Actividades

UNIDAD 6
OBJETIVOS
LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz
de:
 Comprender el significado de los espectros
atómicos y la importancia que han tenido en el
desarrollo de los modelos atómicos.
 Conocer
la
totalidad
del
espectro
electromagnético y como aumenta o disminuye la
frecuencia, la longitud de onda y el número de
ondas para cada tipo de radiación.
LL
A
 Conocer y situar históricamente los distintos
experimentos que llevaron al descubrimiento de
las partículas subatómicas (protones, neutrones
y electrones).
 Enunciar los postulados fundamentales de los
TI
modelos clásicos: Thomson, Rutherford y Bohr.
 Determinar, a partir del número cuántico n, el
C
AS
radio de las órbitas de Bohr, la energía asociada
a cada órbita y la frecuencia de los fotones
emitidos en cada una de las posibles
transiciones, colocando éstas en su zona
correspondiente del espectro. Identificar las
series espectrales del átomo de hidrógeno.
 Explicar el origen y significado de los cuatro
números cuánticos.
 Conocer los límites de los modelos clásicos de la
IE
S
R
IB
ER
A
D
E
Características básicas de las ondas.
Estructura del átomo. Hechos experimentales.
Espectros de emisión y absorción.
Teoría cuántica de Planck.
El tubo de rayos catódicos. El electrón.
Rayos anódicos. El protón.
Radiactividad.
Descubrimiento del neutrón.
El núcleo atómico.
Modelo atómico de Thomson.
Modelo atómico de Rutherford.
Ley de Moseley. El nº atómico Z
La corteza electrónica.
El espectro de emisión del hidrógeno.
Series espectrales. Fórmula de Rydberg.
Teoría de Bohr.
Postulados.
Radio de las órbitas.
Energía de las órbitas.
Modelo atómico de Sommerfeld.
Números cuánticos.
Principio de exclusión de Pauli.
Teoría atómica actual. Modelo mecano-cuántico.
Dualidad onda-corpúsculo.
Ecuación de De Broglie.
Principio de incertidumbre de Heisenberg.
Ecuación de onda de Schrödinger.
Orbital atómico.
Forma de los orbitales.
Átomos polielectrónicos.
Configuraciones electrónicas.
Regla de Hund.
Átomos con salto electrónico.
Estado fundamental y estados excitados.
Clasificación periódica de los elementos.
Antecedentes históricos.
Sistema periódico actual.
Elementos representativos.
Metales de transición.
Metales de transición interna.
Propiedades periódicas.
Radio atómico.
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad.
Escala de Pauling.
Valencia y número de oxidación. Iones más
estables
Metales y no metales.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
estructura atómica y estimar los hechos que
dieron lugar al modelo mecano-cuántico actual.
 Definir el concepto de orbital. Conocer la forma y
orientación de los orbitales tipo s y p.
 Asociar los números cuánticos a los posibles
orbitales.
 Determinar la estructura electrónica de cualquier
átomo o ión.
 Conocer la situación de todos los elementos
representativos y la primera fila de los elementos
de transición.
 Justificar el Sistema Periódico basándose en la
estructura electrónica de los átomos de los
distintos grupos. Situar un elemento a partir de
su configuración electrónica.
 Comprender el significado de las propiedades
periódicas y explicar su variación general en el
Sistema Periódico.
 Comparar el valor de las EI, AE, radios atómicos
y EN de distintos elementos tomando como
criterio la localización de los mismos en el S.P.
Pág 1
EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Utilizando los datos de la siguiente tabla, calcula las frecuencias y dibuja los intervalos de las
diferentes radiaciones en el gráfico que está debajo de ésta:
Zona
Longitud de onda m
Frecuencia en Hz
> 0’1
< 3.109
0’1 a 10-3
3.109 a 3.1011
Radiofrecuencia
Microondas
10-3 a 7,8.10-7
Infrarrojo
7,8.10-7 a 3,8.10-7
Visible
10-9 a 10-11
Rayos 
< 10-11
Frecuencia Hz
104
105
106
107
108
109
1010
1011
1012
1013
1014
1015
1016
1017
1018
1019
1020
1021
1022
C
AS
103
TI
Rayos X
LL
A
3,8.10-7 a 10-9
Ultravioleta
EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. TEORÍA DE BORH.
