1. EJERCICIOS QUÍMICA CUÁNTICA 2º BACHILLERATO QUÍMICA
Justifica siempre tus respuestas.
1.- a) Ordene de mayor a menor radio iónico, justificando su respuesta, los siguientes
iones Be2+, Li+, F-, N3-.
Primero comparamos los cationes:
Be2+ Z=4 4 protones 2 electrones
Li+ Z=3 3 protones 2 electrones
Son átomos isoelectrónicos (tienen el mismo número de electrones). A igual número de
electrones, los átomos de menor radio son los de mayor número atómico (Z) porque
mayor es la fuerza de atracción de los protones del núcleo a esos electrones, con lo cual,
el átomo se contrae. Li+ > Be2+
Si comparamos los aniones:
F- Z=9 9 protones 10 electrones
N3- Z=7 7 protones 10 electrones
En el caso de elementos del mismo periodo, son más pequeños cuanto más a la derecha
nos movamos. Esto es debido a que el nivel exterior es el mismo, pero la carga nuclear
aumenta progresivamente, con lo que atrae con mayor fuerza los electrones periféricos,
es decir, la carga nuclear efectiva es mayor, provocando la contracción a lo largo del
periodo. (N>F)
En nuestro caso, son aniones que han ganado electrones. Para ambos ha aumentado el
número de electrones de la capa más externa y aumenta la repulsión entre ellos,
aumentando el tamaño. El anión siempre tiene mayor radio que el átomo neutro.N3->F-
Los aniones se encuentran en el nivel n=2, y los cationes se encuentran en el nivel n=1,
por lo que los cationes son más pequeños.
N3- > F- > Be2+ > Li+
b) Ordene de mayor a menor energía de ionización.
Los elementos del grupo 1 son los que tienen menor EI, puesto que poseen
configuración electrónica ns1, que facilita la eliminación de ese electrón para adquirir la
configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la capa de valencia) lo que les
confiere gran estabilidad.
Dentro de un mismo grupo, la energía de ionización disminuye cuando aumenta el
nivel, puesto que ese electrón está más lejos del núcleo, la carga nuclear efectiva que
recibe del núcleo es menor y por tanto es más fácil arrancar ese electrón, lo que supone
menor gasto de energía.
Por otro lado: EI3>EI2>E1 ya que al disminuir el número de electrones disminuye el
apantallamiento. Además, como aumenta la carga nuclear efectiva hay más atracción
por parte del núcleo y es necesaria mayor cantidad de energía para arrancar electrones
sucesivos.
Be2+ ha perdido dos electrones, y la energía asociada a arrancarle el tercer electrón es
muy grande. EI3 Be2+ > EI2 Li+

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Los elementos del grupo 17 (halógenos) tienen alta tendencia a captar electrones debido
a su alta carga nuclear efectiva, en vez de ceder, alcanzando así la estabilidad de los
gases nobles. Perder el electrón captado y la configuración de gas noble supone que se
aporte una gran cantidad de energía.
F- es más pequeño, por lo que la carga nuclear efectiva es mayor: los protones del
núcleo ejercen gran atracción por los electrones y se necesita gran cantidad de energía
para arrancarlos.
EI F- > EI N3- > EI Be2+ > EI Li+
2.-Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: (Hablar de
Principio exclusión Pauli y Principio máxima multiplicidad Hund. De los números cuánticos, de la
energía de los niveles…..)
a) El número máximo de electrones que tienen número cuántico n =4 es de 8.
El número cuántico principal hace referencia al nivel de energía. n=4 indica que en ese
átomo hay 4 niveles de energía en los que se alojan electrones. Para cada nivel, el
número máximo de electrones que se pueden alojar viene determinado por 2n2
En este caso: en el nivel 4 puede haber un número máximo de 32 electrones.
Estos electrones se distribuyen en los orbitales: 4s (2 electrones); 4p (6 electrones); 4d
(10 electrones) y 4f (14 electrones)
b) En los orbitales 3d sólo puede haber 3 electrones.
Orbital: región del espacio en la que es máxima la probabilidad de encontrar un
electrón.
Cada orbital viene definido por los valores de los tres primeros números cuánticos. Los
distintos tipos de orbitales se designan por las letras s, p, d y f. Cada uno de ellos
corresponde a una forma espacial diferente.
Los orbitales de sólo existen a partir del tercer nivel, estos orbitales d existen en grupos
de cinco.
Por el Principio de Exclusión de Pauli, se afirma que en un mismo átomo no pueden
existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Se deduce que para un
mismo orbital sólo puede haber como máximo dos electrones con número cuántico de
espín diferente: el giro del electrón sobre sí mismo.
Si hay cinco orbitales 3d, debido a dicho principio, puede haber 10 electrones.
c) Si en los orbitales 2p colocamos 4 electrones no habrá ninguno desapareado.
Electrones apareados: en un mismo orbital los electrones giran en sentidos contrarios.
El Principio de Máxima Multiplicidad de Hund dice que cuando existen orbitales
degenerados, es decir, grupos de orbitales con la misma energía, los electrones se

