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Estructura atómica y sistema periódico en 1º Bachillerato: 65 ejercicios resueltos
Estructura atómica y sistema periódico 1º Bachillerato: 65 ejercicios resueltos
De Z, A e isótopos a configuración electrónica, números cuánticos y propiedades periódicas. Un recorrido para que puedas justificar cada paso sin depender de una colección de flechas aprendidas de memoria.
Biblioteca Marlu Educativa. Material propio, preparado y revisado por el equipo académico y editorial conforme al Método Marlu, con coordinación docente de José María.
En el cuadro de impresión elige Guardar como PDF. El cuaderno mantiene sus enlaces y añade paginación Marlu.
Método Marlu
El tema se entiende mejor como una cadena de decisiones
Puede que ya sepas escribir una configuración electrónica y, aun así, te cueste decidir qué hacer después. Aquí vamos a enlazar todas las ideas: identificar el átomo, distribuir sus electrones, describir los orbitales, localizar el elemento y justificar cómo cambian sus propiedades.
Si todavía dudas con protones, iones o configuraciones muy sencillas, empieza por el curso cero de Física y Química para 1º de Bachillerato. A partir de aquí ya entramos en el temario propio de Bachillerato.
Antes de empezar
Diagnóstico inicial: seis decisiones que localizan el primer bloqueo
No es un examen. Intenta responder sin mirar la teoría y usa el resultado para entrar en el bloque adecuado.
Si te fallan las dos primeras, empieza en A. Si el problema está en la configuración, ve a B; si son las restricciones cuánticas, a C. Para aprender a localizar un elemento, entra en D. Si lo que cuesta es justificar propiedades, empieza en E.
Teoría esencial antes de los 65 ejercicios
Antes de configurar electrones. La secuencia histórica ayuda a entender el modelo: Rutherford sitúa la carga positiva y casi toda la masa en un núcleo muy pequeño, Bohr introduce niveles de energía cuantizados para interpretar el espectro del hidrógeno y el modelo cuántico sustituye la órbita definida por orbitales. Aquí usamos ese puente conceptual sin entrar en cálculos espectroscópicos propios de una profundización posterior.
Por qué Z ordena la tabla. Mendeleiev reconoció la periodicidad de las propiedades y dejó huecos para elementos aún no descubiertos. Moseley mostró después que el criterio fundamental de ordenación es el número atómico Z. Por eso Z identifica al elemento y la estructura electrónica permite interpretar su posición y sus tendencias periódicas.
Notación. En muchos manuales de Bachillerato se escriben los cuatro números cuánticos como n, l, m y s. Esa es la notación escolar que se mantiene en los ejercicios. En notación más formal, el número magnético y la proyección de espín suelen escribirse con subíndices.
| Idea | Regla operativa | Qué conviene comprobar |
|---|---|---|
| Número atómico | Z = protones | Z identifica el elemento y no cambia al formar un ion |
| Número másico | A = protones + neutrones | n = A - Z |
| Carga del ion | carga = protones - electrones | catión si faltan electrones y anión si sobran |
| Configuración electrónica | seguir mínima energía y respetar capacidades s2 p6 d10 f14 | la suma de electrones debe coincidir con la especie |
| Números cuánticos | n ≥ 1, 0 ≤ l ≤ n - 1, -l ≤ m ≤ +l, s = ±1/2 | un solo valor fuera de rango invalida el conjunto |
| Pauli | dos electrones del mismo orbital deben tener espines opuestos | no hay dos electrones de un átomo con los cuatro números cuánticos iguales |
| Hund | en orbitales degenerados se ocupan primero de forma sencilla | se maximiza el número de electrones desapareados antes de emparejar |
| Periodo | En elementos representativos, coincide con el mayor n ocupado en el átomo neutro fundamental. | En el bloque d y en configuraciones irregulares no conviene aplicar esta regla de forma mecánica. |
| Grupo representativo | se interpreta a partir de la forma nsx npy | la regla simple no se aplica igual al bloque d |
Bloque A · Núcleo, isótopos e iones
Primero fijamos la identidad del átomo. Z no cambia cuando aparece un ion y A no es lo mismo que la masa atómica media.
Oxígeno-16: empezar por Z y A
Enunciado. Un átomo neutro de 16O tiene Z = 8 y A = 16. Determina protones, neutrones y electrones.
- Z es el número de protones. Por tanto, p = 8.
- Los neutrones se calculan con n = A - Z = 16 - 8 = 8.
- El átomo es neutro, luego e = p = 8.
p = 8, n = 8, e = 8.
La suma p + n = 16 recupera A y p = e confirma que la carga total es cero.
Sodio-23 convertido en Na+
Enunciado. Para 23Na+, con Z = 11, calcula protones, neutrones y electrones.
- p = Z = 11.
- n = A - Z = 23 - 11 = 12.
- La carga +1 significa que el átomo ha perdido un electrón. e = 11 - 1 = 10.
11 protones, 12 neutrones y 10 electrones.
La carga también se comprueba con p - e = 11 - 10 = +1.
Cloro-35 convertido en Cl-
Enunciado. Para 35Cl-, con Z = 17, determina p, n y e.
- p = 17.
- n = 35 - 17 = 18.
- La carga -1 indica un electrón más que protones. e = 17 + 1 = 18.
p = 17, n = 18, e = 18.
p - e = 17 - 18 = -1, exactamente la carga indicada.
Reconstruir una especie a partir de p, n y e
Enunciado. Una especie tiene 12 protones, 13 neutrones y 10 electrones. Identifica el elemento, calcula A y escribe la carga.
- Z = 12, luego el elemento es Mg.
- A = p + n = 12 + 13 = 25.
- La carga vale p - e = 12 - 10 = +2.