Los radios de las órbitas en el átomo de hidrógeno están cuantizados. Esto significa que no
pueden tomar cualquier valor, sino que este vale rn = 0,529.10–10 n2 m, siendo n = 1,2,3,4...
los valores del número cuántico principal. Representa a escala estos valores, en la línea de la
A
1ª
D
E
En 1913, el físico danés Niels Borh propuso un modelo de átomo que trataba de explicar las
líneas que se observaban en el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno. Dos importantes
conclusiones de esta teoría son las siguientes:
Los valores de la energía del electrón en cada órbita también están cuantizados. Estos son:
13,6
IB
2ª
ER
izquierda, tomando 1cm = 0,529.10–10 m = 0,529 Å.
n2
eV
R
En  
n = 1,2,3,4...
(1 eV = 1,602. 10–19 J)
S
Calcula los valores de la energía para los 6 primeros niveles (en eV):
E2 =
E3 =
E4 =
E5 =
E6 =
IE
E1 =
La energía total del electrón en una órbita es la suma de sus energías cinética y potencial
electrostática. Esta es mínima en el nivel n = 1, aumenta al subir a los niveles n = 2,3,4… y es
máxima cuando el electrón está fuera del átomo, en el nivel n = ∞.
Por convenio, a la energía máxima (n =∞) se le asigna el valor 0, y al resto de niveles, cuya
energía es siempre menor, se les asigna un valor negativo, cuyo valor absoluto aumenta a medida
que la capa está mas cerca del núcleo. En todo caso lo interesante es conocer la diferencia de
energía entre dos niveles cualesquiera y saber que esta energía siempre aumenta al subir de nivel.
La energía del primer nivel, con signo positivo, se corresponde con el valor de la 1ª energía
de ionización. En el caso del átomo de hidrógeno, ésta vale E.I. = 13,6 eV y representa la energía
necesaria para sacar el electrón del átomo y convertirlo en el ión positivo H+.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 2
Si se representan a escala estos niveles de energía el nivel superior (n = ∞) corresponde a la
energía E∞ = 0 y el nivel inferior, 13,6 eV más abajo, a la energía del nivel 1, (n = 1), E1 = –13,6 eV.
Entre estos valores se encuentran todos los demás.
n = ∞ E∞= 0
En el gráfico están representados los 6
primeros niveles de energía, (E1 a E6) tomando
como escala en el eje vertical 1 cm = 1 eV.
LL
A
Sabiendo que las líneas de los espectros
corresponden a saltos de electrones excitados
desde los niveles superiores a los inferiores,
representa todos los saltos que puedas (con
flechas hacia abajo) entre los seis niveles.
AS
TI
Según la teoría de Planck, cada transición da
lugar a una emisión de radiación que a su vez se
visualiza mediante una raya en el espectro de
emisión. La frecuencia de esta radiación se
calcula por la fórmula:
C
E=h
ER
A
D
E
 E = diferencia de energía entre los niveles
h = constante de Planck = 6,626.10–34 J.s
 = frecuencia de la radiación Hz
Cálculo de la frecuencia correspondiente a la
transición n = 2 a n = 1:
 21 
E 2  E 1 3,4  ( 13,6)eV
J
.1,602.10 19


34
h
eV
6,626.10 J.s
 2,5.10 15 Hz
correspond e al U.V.
IB
n=1
Ejemplo:
E1 = –13,6 eV
IE
S
21
31
41
51
61
R
Calcula todas las frecuencias siguientes y determina a que zona del espectro corresponden.
32
42
52
62
43
53
63
54
64
65
¿Reconoces las series?