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colocan de manera que primero se semiocupan los orbitales y luego se completan. Esto
se debe a que se consigue mayor estabilidad con esta configuración.
Hay tres orbitales 2p, siguiendo la orientación espacial de los tres ejes coordenados.
Según el principio de Hund, los 4 electrones se distribuirán de la siguiente manera:
↑↓ ↑ ↑
Hay dos electrones desapareados
d) En un mismo orbital dos electrones se diferencian por su número cuántico ml.
Según el Principio de Exclusión de Pauli, se afirma que en un mismo átomo no pueden
existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Se deduce que para un
mismo orbital sólo puede haber como máximo dos electrones con número cuántico de
espín diferente: el giro del electrón sobre sí mismo.
En un mismo orbital dos electrones se diferencian por su número cuántico ms. El
número cuántico de espín que indica que un electrón gira en un sentido sobre sí mismo
y el otro electrón gira en el sentido contrario. Están apareados.
3.-Dados los elementos X, Y, y Z cuyos números atómicos son 19, 17 y 12,
respectivamente: indique razonando las respuestas:
a) La estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales y a qué grupo
pertenecen.
Z ELEMENTO CONF. ELE. GRUPO
X 19 K 1s22s22p63s23p64s1 1
Y 17 Cl 1s22s22p63s23p5 17
Z 12 Mg 1s22s22p63s2 2
b) Tipo de enlace cuando se unen X e Y. Y cuando se unen entre sí átomos de Z.
X e Y es un enlace iónico: cuando se unen dos elementos con una diferencia de
electronegatividad muy grande, es decir, un metal cuya tendencia es perder electrones y
un no metal cuya tendencia es a captarlos. Se producen iones porque el metal le cede el
electrón (o electrones) que le faltan al no metal, se forman un catión y un anión. Se
produce un enlace iónico debido a la atracción electrostática de cargas de signo opuesto.
De esta manera, la red cristalina formada representa un estado de menor energía que los
átomos aislados.
Z y Z es un enlace metálico. El elemento es el magnesio, que es un metal alcalino
térreo. Se forma un enlace metálico, que se puede resumir en que los electrones se
deslocalizan formando una red negativa. Estos electrones se mueven libremente entre
los protones del núcleo que forman una red positiva, formando el enlace metálico.

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c) El elemento de menor potencial de ionización.
La EI es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y
fundamental. Cuanto más fácil sea arrancar ese electrón, menor energía requerirá el
proceso.
Los elementos del grupo 1 (alcalinos) son los que menores energías de ionización
poseen, puesto que sólo tienen 1 electrón en la capa de valencia, y este electrón no está
fuertemente atraído al núcleo, puesto que su tendencia es perderlo para adquirir
configuración electrónica de gas noble.
El K es el que menor EI posee. Está en el nivel 4, su tamaño hace que el electrón
diferenciador esté alejado del núcleo, y los electrones internos ejercen su efecto
pantalla, por lo que la carga nuclear efectiva no es grande, es decir, que no está muy
atraído al núcleo. Para arrancar este electrón no se necesita mucha energía.
4.- a) ¿Qué tienen en común en su estructura electrónica las especies químicas Ar, Cr,
K+, Ca2+ y S2-?
Z Protones Electrones Configuración
Ar 18 18 18 1s22s22p63s23p6
Cr 24 24 24 1s22s22p63s23p64s23d4
K+ 19 19 18 1s22s22p63s23p6
Ca2+ 20 20 18 1s22s22p63s23p6
S2- 16 16 18 1s22s22p63s23p6
Todas son isoelectrónicas. Todas tienen 18 electrones, menos el Cr.
b) Ordene las anteriores especies por orden creciente de radio.
Ca2+ < K+ < Ar < S2- < Cr
El cromo es el mayor porque se encuentra en el periodo 4. Entre dos iones con igual
número de electrones tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza
atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga eléctrica. (Ver problema 1)