La especie es 25Mg2+.
El ion conserva Z = 12. Formar un ion cambia electrones, no la identidad del núcleo.
Dos isótopos del carbono
Enunciado. Compara 12C y 14C. Indica qué magnitud permanece constante y qué partícula cambia.
- Ambos son carbono, de modo que Z = 6 en los dos casos.
- 12C tiene n = 12 - 6 = 6 neutrones.
- 14C tiene n = 14 - 6 = 8 neutrones.
Los dos tienen 6 protones. Cambia el número de neutrones y, por ello, cambia A.
La definición de isótopo exige mismo Z y distinto número de neutrones.
Identificar aluminio desde A y los neutrones
Enunciado. Un átomo tiene A = 27 y 14 neutrones. Determina Z, el elemento y el número de electrones si es neutro.
- Z = A - n = 27 - 14 = 13.
- Z = 13 corresponde a Al.
- Al ser neutro, e = Z = 13.
27Al con 13 protones, 14 neutrones y 13 electrones.
13 + 14 = 27 y p = e. Las dos comprobaciones cierran el ejercicio.
Hierro-56: composición del átomo
Enunciado. Para 56Fe, con Z = 26, calcula las tres partículas subatómicas principales en el átomo neutro.
- p = 26.
- n = 56 - 26 = 30.
- e = 26 porque no hay carga.
26 protones, 30 neutrones y 26 electrones.
El número másico cuenta nucleones: 26 + 30 = 56.
Potasio a partir de datos experimentales
Enunciado. Una especie contiene 19 protones, 20 neutrones y 18 electrones. Identifícala completamente.
- Z = 19 corresponde a K.
- A = 19 + 20 = 39.
- La carga es 19 - 18 = +1.
La especie es 39K+.
Tiene un electrón menos que el átomo neutro de potasio, por eso es un catión monovalente.
Detectar unos datos físicamente incompatibles
Enunciado. Se propone un átomo con Z = 12 y A = 10. ¿Son compatibles esos datos?
- Los neutrones serían n = A - Z = 10 - 12 = -2.
- Un núcleo no puede contener un número negativo de neutrones.
- Por definición, A = p + n y por tanto A nunca puede ser menor que Z.
Los datos son imposibles.
Una comprobación de sentido físico puede detectar el error antes de hacer cualquier otra operación.
Masa atómica media del boro
Enunciado. El boro natural contiene 19,61 % de un isótopo de masa 10,0129 u y 80,39 % de otro de masa 11,0093 u. Calcula su masa atómica media.
- Pasamos los porcentajes a fracción: 0,1961 y 0,8039.
- M = 10,0129 · 0,1961 + 11,0093 · 0,8039.
- M = 10,81390596 u.
M ≈ 10,814 u.
El promedio debe quedar entre 10,0129 u y 11,0093 u y más cerca del segundo valor porque es el isótopo más abundante.
Bloque B · Configuración electrónica
Aquí empieza la lectura de la nube electrónica. El objetivo no es recitar Möller, sino contar electrones, respetar capacidades y detectar estados imposibles.
Configuración electrónica del carbono
Enunciado. Escribe la configuración electrónica fundamental del carbono, Z = 6, y señala sus electrones de valencia.
- El átomo neutro tiene 6 electrones.
- Se llenan 1s, 2s y después 2p.
- Configuración: 1s2 2s2 2p2. La capa de valencia es n = 2 y contiene 4 electrones.
C: 1s2 2s2 2p2. Tiene 4 electrones de valencia.
2 + 2 + 2 = 6, exactamente Z.
Oxígeno y electrones desapareados
Enunciado. Escribe la configuración electrónica del oxígeno, Z = 8, e indica cuántos electrones quedan desapareados en 2p.
- Configuración: 1s2 2s2 2p4.
- Los tres orbitales p degenerados se ocupan primero uno a uno antes de emparejar, según Hund.
- Con 2p4 queda un orbital emparejado y dos orbitales con un electrón.
O: 1s2 2s2 2p4. Tiene 2 electrones desapareados.
La distribución respeta la capacidad de p y la regla de máxima multiplicidad.
Sodio: el electrón que abre el tercer periodo
Enunciado. Escribe la configuración electrónica del Na, Z = 11, e identifica la capa externa.
- Hasta Ne se colocan 10 electrones: 1s2 2s2 2p6.
- El electrón 11 entra en 3s.
- Configuración completa: 1s2 2s2 2p6 3s1.
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1. La capa externa es n = 3.
La suma 2 + 2 + 6 + 1 = 11 confirma el recuento.
Cloro: configuración de un halógeno
Enunciado. Escribe la configuración electrónica del cloro, Z = 17, y cuenta sus electrones de valencia.
- Se distribuyen 17 electrones siguiendo el orden energético.
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
- En la capa n = 3 hay 2 + 5 = 7 electrones.
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Tiene 7 electrones de valencia.
La configuración externa 3s2 3p5 anticipa su pertenencia al grupo 17.
Calcio y cierre del subnivel 4s
Enunciado. Escribe la configuración electrónica del calcio, Z = 20.
- El núcleo aporta Z = 20 y el átomo neutro tiene 20 electrones.
- Hasta Ar se completan 18 electrones.
- Los dos restantes ocupan 4s: [Ar] 4s2.
Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
La configuración termina en 4s2 y suma 20 electrones.
Bromo: una configuración más larga sin perder el control
Enunciado. Escribe la configuración electrónica del Br, Z = 35, en forma completa y abreviada.
- Se llenan los subniveles hasta 4p con el orden de mínima energía.
- Forma completa: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5.
- Forma abreviada: [Ar] 4s2 3d10 4p5.
Br: [Ar] 4s2 3d10 4p5.