ACTIVIDADES
1
2
3
El sonido se propaga en el aire a 20ºC a 340 m.s–1. ¿Qué longitud avanza la onda en 5 s?. ¿Qué
longitud de onda corresponde a un sonido de 20 Hz?. ¿Y de 12000 Hz?.
¿Qué energía se necesita para separar un electrón de un átomo de hidrógeno en el estado
fundamental?. Dar el resultado en Julios.
¿Quién tiene mayor frecuencia, la luz roja o la azul?. ¿Cuál de las dos tiene mayor longitud de
onda?. Busca los 4 valores.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 3
LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.
Cada cuadrado
representa un orbital, donde caben dos electrones con el spin opuesto (+½, -½).
n
l
1
0
s
0
0
s
LL
A
2
0
1
p
0
0
–1
0
–1
C
1
2
s
p
1
0
1
d
2
D
E
–2
AS
0
3
1
TI
–1
0
4
s
A
0
2
R
IB
3
S
PRINCIPAL
IE
n
1, 2, 3, ...
1→ Menor
energía
(más cerca
del núcleo)
n → Mayor
energía
–3
p
–1
0
1
–2
–1
0
1
2
–2
–1
0
1
2
ER
1
d
f
3
SECUNDARIO l
MAGNÉTICO ml
SPIN ms
0 ...... n – 1
– l ... 0 ... l
½, -½
BOHRSOMMERFELD
Forma de las
órbitas
Modelo actual:
ORBITALES
ELECTRÓNICOS
0
s
1
p
2
d
3
f
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
BOHRSOMMERFELD:
Giro del electrón
Orientación de las
órbitas en el espacio
Modelo actual de
ORBITALES
ELECTRÓNICOS:
Forma y orientación de
los orbitales
Tema 6
Pág 4
IE
S
R
IB
ER
A
D
E
C
AS
TI
LL
A
RESUMEN DE LOS VALORES DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 5
Energía de ionización (kJ/mol)
number symbol
name
1st
2nd
3rd
4th
5th
6th
7th
8th
9th
10th
1
H
hydrogen
1312.0
2
He
helium
2372.3 5250.5
3
Li
lithium
520.2
7298.1 11815.0
4
Be
beryllium
899.5
1757.1 14848.7 21006.6
5
B
boron
800.6
2427.1 3659.7
6
C
carbon
1086.5 2352.6 4620.5
6222.7
37831
47277.0
7
N
nitrogen
1402.3 2856
4578.1
7475.0
9444.9
53266.6 64360
8
O
oxygen
1313.9 3388.3 5300.5
7469.2
10989.5 13326.5 71330
84078.0
9
F
fluorine
1681.0 3374.2 6050.4
8407.7
11022.7 15164.1 17868
92038.1 106434.3
10
Ne
neon
2080.7 3952.3 6122
9371
12177
11
Na
sodium
495.8
9543
13354
16613
20117
25496
28932
141362
12
Mg
magnesium 737.7
1450.7 7732.7
10542.5 13630
18020
21711
25661
31653
35458
13
Al
aluminium
577.5
1816.7 2744.8
11577
18379
23326
14
Si
silicon
786.5
1577.1 3231.6
15
P
phosphorus 1011.8 1907
16
S
sulfur
999.6
2252
3357
4556
7004.3
17
Cl
chlorine
1251.2 2298
3822
5158.6
6542
18
Ar
argon
1520.6 2665.8 3931
5771
7238
LL
A
TI
2914.1
14842
19999.0 23069.5 115379.5 131432
27465
31853
38473
4355.5
16091
19805
23780
29287
33878
38726
4963.6
6273.9
21267
25431
29872
35905
40950
AS
6910.3
15238
8495.8
27107
31719
36621
43177
9362
11018
33604
38600
43961
8781
11995
13842
40760
46186
IE
S
R
IB
ER
A
D
E
C
4562
25025.8 32826.7
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 6
Electronegatividad de los elementos. Escala de Pauling.