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5.- El número atómico de cinco elementos A, B, C, D y E es 9, 16, 17, 19 y 20,
respectivamente. Indique, justificando sus respuestas:
Z ELEMENTO GRUPO VALENCIA CONFIGURACION
A 9 F 17 -1 1s22s22p5
B 16 S 16 -2 1s22s22p63s23p4
C 17 Cl 17 -1 1s22s22p63s23p5
D 19 K 1 +1 1s22s22p63s23p64s1
E 20 Ca 2 +2 1s22s22p63s23p64s2
a) Cuál de ellos es un metal alcalino. El K, su electrón diferenciador tiene configuración
4s1, tiene un electrón en su capa de valencia. Pertenece al grupo 1.
b) El elemento más electronegativo. La electronegatividad es la tendencia a atraer hacia
sí los electrones compartidos en el enlace. En este caso el elemento más electronegativo
es el F, puesto que es el de menor tamaño, el que tiene 7 electrones en la capa de
valencia fuertemente atraídos por los protones del núcleo, debido a su pequeño tamaño,
por lo que tendrá una gran tendencia a captar electrones para adquirir configuración
electrónica de gas noble.
c) El de menor energía de ionización. Los elementos del grupo 1 son los que menores
energías de ionización poseen. (Véase problema 3c)
d) El de valencia = -2. El azufre. Posee 6 electrones en la capa de valencia, si capta dos
electrones más, adquiere 8, por lo que tendrá su capa de valencia completa y adquirirá
mayor estabilidad
e) Qué tipo de enlace se forma en la unión de C y D. Un enlace Iónico (Véase problema
3b)
6.- Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos: (3,2,2,-1/2); (1,0,1,1/2);
(1,0,0,1/2); (4,3,-2,-1/2). Explica los números cuánticos.
El electrón no describe una órbita determinada con un radio definido, aunque sí hay un
volumen en el que se puede encontrar al electrón con una energía determinada. A ese
volumen en el espacio en el que resulta más probable encontrar al electrón se le llama
orbital. Matemáticamente viene expresado por las soluciones a la ecuación de
Schrödinger, y estas soluciones dependen de unos números, los números cuánticos.

6. EJERCICIOS QUÍMICA CUÁNTICA 2º BACHILLERATO QUÍMICA
Números cuánticos: existen cuatro números cuánticos que especifican las energías
permitidas y el comportamiento de los electrones atómicos.
− n= número cuántico principal. Define la energía del orbital. Y el volumen del
orbital en el espacio. Los valores de n=1, 2, 3, ….
− l= número cuántico secundario. Define la forma espacial del orbital. Los valores
que puede tomar van desde l=0 hasta l=(n-1). Son los subniveles energéticos
dentro de un mismo nivel.
Cuando l=0, la forma del orbital es esférica, lo que varía entre estos
orbitales es la distancia al núcleo, la cual dependerá del nivel. Son los
denominados orbitales s.
Cuando l=1, la forma del orbital es lobular, la probabilidad de encontrar
al electrón no es la misma en todos sus puntos. Son los denominados
orbitales p.
Cuando l=2, los orbitales adquieren diferentes formas. Se denominan
orbitales d.
Cuando l=3, los orbitales adquieren diferentes formas. Se denominan
orbitales f.
− ml= número cuántico magnético: describe la orientación espacial del orbital
cuando este orbital se somete a un campo magnético externo. Los valores que
puede tomar van desde (-l, pasando por cero, hasta +l)
Por ejemplo: si un tenemos un orbital p, las diferentes orientaciones espaciales
vienen definidas por ml, que puede tomar los valores (-1,0,+1) por lo que existen
3 orbitales p siguiendo las tres direcciones del espacio.
− ms= número cuántico de espín: describe el giro del electrón sobre sí mismo. Hay
dos direcciones de giro. Estas direcciones de giro se representan con los valores
ms=+1/2 ; m= -1/2 e indican que el electrón está girando en un sentido u otro.
a) Explicar si es posible que existan electrones con dichos números cuánticos.
b) En aquellos posibles, explica la situación del electrón en el átomo.
(3,2,2,-1/2); n=3, l=2; ml=2; ms=-1/2; es posible. Los números concuerdan con
los valores explicados anteriormente.
Nivel 3 de energía. El número secundario indica que el orbital es de tipo d. El número
cuántico magnético indica que son posibles cinco orientaciones espaciales para los
orbitales d:
Ms=-2 Ms=-1 Ms=0 Ms=+1 Ms=+2
Aplicando el Principio de Máxima Multiplicidad de Hund llegamos a la conclusión que
cuando existen orbitales degenerados, es decir, grupos de orbitales con la misma
energía, los electrones se colocan de manera que primero se semiocupan los orbitales y