18 + 2 + 10 + 5 = 35. La forma abreviada no cambia la información química.
Hierro: entrada en el bloque d
Enunciado. Escribe la configuración electrónica fundamental del Fe, Z = 26.
- Hasta Ar hay 18 electrones.
- Después se ocupa 4s2 y continúan 6 electrones en 3d.
- Configuración: [Ar] 4s2 3d6.
Fe: [Ar] 4s2 3d6.
18 + 2 + 6 = 26. Conviene contar siempre antes de interpretar el grupo o el periodo.
Na+ y la configuración de gas noble
Enunciado. Escribe la configuración electrónica de Na+.
- Na neutro tiene 11 electrones y configuración [Ne] 3s1.
- Na+ ha perdido un electrón. Tiene 10 electrones.
- La configuración del ion es 1s2 2s2 2p6.
Na+: [Ne].
El electrón se pierde de la capa externa 3s, no del núcleo ni de una capa interna.
Mg2+ y estabilidad electrónica
Enunciado. Escribe la configuración electrónica de Mg2+, sabiendo que Z = 12.
- Mg neutro es [Ne] 3s2.
- La carga +2 implica perder los dos electrones 3s.
- Quedan 10 electrones: [Ne].
Mg2+: 1s2 2s2 2p6.
Na+ y Mg2+ terminan siendo isoelectrónicos, aunque sus núcleos contienen distinto número de protones.
Cl- completa el subnivel 3p
Enunciado. Escribe la configuración electrónica de Cl-.
- Cl neutro tiene 17 electrones: [Ne] 3s2 3p5.
- El anión Cl- gana un electrón y pasa a tener 18.
- La configuración queda [Ne] 3s2 3p6 = [Ar].
Cl-: [Ar].
El ion alcanza una capa externa completa sin modificar Z = 17.
Una familia isoelectrónica
Enunciado. Comprueba si O2-, F-, Na+ y Mg2+ son isoelectrónicos.
- O2- tiene 8 + 2 = 10 electrones.
- F- tiene 9 + 1 = 10. Na+ tiene 11 - 1 = 10. Mg2+ tiene 12 - 2 = 10.
- Las cuatro especies tienen configuración 1s2 2s2 2p6.
Sí. Las cuatro son isoelectrónicas con Ne.
Isoelectrónico significa mismo número de electrones, no mismo número de protones ni misma carga.
Identificar un elemento desde su configuración
Enunciado. ¿Qué elemento neutro corresponde a 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5?
- Sumamos electrones: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17.
- En un átomo neutro, e = Z. Por tanto Z = 17.
- El elemento con Z = 17 es Cl.
La configuración corresponde al cloro.
La identificación se hace por el número total de electrones cuando la especie es neutra.
Fundamental, excitada o imposible
Enunciado. Clasifica estas configuraciones para un átomo de Na, Z = 11: A) 1s2 2s2 2p6 3s1. B) 1s2 2s2 2p6 4s1. C) 1s2 2s3 2p6.
- A suma 11 electrones y sigue el orden de mínima energía. Es el estado fundamental.
- B suma 11 electrones, pero uno ha sido promovido desde 3s a 4s. Es un estado excitado.
- C pretende colocar 3 electrones en 2s. Un orbital s solo admite 2. Es imposible.
A fundamental, B excitada, C imposible.
No basta con contar electrones. También hay que respetar capacidades y distinguir ocupación de mínima energía de una promoción electrónica.
Que una configuración sume Z no basta. También debe respetar la capacidad de los subniveles y, si se pide el estado fundamental, el orden de mínima energía.
Bloque C · Números cuánticos, orbitales, Pauli y Hund
Este bloque entra de lleno en el nivel que se trabaja en 1º de Bachillerato en centros de Castilla y León. Cada conjunto se valida por restricciones, no por intuición.
Valores posibles de l cuando n = 3
Enunciado. Un electrón tiene número cuántico principal n = 3. ¿Qué valores puede tomar l?
- Para un nivel dado, l puede ir desde 0 hasta n - 1.
- Si n = 3, entonces l = 0, 1, 2.
- Estos valores corresponden a los subniveles 3s, 3p y 3d.
l = 0, 1, 2.
El valor l = 3 no sería posible para n = 3 porque debe cumplirse l < n.
Valores de m en un subnivel d
Enunciado. Si l = 2, enumera los valores permitidos de m para ese subnivel.
- El número cuántico magnético m toma valores enteros desde -l hasta +l.
- Para l = 2: m = -2, -1, 0, +1, +2.
- Cada valor de m identifica un orbital dentro del subnivel d.
m = -2, -1, 0, +1, +2.
Aparecen 5 valores, coherentes con los 5 orbitales de cualquier subnivel d.
Reconocer el subnivel a partir de n y l
Enunciado. Un subnivel está caracterizado por n = 4 y l = 1. ¿Cómo se denomina?
- n = 4 fija el cuarto nivel.
- l = 1 corresponde al tipo p.
- Combinando ambos datos se obtiene el subnivel 4p.
Es el subnivel 4p.
Los valores n y l identifican el subnivel. Para fijar un orbital concreto hace falta además el número cuántico magnético m.
Un conjunto cuántico permitido
Enunciado. Decide si (n, l, m, s) = (3, 2, -1, +1/2) puede describir un electrón.
- Con n = 3 se permite l = 0, 1 o 2. Por tanto l = 2 es válido.
- Para l = 2 se permite m entre -2 y +2. m = -1 es válido.
- El espín solo puede ser +1/2 o -1/2. +1/2 es válido.
Sí, el conjunto es posible y corresponde a un electrón 3d.
Las tres restricciones se cumplen simultáneamente. Basta con que una falle para que el conjunto sea imposible.
