Estructura At mica y Tabla Peri dica

Seminario de Química
1º Bachillerato LOGSE
Ficha Nº 7
Estructura Atómica y Tabla Periódica

 
Números cuánticos y orbitales atómicos 
 
1.­ Escribe los posibles valores de los números cuánticos para un electrón en un orbital 
3d 
 
2.­ Justifica cuál o cuáles de las siguientes combinaciones de valores de números 
cuánticos, listados en el orden ​
n, l, m, ​están permitidas para un orbital: (2, 2, 0); (2, 1, 
1); (3, 1, 3). 
  
3.­ ¿Cuál o cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos pueden 
describir un electrón? 
a) (0, 0, 0, 1/2), b) (1, 1, 0, 1/2), c)  (2, 1, 1, 1/2); d) (4, 5, 0, 1/2) 
  
4.­ ¿Por qué los orbitales ​
d ​
no aparecen hasta el tercer nivel energético y los ​
f 
hasta el cuarto? 
  5.­ Para un determinado átomo se tienen las siguientes combinaciones de los números 
cuánticos para cuatro de sus electrones: (3, 1, 0, 1/2), (4, 0, 0, 1/2), 
(3, 2, 0, 1/2), (4, 1, 0, 1/2). 
a) ​
¿Qué orbital ocupa cada electrón? 
b) ​
Ordena los orbitales obtenidos en orden creciente a su energía. 
  
6.­ ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos, listados en el 
orden ​
n, l, ml ​
y ​
ms​
, son posibles para un electrón: (3, 0, 1, 1/2), (3, 1, 1, 1/2), (0, 1, 0, 1/2), (3, 0, 0, 0)? 
  
7.­ Dados los átomos C, F, Na, Al, propón para cada uno de ellos una posible 
combinación válida de números cuánticos para su electrón diferenciador. 
  
8.­ Escribe una posible combinación de números cuánticos para un electrón en  un 
orbital: a) 1​
s; b​
) 2p​
; c​
) 4​
f; d) 3d​
. 
  9.­ Escribe los números cuánticos de cada uno de los electrones del átomo de N. 
  

 
 
 
 
10.­ Describe si son o no posibles los números cuánticos correspondientes a los siguientes 
electrones: 
  
a) n = 3 ; l =2 ; m=1 ; s = ½ 
b) n = 3 ; l = ­1 ; m = 1 ; s = ­½ 
c) n = 4 ; l = 4; m = 2;  s = ½ 
d) n = 2 ; l =0 ; m = ­1 ; s = ½  

  
11.­ Razone si serían posibles soluciones de la ecuación de Schrödinger y en definitiva posibles orbitales atómicos, cada uno de los grupos de números cuánticos para un 
electrón que aparecen a continuación: 
a) ​
 n=1 ; l=0 ; m=0 ; s=1/2 
b) ​
 n=1 ; l=3 ; m=3 ; s=1/2 
c) ​
 n=2 ; l=1 ; m= ­1 ; s= ­1/2 
d) ​
 n=5 ; l=2 ; m=2 ; s= ­ 1/2 
  
Denominar el correspondiente orbital atómico.
12.­ ¿Por qué en un orbital atómico no puede haber más de dos electrones? Enuncia el 
principio en el que se basa este supuesto. 
  
Configuraciones electrónicas 
  13.­ Se tiene un elemento de Z = 20, explique de manera razonada: 
a) Su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es. Números 
cuánticos de su electrón diferenciador. 
b) Su situación en el sistema periódico y cite otro elemento de su mismo grupo. 
Valencias más probables que puede presentar. 
  
14.­ a) Escribe la configuración electrónica de los siguientes átomos e iones: 
  Be2+ (Z=4)  N3­ (Z=7) 
F (Z=9) 
  
 
b) Elige una de esas configuraciones y establece: 
  
∙         ¿Cuántos electrones posee con l =0 
∙         ¿Cuántos electrones posee con m = ­1 

  

 
 
 
15.­  Se dan las siguientes configuraciones electrónicas externas para los siguientes 
elementos: 
a)    (He) 1s1 1d1  
b)    (Ne) 2s2 2p6 
c)    (Ar) 3s2 3p4 3d2 
d)    (Li) 2s1 
  i)             Algunas de ellas están mal escritas. Explica por qué y escríbelas 
correctamente 
 
ii)            Explique cuáles serán las valencias más estables de estos elementos 
  
16​
.­ ​
Razone si las configuraciones electrónicas siguientes representan la fundamental, 
una excitada o una imposible para el átomo o anión propuesto: 
a)  Li = 1s2 2s1 
b)  C+ = 1s2 2s1 2p1 2d1 
c)  H = 1s2 
d)  He = 1p1 e)  O+ = 1s2 2s2 2p3 
  
17.­​
 ​
Escribir la estructura electrónica de los elementos con número atómico  (Z): 38, 11 
y 14 y contestar razonadamente las siguientes cuestiones: 
a)  ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? 
b)  ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes? 
c)  ¿Cuales son metales y cuáles no metales? ...