Periodic table of electronegativity using the Pauling scale
Group →
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
Period
H
2.20
He
2
Li Be
0.98 1.57
B
C
N
O
F Ne
2.04 2.55 3.04 3.44 3.98
3
Na Mg
0.93 1.31
Al Si
P
S
Cl Ar
1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
4
K Ca Sc Ti
V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
0.82 1.00 1.36 1.54 1.63 1.66 1.55 1.83 1.88 1.91 1.90 1.65 1.81 2.01 2.18 2.55 2.96 3.00
5
Rb Sr
Y
Zr Nb Mo Tc
0.82 0.95 1.22 1.33 1.6 2.16 1.9
Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
I
Xe
2.2 2.28 2.20 1.93 1.69 1.78 1.96 2.05 2.1 2.66 2.60
6
Cs Ba
0.79 0.89
*
Hf
1.3
Ta W Re
1.5 2.36 1.9
Os Ir
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po
2.2 2.20 2.28 2.54 2.00 1.62 1.87 2.02 2.0
7
Fr
0.7
**
Rf
Db
Hs
** Actinoids
TI
Mt
AS
Bh
Ds
Rg
Cn
Uut
Fl
At
2.2
Rn
2.2
Uup Lv Uus Uuo
C
* Lanthanoids
Sg
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu
1.1 1.12 1.13 1.14 1.13 1.17 1.2
Ac
1.1
Th
1.3
Gd
1.2
Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
1.1 1.22 1.23 1.24 1.25 1.1 1.27
Pa U Np Pu Am Cm Bk
1.5 1.38 1.36 1.28 1.13 1.28 1.3
E
Ra
0.9
LL
A
1
Cf
1.3
Es
1.3
Fm Md
1.3 1.3
No
1.3
Lr
1.3
IE
S
R
IB
ER
A
D
Values are given for the elements in their most common and stable oxidation states.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 7
Grupo
1A
2A
3A
4A
5A
6A 7A
8A
A
B
C
D
E
F
G
H
I
J
K
L
M
N
O
P
Q
R
S
T
U
V
W
X
Y
Z
Período
1
2
3
LL
A
4
Tabla I
C
9.
10.
N tiene 2 electrones en la última capa.
T tiene una configuración electrónica 4s2
4p1.
Q es un halógeno.
F es el elemento de la familia con menor
masa atómica.
Con C se fabrican cuadros de bicicletas
porque es un metal muy ligero.
I tiene mayor masa atómica que H.
B se combina con casi todos los
elementos y es el gas que produce las
combustiones.
A la temperatura ambiente, Y es líquido,
mientras que Q es un gas.
X hierve a menor temperatura que Q.
La densidad de R es menor que la de K.
W es un gas.
El átomo Z posee 2 neutrones.
D contiene 10 protones.
Los electrones del átomo G están
distribuidos en tres niveles de energía.
L tiene la mayor temperatura de
ebullición de todo su grupo.
Los electrones de O están distribuidos en
dos niveles.
Con E se fabrican abonos y además arde
muy bien.
S forma un mineral llamado pirita.
El sulfato de V se utiliza para fabricar
tizas.
J es un metal que puede arder en el aire.
La sal UQ cristaliza en el sistema cúbico.
AS
7.
8.
11.
12.
13.
A
D
E
Cada una de las letras del alfabeto,
desde la A hasta la Z han sido asignadas a un
elemento de la tabla periódica. No existe
ninguna correlación entre la letra asignada y el
símbolo químico del elemento.
Debes identificar a qué elemento
corresponde cada letra. Para ello tienes a
continuación
una
serie
de
datos
experimentales y de pistas que pueden serte
útiles.
En cada una de las casillas de la tabla I
debes colocar la letra que correponde a cada
elemento. Completa asimismo la tabla II,
escribiendo en cada casilla el elemento y el
número atómico que correponde.