Un l imposible para n = 2
Enunciado. Analiza (2, 2, 0, +1/2).
- Para n = 2, l solo puede ser 0 o 1.
- El valor l = 2 no está permitido.
- No es necesario seguir comprobando m y s porque el conjunto ya falla.
El conjunto es imposible.
La regla l = 0, 1, ..., n - 1 es la primera comprobación después de revisar n.
Un m fuera de rango
Enunciado. Analiza el conjunto (4, 1, 2, +1/2).
- n = 4 y l = 1 son compatibles.
- Si l = 1, m solo puede valer -1, 0 o +1.
- El valor m = 2 queda fuera del intervalo permitido.
El conjunto es imposible.
En un subnivel p hay exactamente tres orbitales porque m tiene tres valores.
El espín no puede valer +1
Enunciado. ¿Es posible el conjunto (5, 2, -2, +1)?
- n = 5 permite l = 2.
- l = 2 permite m = -2.
- El problema está en s: para un electrón solo se admiten +1/2 y -1/2.
No es posible porque s = +1 no está permitido.
El número cuántico de espín no depende de n, l ni m.
¿Cuántos orbitales hay en 3p?
Enunciado. Determina el número de orbitales y el máximo de electrones del subnivel 3p.
- Para p, l = 1.
- m puede valer -1, 0 o +1, así que existen 3 orbitales.
- Cada orbital admite como máximo 2 electrones con espines opuestos.
3 orbitales y 6 electrones como máximo.
La capacidad de p es siempre 6, sea 2p, 3p, 4p o cualquier otro nivel permitido.
Capacidad del subnivel 4d
Enunciado. ¿Cuántos orbitales y electrones puede alojar como máximo 4d?
- Para d, l = 2.
- m toma cinco valores: -2, -1, 0, +1, +2. Hay 5 orbitales.
- Con 2 electrones por orbital, la capacidad máxima es 5 · 2 = 10.
4d contiene 5 orbitales y admite hasta 10 electrones.
La capacidad depende del tipo de subnivel, no del valor concreto de n.
Cuántos orbitales caben en el nivel n = 3
Enunciado. Calcula el número total de orbitales del nivel principal n = 3 y el máximo de electrones.
- Para n = 3 existen 3s, 3p y 3d.
- 3s aporta 1 orbital, 3p aporta 3 y 3d aporta 5. Total = 1 + 3 + 5 = 9 orbitales.
- Cada orbital admite 2 electrones. Máximo = 18.
El nivel n = 3 contiene 9 orbitales y hasta 18 electrones.
Coincide con las expresiones n^2 = 9 orbitales y 2n^2 = 18 electrones.
Pauli dentro de un orbital 2s
Enunciado. Escribe los cuatro números cuánticos de los dos electrones que pueden ocupar un mismo orbital 2s.
- Para 2s: n = 2, l = 0 y m = 0.
- Los dos electrones comparten esos tres valores porque están en el mismo orbital.
- Pauli obliga a que difieran en el espín: uno +1/2 y otro -1/2.
(2,0,0,+1/2) y (2,0,0,-1/2).
No pueden existir dos electrones de un mismo átomo con los cuatro números cuánticos idénticos.
Hund aplicado al nitrógeno
Enunciado. El nitrógeno tiene Z = 7. Justifica la distribución de sus tres electrones 2p y el número de electrones desapareados.
- N: 1s2 2s2 2p3.
- Los tres orbitales 2p tienen la misma energía en ausencia de perturbaciones externas.
- Hund indica que se ocupan primero por separado y con espines paralelos antes de emparejar.
El N tiene 3 electrones desapareados en 2p.
Emparejar dos electrones dejando vacío un orbital p no sería el estado fundamental.
Números cuánticos del electrón diferenciador
Enunciado. Da un conjunto posible de números cuánticos para el electrón diferenciador de Na y otro para el de Cl.
- Na termina en 3s1. Para un electrón 3s: n = 3, l = 0, m = 0. Podemos tomar s = +1/2.
- Cl termina en 3p5. Para 3p: n = 3, l = 1 y m puede ser -1, 0 o +1.
- Con una convención de llenado habitual, un posible conjunto para el quinto electrón 3p es (3,1,0,-1/2).
Na: (3,0,0,+1/2). Cl: una posibilidad es (3,1,0,-1/2).
En orbitales p degenerados, el valor concreto de m asignado al electrón diferenciador depende de la convención gráfica. Lo importante es que el conjunto sea compatible con Pauli y Hund.
En un subnivel p no existe un único valor de m para el electrón diferenciador si antes no se fija una convención de diagrama. Por eso aquí se pide un conjunto posible.
Bloque D · Grupo, periodo, familia y bloque
La configuración deja de ser un fin y se convierte en una herramienta para localizar el elemento y leer la tabla periódica.
Na: de la configuración a grupo y periodo
Enunciado. Localiza el sodio a partir de 1s2 2s2 2p6 3s1.
- El mayor n ocupado es 3, luego pertenece al periodo 3.
- La configuración externa es 3s1. En un elemento representativo indica grupo 1.
- El último electrón entra en un subnivel s, por lo que pertenece al bloque s.
Na está en periodo 3, grupo 1, bloque s.
La posición se ha deducido de la configuración, no de memorizar la casilla.
Mg: una capa externa 3s2
Enunciado. Localiza Mg a partir de [Ne] 3s2.
- El mayor nivel ocupado es n = 3. Periodo 3.
- La capa de valencia termina en s2. En los elementos representativos corresponde al grupo 2.
- El subnivel diferenciador es s.
Mg: periodo 3, grupo 2, bloque s.
Los dos electrones externos explican su tendencia a formar Mg2+, aunque la formación del enlace se estudiará más adelante.