7. EJERCICIOS QUÍMICA CUÁNTICA 2º BACHILLERATO QUÍMICA
luego se completan. Esto se debe a que se consigue mayor estabilidad con esta
configuración.
El criterio adoptado para el giro del electrón nos indica que ms=-1/2 indica el primer
electrón que entra en el orbital, con un sentido de giro. ms=+1/2 indica el segundo
electrón que entra en el orbital, con el sentido de giro contrario.
Como ms=-1/2 indica que es el primer electrón en entrar en el orbital
Por todo ello: en los orbitales 3d hay 5 electrones desapareados. 3d5 que corresponde al
Mn.
(1,0,1,1/2); n=1, l=1; ml=1; ms=1/2; no es posible. Para un valor l=0 sólo es
posible un valor ml=0.
(1,0,0,1/2); n=1, l=0; ml=0; ms=1/2; es posible. Los números concuerdan con los
valores explicados anteriormente.
Nivel 1 de energía. El número secundario indica que el orbital es de tipo s. El número
cuántico magnético indica que sólo es posible una única orientación espacial (es una
esfera).
El criterio adoptado para el giro del electrón nos indica que ms=-1/2 indica el primer
electrón que entra en el orbital, con un sentido de giro. ms=+1/2 indica el segundo
electrón que entra en el orbital, con el sentido de giro contrario.
Por todo ello: en los orbitales 1s hay dos electrones apareados. Es el He.
(4,3,-2,-1/2). n=4, l=3; ml=-2; ms=-1/2; es posible. Los números concuerdan con
los valores explicados anteriormente.
Nivel 4 de energía. El número secundario indica que el orbital es de tipo f. El número
cuántico magnético indica que son posibles siete orientaciones espaciales para los
orbitales f:
Ms=-3 Ms=-2 Ms=-1 Ms=0 Ms=+1 Ms=+2 Ms=+3
Aplicando el Principio de Máxima Multiplicidad de Hund llegamos a la conclusión que
cuando existen orbitales degenerados, es decir, grupos de orbitales con la misma
energía, los electrones se colocan de manera que primero se semiocupan los orbitales y
luego se completan. Esto se debe a que se consigue mayor estabilidad con esta
configuración.
El criterio adoptado para el giro del electrón nos indica que ms=-1/2 indica el primer
electrón que entra en el orbital, con un sentido de giro. ms=+1/2 indica el segundo
electrón que entra en el orbital, con el sentido de giro contrario.
Como ms=-1/2 es el primer electrón en entrar al orbital.
Por todo ello: en los orbitales 4f hay 2 electrones desapareados. 4f2 que corresponde al
Praseodimio.

8. EJERCICIOS QUÍMICA CUÁNTICA 2º BACHILLERATO QUÍMICA
7-Explique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Un ion Ca2+ tiene más protones que un átomo de Ca. Falso. Un átomo no pierde
o gana protones nada más que en las reacciones nucleares. Ca2+ es un catión que
ha perdido dos electrones, por lo que tiene dos electrones menos que Ca.
b) Un ion Na+ tiene más masa que un átomo de Na. Falso. La masa atómica no
depende de los electrones. La masa atómica depende de los protones y de los
neutrones del núcleo. La masa de un electrón (9,1x10-31 kg) se considera
despreciable. La diferencia entre estas dos especies es que la primera ha perdido
un electrón, y en todo caso tendría menor masa que Na, por haber perdido es
electrón.
c) Un ion S2- tiene configuración electrónica de gas noble. Verdadero. El azufre
tiene una configuración electrónica 1s22s22p63s23p4, es decir, tiene seis
electrones en la capa de valencia, por lo que necesita captar dos electrones para
adquirir ocho electrones en la capa de valencia, que corresponde a una
configuración electrónica de gas noble de menor energía y mayor estabilidad.
d) El ion Li+ es isoelectrónico (mismo número de electrones) con el ion Be2+.
Verdadero. Li (Z=3) ha perdido un electrón y Berilio (Z=4) ha perdido 2
electrones. Tienen 2 electrones, han adquirido la configuración electrónica del
gas noble He.