TI
Tabla II
Los elementos forman los siguientes
grupos: (el orden es aleatorio)
CFT
DGLZ JNV
BMS
QXY
POE
IAH
UKWR
Los números de oxidación de H son +4 y
–4.
Los elementos A y B forman el gas
responsable del efecto invernadero.
G es un gas noble.
U es un metal alcalino.
E tiene 5 electrones en su última capa.
R
1.
IB
ER
DATOS EXPERIMENTALES Y PISTAS
A TENER EN CUENTA
S
2.
IE
3.
4.
5.
6.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
Tema 6
Pág 8
Elabora una tabla periódica.

IE
S
R
IB
ER
A
D
E
C
AS
TI

Debes ser capaz de hacerlo de memoria.
En parte superior coloca el número y la letra de cada grupo.
A la izquierda de la tabla coloca el número del período.
Coloca los símbolos en cada casilla.
Coloca los correspondientes números atómicos. En la casilla del lantano debes
avanzar 14 números (lantánidos)
Ten en cuenta que en los exámenes no vas a poder disponer de la tabla periódica y
debes ser capaz de conocer el período y grupo al que pertenece cada elemento, así
como su número atómico.
La cuadrícula deberás construirla a mano y con cierta rapidez, para no perder
tiempo en los examenes.
LL
A





QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 9
U.D. 6 LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIÓDICO.
En ninguno de los ejercicios de esta hoja ni del libro se puede consultar el S.P.
ESTRUCTURA ATÓMICA
1. Calcula la frecuencia y el número de ondas de una radiación cuya longitud de onda
es 850 Å. ¿A qué zona del espectro corresponde esta radiación?.
S: 3,53 .1015 s–1; 1,17.107 m–1; U.V.
2. Un fotón de luz verde tiene una longitud de onda de 5,4.10–5 cm. Calcula la energía
de un mol de estos fotones, expresándola en J y en eV.
S: 2,2.105 J; 1,38.1024 eV.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 10
3. Se tienen 22,13 g de cloro que ejercen una presión de 1,5 atm encerrados en un
recipiente de 5 l a 20 ºC. Sabiendo que el cloro está formado por isótopos de
números másicos 35 y 37, indica la abundancia natural de cada uno.
S: 77,7%; 22,3%.
4. El electrón de un átomo se encuentra en el estado excitado E2, cuya energía es E2
= −3,4 eV. Ocurre una transición hasta el estado fundamental E1 = −13,6 eV y se
emite un fotón. Calcula el nº de onda de la radiación emitida.
S: 8’19 . 106 m−1
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 11
5. Un electrón se mueve a la velocidad de 6.107 m/s. Sabiendo que la masa del
electrón es 9,1.10−31 kg, calcula su longitud de onda asociada.
S: 1’21.10−11 m
6. Un astronauta de 80 kg de masa en camino hacia la estación espacial se mueve
con una velocidad de 4500 m/s. Calcula su longitud de onda asociada.
S: 1’84.10−39 m
7. Indica cuales de los siguientes grupos de tres valores, correspondientes a los
números cuánticos ( n, l, ml) están o no permitidos:
a) (3, −1, 1)
b) (3, 1, 1)
c) (1, 1, 3)
d) (5, 3, −3)
e) (0, 0, 0)
f) (4, 2, 0)
g) (7, 7, 2)
8. ¿Por qué existen 7 clases de orbitales f?
9. ¿Es posible que en un mismo orbital sus dos electrones tengan los espines de la
forma siguiente:  ?
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 12
10. ¿Qué combinaciones de números cuánticos pueden corresponder a un electrón de
notación 4d9?
11. Identifica los números cuánticos correspondientes al electrón diferenciador de un
átomo de fósforo, cuyo número atómico es 15.