Al: primera entrada en el bloque p del periodo 3
Enunciado. Localiza Al, cuya configuración externa es 3s2 3p1.
- Mayor n = 3, por tanto periodo 3.
- En el bloque p, ns2 np1 corresponde al grupo 13.
- El electrón diferenciador entra en p.
Al: periodo 3, grupo 13, bloque p.
La suma de electrones de valencia es 3, coherente con su posición en el grupo 13.
Azufre: leer ns2 np4
Enunciado. El azufre termina en 3s2 3p4. Determina periodo, grupo y bloque.
- n = 3 fija el periodo 3.
- La forma ns2 np4 corresponde al grupo 16.
- El último subnivel ocupado es p.
S: periodo 3, grupo 16, bloque p.
Tiene 6 electrones de valencia, dato coherente con el grupo 16.
Cloro: reconocer un halógeno desde la configuración
Enunciado. A partir de 3s2 3p5, localiza el cloro.
- Mayor n = 3, luego periodo 3.
- ns2 np5 corresponde al grupo 17.
- Al terminar en p, es un elemento del bloque p.
Cl: periodo 3, grupo 17, bloque p.
Una capa con 7 electrones de valencia caracteriza a los halógenos representativos.
Argón: cierre de capa
Enunciado. La configuración externa de Ar es 3s2 3p6. Indica su posición y familia.
- El mayor n es 3, por tanto periodo 3.
- ns2 np6 representa una capa externa completa.
- En la numeración IUPAC corresponde al grupo 18.
Ar: periodo 3, grupo 18, bloque p, gas noble.
La capa externa completa explica su baja tendencia a ganar o perder electrones en condiciones ordinarias.
Una configuración externa 4s2 4p3
Enunciado. Un elemento representativo termina en 4s2 4p3. Indica periodo, grupo y un elemento compatible.
- El mayor n es 4, luego periodo 4.
- ns2 np3 corresponde al grupo 15.
- En el periodo 4, grupo 15, el elemento es As.
As: periodo 4, grupo 15, bloque p.
La configuración completa debería contener 33 electrones, coherente con Z = 33.
Bromo desde Z = 35
Enunciado. Localiza Br usando su número atómico y su configuración electrónica.
- Br neutro tiene 35 electrones: [Ar] 4s2 3d10 4p5.
- El mayor n es 4, luego periodo 4.
- La terminación 4s2 4p5 sitúa al elemento en el grupo 17 y el bloque p.
Br: periodo 4, grupo 17, bloque p.
Br y Cl comparten grupo porque presentan la misma forma externa ns2 np5.
Encontrar el elemento desde periodo y grupo
Enunciado. ¿Qué elemento se encuentra en el periodo 2 y grupo 16? Escribe su configuración.
- En el periodo 2, grupo 16 se encuentra O.
- Z = 8, luego el átomo neutro tiene 8 electrones.
- Configuración: 1s2 2s2 2p4.
El elemento es O y su configuración es 1s2 2s2 2p4.
La forma externa 2s2 2p4 confirma el grupo 16.
Carbono y silicio: misma familia
Enunciado. Compara las configuraciones externas de C y Si y explica por qué pertenecen al mismo grupo.
- C: 2s2 2p2.
- Si: 3s2 3p2.
- Ambos presentan la forma ns2 np2, es decir, 4 electrones de valencia.
C y Si pertenecen al grupo 14.
Cambiar n desplaza el periodo, pero mantener la forma electrónica externa conserva la familia química.
Hierro: localizar un elemento del bloque d
Enunciado. A partir de Fe: [Ar] 4s2 3d6, determina periodo, bloque y grupo.
- El mayor número principal ocupado es n = 4, por tanto periodo 4.
- El electrón diferenciador entra en d, de modo que pertenece al bloque d.
- En los metales de transición, la numeración de grupo considera ns y (n-1)d. Para Fe corresponde al grupo 8.
Fe: periodo 4, grupo 8, bloque d.
Este caso muestra por qué la regla simple de contar electrones ns + np solo se usa directamente en elementos representativos.
La suma ns + np funciona directamente en los elementos representativos. En un metal de transición hay que identificar antes el bloque d y tener en cuenta también los electrones (n-1)d.
Bloque E · Propiedades periódicas razonadas
Radio, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico. Las flechas sirven para orientarse, pero la justificación debe mencionar estructura, capas, apantallamiento o carga nuclear efectiva.
Radio atómico en un mismo periodo: Na frente a Cl
Enunciado. ¿Qué átomo tiene mayor radio, Na o Cl? Ambos están en el periodo 3.
- Ambos tienen electrones de valencia en el nivel n = 3.
- Al avanzar de Na a Cl aumenta el número de protones y, en términos generales, la carga nuclear efectiva.
- La nube electrónica resulta atraída con mayor intensidad hacia el núcleo.
Na tiene mayor radio atómico que Cl.
En un mismo periodo el radio suele disminuir de izquierda a derecha.
Radio al bajar en un grupo: Li frente a K
Enunciado. Compara el radio atómico de Li y K.
- Li pertenece al periodo 2 y K al periodo 4, ambos en el grupo 1.
- Al bajar aparecen nuevas capas electrónicas y aumenta el apantallamiento.
- Los electrones externos quedan, en promedio, más alejados del núcleo.
K tiene mayor radio atómico que Li.
En un grupo el aumento del número de capas domina sobre el incremento de carga nuclear.
Por qué Na+ es menor que Na
Enunciado. Compara el radio de Na y Na+.
- Na: [Ne] 3s1. Na+: [Ne].
- Al perder el electrón 3s desaparece la capa externa ocupada de n = 3.
- Los 10 electrones restantes sienten la atracción de 11 protones.
Na+ es mucho menor que Na.
Un catión suele ser menor que su átomo neutro porque pierde electrones y aumenta la atracción efectiva sobre los que quedan.
Por qué Cl- es mayor que Cl
Enunciado. Compara el radio de Cl y Cl-.
- Cl tiene 17 electrones y Cl- tiene 18, con el mismo núcleo de 17 protones.
- El electrón adicional aumenta las repulsiones electrón-electrón.
- La nube se expande ligeramente.
Cl- es mayor que Cl.
Un anión suele ser mayor que su átomo neutro.
Primera energía de ionización: Na o Mg
Enunciado. ¿Cuál presenta mayor primera energía de ionización, Na o Mg?
- Na y Mg están en el periodo 3.
- Mg tiene mayor carga nuclear y sus electrones externos se encuentran en la misma capa principal que los de Na.
- Extraer el primer electrón de Mg requiere, en general, más energía.
Mg tiene mayor primera energía de ionización que Na.
La tendencia general en un periodo es aumentar hacia la derecha, aunque existen excepciones que conviene justificar electrónicamente.
Energía de ionización al bajar en un grupo
Enunciado. Compara la primera energía de ionización de O y S.
- O y S pertenecen al grupo 16.
- S tiene una capa electrónica adicional y mayor apantallamiento.
- Su electrón externo está menos fuertemente retenido.
O tiene mayor primera energía de ionización que S.
Al bajar en un grupo, la primera energía de ionización suele disminuir.
Electronegatividad: F frente a Cl
Enunciado. ¿Qué elemento es más electronegativo, F o Cl?
- Ambos pertenecen al grupo 17.
- F está por encima de Cl, tiene menor tamaño y sus electrones de valencia están más próximos al núcleo.
- La atracción sobre densidad electrónica compartida es mayor.
F es más electronegativo que Cl.
La electronegatividad aumenta, en términos generales, hacia arriba y hacia la derecha de la tabla.
Afinidad electrónica en sentido cualitativo
Enunciado. Entre Na y Cl, ¿cuál muestra mayor tendencia a captar un electrón aislado? Razona usando su configuración.
- Na termina en 3s1 y suele estabilizarse perdiendo ese electrón.
- Cl termina en 3s2 3p5 y al captar un electrón completa 3p6.
- Por ello, Cl presenta una afinidad electrónica mucho más favorable que Na en el sentido químico habitual.
Cl tiene mayor tendencia a captar un electrón que Na.
La afinidad electrónica presenta excepciones y distintas convenciones de signo. En 1º conviene justificar la comparación por estructura electrónica y tendencia periódica, no solo memorizar una flecha.
La afinidad electrónica puede aparecer en los libros con distintas convenciones de signo. Al comparar, céntrate en cuál es más favorable y en la estructura electrónica que lo explica.
Carácter metálico dentro del periodo 3
Enunciado. Compara el carácter metálico de Na y Mg.
- Na y Mg están en el mismo periodo.
- Na está más a la izquierda y pierde con mayor facilidad su electrón externo 3s1.
- Mg retiene más sus electrones externos por la mayor atracción nuclear efectiva.
Na presenta mayor carácter metálico que Mg.
El carácter metálico suele aumentar hacia la izquierda y hacia abajo.
Carácter metálico al bajar en el grupo 1
Enunciado. ¿Cuál es más metálico, Na o K?
- Ambos son del grupo 1.
- K tiene una capa más y su electrón 4s1 está más alejado y apantallado.
- Ese electrón se pierde con mayor facilidad.
K es más metálico que Na.
El resultado es coherente con la disminución de la energía de ionización al bajar en el grupo.
Ordenar una serie isoelectrónica por radio
Enunciado. Ordena O2-, F-, Na+ y Mg2+ de mayor a menor radio.
- Las cuatro especies tienen 10 electrones.
- Cuando el número de electrones es el mismo, la variable decisiva es el número de protones: O tiene 8, F 9, Na 11 y Mg 12.
- Más protones atraen con más intensidad la misma nube electrónica y reducen el radio.
O2- > F- > Na+ > Mg2+.
En una serie isoelectrónica el radio disminuye al aumentar Z.
Una excepción útil: Mg y Al en energía de ionización
Enunciado. La tendencia general sugiere que la energía de ionización aumenta hacia la derecha. Sin embargo, la primera energía de ionización de Mg es ligeramente mayor que la de Al. Explica por qué.
- Mg: [Ne] 3s2. Su subnivel 3s está completo.
- Al: [Ne] 3s2 3p1. El electrón que se elimina primero está en 3p.
- El orbital 3p tiene mayor energía y penetración menor que 3s, por lo que ese electrón resulta más fácil de extraer.
IE1(Mg) > IE1(Al), aunque Al esté a la derecha.
Las tendencias periódicas son patrones generales. Una buena respuesta de Bachillerato sabe reconocer cuándo la configuración electrónica explica una excepción.
Una excepción no invalida la tendencia periódica. Te indica que, además de la posición en la tabla, importa la energía concreta del subnivel del que se extrae el electrón.
Bloque F · Integración tipo examen
Los últimos ejercicios mezclan varios apartados en una sola pregunta. Es la zona donde se comprueba si el tema se entiende como un sistema conectado.
Problema integrado con 35Cl
Enunciado. Para 35Cl, Z = 17: calcula p, n y e, escribe la configuración, localiza el elemento, da un conjunto posible de números cuánticos para un electrón 3p y compara el radio de Cl con Cl-.
- p = 17, n = 35 - 17 = 18 y e = 17.
- Configuración: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
- Mayor n = 3, luego periodo 3. La forma 3s2 3p5 indica grupo 17 y bloque p.