12 Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de los siguientes
elementos utilizando la configuración del gas noble anterior:
Na, Ca, Se, Bi.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
Pág 13
13. Indica el número de electrones desapareados en el estado fundamental de los
siguientes átomos:
a) C
b) F c) Ne d) Cr (este último átomo tiene un salto electrónico)
14. El silicio tiene de número atómico Z = 14.
a) Escribe su configuración electrónica. Utiliza el gas noble anterior.
b) Determina los números cuánticos de cada uno de los electrones de su orbital
más externo.
15. Teniendo en cuenta que los valores de los números cuánticos de un electrón son
(n, l, ml, ms) escribe la configuración electrónica de los dos electrones siguientes:
(3,1,1,+1/2) y (2,0,0,−1/2).
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 6
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16. Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de cada uno de
los iones (el último utilizando la configuración del gas noble anterior):
P−3 Se−2 Sr+2 Pb+2
17. Especifica si las siguientes configuraciones electrónicas, todas ellas de átomos
neutros, corresponden al estado fundamental, a un estado excitado estable o
inestable, o si no son posibles. Escribe en todos los casos, la configuración en el
estado fundamental.
a) 2s1
b) 1s1 2s1
c) 1s2 2s2 2p1
d) 1s2 2s1 2p3
e) 1s3 2s1 2p1
f) 1s2 2s1 2p6 3s2 3p2
g) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d3
18. Un ión X+2 de un determinado elemento, tiene la siguiente configuración electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8.
¿De qué elemento se trata? Escribe su configuración electrónica en su estado
fundamental.
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Tema 6
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SISTEMA PERIÓDICO
1. Las primeras energías de ionización (en eV/átomo) para una serie de átomos
consecutivos del Sistema Periódico son: 14,52; 13,61; 17,42; 21,56; 5,14; 7,64;
6,00. Indica cuál de ellos será un anfígeno, cuál un halógeno y cuál un alcalino.
2. Explica por que el cobalto (Z = 27) que tiene mas partículas subatómicas que el
escandio (Z = 21), tiene en cambio un radio atómico menor.
3. Escribe la estructura electrónica de los elementos de números 11, 14, 35, 38 y 54,
utilizando la configuración del gas noble anterior y contesta:
a) ¿A qué grupo del S.P. pertenece cada uno?.
b) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?.
c) ¿Qué estados de oxidación serán los mas frecuentes para cada uno?.
d) ¿Cuál será el mas electronegativo y cuál el mas electropositivo?
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4. Identifica las siguientes configuraciones electrónicas con los correspondientes
elementos y razona los estados de oxidación más estables de cada uno.
a) 1s2 2s2 2p3
b) 1s2 2s2 2p2
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
d) 1s2 2s2 2p4
5. Ordena de forma creciente en tamaño los siguientes iones:
Cl–, Na+, S2–, Mg2+, Al+3.
6. La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5.
Indicar si se trata de un metal o de un no metal, a que grupo del S.P. pertenece, su
símbolo, qué iones formará, un elemento con mayor energía de ionización que él y
otro con menor.
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7. Ordena los elementos químicos siguientes según el orden creciente de sus
energías de ionización: F, Cs, Na, Se.
8. El H, el He+ y el Li+2 tienen la misma configuración electrónica. Indica cuál de los
tres tiene:
a) El mayor radio
b) La mayor energía de ionización.
9. Un átomo tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
a) ¿Cuál o cuales son sus posibles números de oxidación?
b) ¿Qué significa 3p4?
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10. Un átomo de cierto elemento X tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p5.
¿Cuáles de las siguientes conclusiones son falsas?:
a) Se trata de un elemento de carácter metálico.
b) Es capaz de formar el ión X+
c) Es un elemento de transición.
d) Sus números de oxidación son −1, +1, +3, +5, +7
11. Establece el número atómico, la configuración electrónica y los posibles números
de oxidación más importantes de los elementos siguientes, tendiendo en cuenta el
lugar que les corresponde en la tabla periódica:
a) El tercer elemento alcalino (K). Utiliza la configuración del gas noble anterior.
b) El cuarto halógeno. Utiliza la configuración del gas noble anterior.
c) El segundo gas noble.
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