- Para un electrón 3p: n = 3, l = 1 y m puede ser -1, 0 o +1. Por ejemplo, (3,1,0,+1/2) es posible.
- Cl- tiene un electrón más que Cl y resulta mayor por el aumento de repulsiones dentro de la misma capa externa.
Cl tiene 17 p, 18 n y 17 e, está en periodo 3 y grupo 17. Cl- es mayor que Cl.
El ejercicio conecta núcleo, configuración, números cuánticos, tabla y propiedad periódica sin cambiar de modelo a mitad del razonamiento.
Reconstruir Ca2+ y volver al átomo neutro
Enunciado. Una especie X tiene 20 protones, 20 neutrones y 18 electrones. Identifícala, escribe su configuración electrónica y deduce la posición del átomo neutro correspondiente.
- Z = 20 corresponde a Ca y A = 20 + 20 = 40.
- La carga es 20 - 18 = +2. La especie es 40Ca2+.
- Ca2+ tiene 18 electrones y configuración [Ar].
- El átomo neutro Ca es [Ar] 4s2, por lo que está en periodo 4, grupo 2, bloque s.
X = 40Ca2+. El átomo Ca pertenece al periodo 4 y grupo 2.
No se debe deducir el periodo del elemento a partir de la configuración del ion después de haber perdido toda su capa externa.
La configuración del ion solo describe al ion. Como el grupo y el periodo corresponden al elemento, primero hay que reconstruir el átomo neutro y después localizarlo en la tabla.
Mg y Cl: comparación completa dentro del periodo 3
Enunciado. X tiene configuración [Ne] 3s2 y Y tiene [Ne] 3s2 3p5. Identifica ambos y compara radio, energía de ionización y electronegatividad.
- X tiene 12 electrones, luego es Mg. Y tiene 17, luego es Cl.
- Ambos están en el periodo 3. Mg está más a la izquierda que Cl.
- Radio: Mg > Cl porque el radio disminuye en general hacia la derecha.
- Energía de ionización: Cl > Mg en tendencia general.
- Electronegatividad: Cl > Mg.
X = Mg y Y = Cl. Radio Mg > Cl, mientras que energía de ionización y electronegatividad son mayores en Cl.
Las tres comparaciones nacen del mismo dato estructural: ambos comparten periodo pero aumenta la carga nuclear efectiva al avanzar hacia Cl.
Masa atómica media del bromo
Enunciado. El bromo natural contiene aproximadamente 50,69 % de 79Br y 49,31 % de 81Br. Usando 79 u y 81 u como masas isotópicas aproximadas, calcula la masa media.
- M = 79 · 0,5069 + 81 · 0,4931.
- M = 40,0451 + 39,9411 = 79,9862 u.
- Redondeando de acuerdo con los datos, M ≈ 79,99 u.
M ≈ 79,99 u.
El valor queda casi en el punto medio porque las abundancias de ambos isótopos son muy parecidas.
K, Ca y Br: tres tendencias en el periodo 4
Enunciado. Ordena K, Ca y Br según radio atómico, primera energía de ionización y electronegatividad.
- Los tres están en el periodo 4. K está más a la izquierda, después Ca y mucho más a la derecha Br.
- Radio atómico de mayor a menor: K > Ca > Br.
- Primera energía de ionización de mayor a menor, como tendencia: Br > Ca > K.
- Electronegatividad de mayor a menor: Br > Ca > K.
Radio K > Ca > Br. IE1 Br > Ca > K. Electronegatividad Br > Ca > K.
Usar una sola flecha sin indicar qué propiedad se ordena es una fuente frecuente de errores. Aquí dos tendencias crecen hacia la derecha y el radio disminuye.
Ejercicio final tipo examen: tres elementos relacionados
Enunciado. A = [Ne] 3s1, B = [Ne] 3s2 3p5 y C = [Ar] 4s1. Identifica A, B y C. Indica grupo y periodo. Decide cuál tiene mayor carácter metálico y cuál menor radio. Escribe los iones monoatómicos más sencillos y localiza dos iones isoelectrónicos.
- A tiene 11 electrones: Na, grupo 1, periodo 3.
- B tiene 17 electrones: Cl, grupo 17, periodo 3.
- C tiene 19 electrones: K, grupo 1, periodo 4.
- El mayor carácter metálico corresponde a K, situado más abajo en el grupo 1.
- El menor radio entre los átomos dados es Cl por estar muy a la derecha del periodo 3 y no incorporar una capa adicional como K.
- Iones sencillos: Na+, Cl- y K+. Cl- y K+ tienen 18 electrones, por tanto son isoelectrónicos.
- Entre Cl- y K+, K+ es menor porque ambos tienen 18 electrones pero K+ posee 19 protones frente a 17 de Cl-.
A = Na, B = Cl, C = K. K es el más metálico, Cl el de menor radio. Cl- y K+ son isoelectrónicos y K+ es el menor de ambos.
La última comparación no se resuelve con flechas de la tabla. Al ser iones isoelectrónicos, hay que comparar Z.
12 ejercicios finales para resolver sin mirar el modelo
No forman parte de los 65 resueltos. Inténtalos primero sin volver al ejemplo. Si se repite el mismo fallo, repasa solo el bloque correspondiente, no el tema entero.
- P1. Una especie tiene Z = 13, A = 27 y 10 electrones. Identifícala completamente.
- P2. Calcula la masa media de dos isótopos X-24 79 % y X-26 21 %.
- P3. Escribe la configuración electrónica de P, Z = 15, e indica electrones desapareados.
- P4. Clasifica 1s2 2s2 2p6 3s1 y 1s2 2s2 2p6 4s1 para Na.
- P5. Decide si (3,2,2,-1/2) y (2,2,0,+1/2) son conjuntos posibles.
- P6. ¿Cuántos orbitales y electrones caben como máximo en 5p y 3d?
- P7. Da un conjunto de números cuánticos posible para un electrón 4d.
- P8. Localiza un elemento que termina en 4s2 4p4.
- P9. Ordena Li, Na y K por radio creciente y energía de ionización creciente.
- P10. Ordena O2-, F-, Na+ y Mg2+ por radio decreciente.
- P11. Explica por qué Al tiene una primera energía de ionización ligeramente menor que Mg.
- P12. X = [Ne] 3s1 e Y = [Ne] 3s2 3p5. Identifica ambos y compara radio y electronegatividad.
Ver solucionario breve
- P1. 27Al3+, con 13 protones, 14 neutrones y 10 electrones.
- P2. 24 · 0,79 + 26 · 0,21 = 24,42 u.
- P3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Tiene 3 electrones desapareados.
- P4. La primera es fundamental. La segunda es excitada.
- P5. (3,2,2,-1/2) es posible. (2,2,0,+1/2) es imposible porque para n = 2 no puede ser l = 2.
- P6. 5p tiene 3 orbitales y 6 electrones. 3d tiene 5 orbitales y 10 electrones.
- P7. Por ejemplo, (4,2,0,+1/2).
- P8. Periodo 4, grupo 16, bloque p. Corresponde a Se.
- P9. Radio Li < Na < K. Energía de ionización K < Na < Li.
- P10. O2- > F- > Na+ > Mg2+.
- P11. El electrón que se extrae de Al está en 3p, de mayor energía que el 3s que se extraería de Mg.
- P12. X = Na, Y = Cl. Radio Na > Cl y electronegatividad Cl > Na.
Hoja de seguimiento para el segundo intento
Marca el primer intento, corrige únicamente el paso que falló y repite el ejercicio sin copiar el solucionario. La última columna debe describir un error concreto, no escribir simplemente repasar.
| Ejercicio | Primer intento | Corrección | Segundo intento | Error que evitaré |
|---|---|---|---|---|
| P1 | ||||
| P2 | ||||
| P3 | ||||
| P4 | ||||
| P5 | ||||
| P6 | ||||
| P7 | ||||
| P8 | ||||
| P9 | ||||
| P10 | ||||
| P11 | ||||
| P12 |
Nueve errores que pueden hacerte perder puntos
Dudas que conviene dejar resueltas
¿Los números cuánticos entran en 1º de Bachillerato?
El currículo oficial de 1º de Bachillerato exige trabajar la estructura electrónica y su relación con la tabla periódica. La concreción exacta varía entre comunidades y centros. En Castilla y León, programaciones y materiales públicos recientes de 1º incluyen explícitamente números cuánticos, orbitales, Pauli, Hund y configuración electrónica; por eso aquí se trabajan como parte central.
¿Qué diferencia hay entre órbita y orbital?
La órbita representa una trayectoria definida en modelos clásicos como el de Bohr. Un orbital no es una trayectoria. Es una región del espacio descrita por el modelo cuántico en la que existe alta probabilidad de encontrar al electrón.
¿Cómo sé si un conjunto de números cuánticos es posible?
Comprueba en orden que n sea un entero positivo, que l esté entre 0 y n - 1, que m esté entre -l y +l y que el espín sea +1/2 o -1/2.
¿Cómo se obtiene el periodo a partir de la configuración electrónica?
En los elementos representativos, el periodo coincide normalmente con el mayor número cuántico principal n ocupado en la configuración fundamental del átomo neutro. En el bloque d y ante configuraciones irregulares, esa regla no debe aplicarse de forma automática.
¿Hay que memorizar las tendencias periódicas?
Conviene conocer su dirección general, pero una respuesta completa debe justificarla. En un periodo suele intervenir el aumento de la carga nuclear efectiva y en un grupo el aumento de capas y del apantallamiento.
¿Aquí se estudia también el enlace químico?
No. El tema termina justo antes. La estructura electrónica prepara la explicación del enlace, pero Lewis, geometría molecular, polaridad, enlace iónico, covalente, metálico y fuerzas intermoleculares se estudian aparte.
Cómo continuar después de estructura atómica
El orden más útil es recuperar primero la base que necesites, estudiar este tema y continuar después con el enlace químico. La ampliación de 2º y PAU llegará más adelante. Si ahora necesitas formulación, mol o estequiometría, ve directamente a esos contenidos.
Cuando la dificultad está en justificar, no en memorizar
En Química online para Bachillerato trabajamos el planteamiento, la explicación escrita y la revisión del resultado para que puedas resolver un ejercicio nuevo sin copiar el modelo anterior.
Base curricular y fuentes consultadas
La estructura general se apoya en el Real Decreto 243/2022 y, para Castilla y León, en el Decreto 40/2022, de 29 de septiembre, actualmente vigente. El currículo sitúa en 1º de Bachillerato la estructura electrónica de los átomos y su relación con la tabla periódica. Para comprobar la concreción real de los números cuánticos en Castilla y León se han contrastado además materiales públicos recientes de centros de la comunidad. En el cuaderno de refuerzo 2025-2026 del IES Antonio Tovar aparecen números cuánticos, orbitales, Pauli y configuraciones electrónicas; los criterios publicados por el IES Mateo Hernández de Salamanca incluyen igualmente la relación entre números cuánticos, orbitales y configuración electrónica.
Todo lo anterior se mantiene en el nivel de 1º de Bachillerato. La ampliación de 2º y PAU se ofrece por separado porque exige un razonamiento distinto y una orientación específica de examen.
Revisión académica y editorial. Ejercicios comprobados uno a uno. Última revisión 23 de agosto de 2026.