a) Modelos atómicos
125.-
|
¿Qué experimentos y observaciones condujeron a la conclusión de que los átomos, al contrario de lo que se admitió en la hipótesis de Dalton, no son indivisibles?
|
|
|
126.‑
|
Explica por qué el experimento de Rutherford obligó a desechar el modelo atómico de Thomson.
|
|
|
127.-
|
¿Cual es la principal limitación del modelo atómico de Rutherford?
|
| |
128.-
|
¿Cómo subsanó el modelo de Bohr las limitaciones del modelo de Rutherford?
|
|
|
129.-
|
¿Qué diferencia hay entre la órbita del modelo de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo?
|
| |
130.-
|
Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del átomo de hidrógeno y explica la emisión de energía del átomo excitado.
|
|
|
131.‑
|
¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón se encuentra en la órbita n=5 de Bohr?
Dato: Ctte de Rydberg Rh = 109.678 cm‑1
|
|
|
132.‑
|
A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno igual a 109677'58 cm-1. calcular la longitud de onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie.
|
| |
133.‑
|
En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216 A°. Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a que transición pertenece?. Toma como dato la constante de Rydberg.
|
|
|
134.‑
|
Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una velocidad de 1840 m/s.Datos: Ar(H) = 1 uma , h = 6'67.10-34 J.s
|
| |
135.‑
|
Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una velocidad de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2'18.107 m/s. Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren.
|
|
|
136.-
|
Que el átomo está cuantizado quiere decir :
a) que es algo fantástico y poco real nuestro conocimiento sobre el mismo.
b) que está constituido por núcleo y corteza.
c) que la energía de los electrones sólo puede tener determinados valores.
d) que su tamaño es pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas).
|
|
|
b) Números cuánticos
137.‑
|
Indica los números cuánticos representativos de los orbitales:
a) 3py b) 2s c) 1pz d) 4dxy e) 5px
|
|
|
138.‑
|
Un electrón se encuentra en un orbital 3d. ¿cuáles son los posibles valores de sus números cuánticos n, l y m?
|
|
|
139.‑
|
Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,‑½) para un electrón del átomo de hidrógeno.
|
|
|
140.-
|
Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto?
|
|
|
141.-
|
¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta.
|
| |
142.-
|
¿De qué manera se puede arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en el ión positivo correspondiente? ¿Què sucedería en el proceso inverso?
|
| |
143.-
|
¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s?
|
|
|
144.-
|
Escribir los números cuánticos correspondientes a:
a) un orbital 4d,
b) un electrón en un orbital 3s.
|
|
|
145.-
|
¿Qué propiedad de un átomo impide que todos sus electrones se sitúen en el nivel n = 1 de más baja energía?
|
|
|
146.-
|
¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18?
|
|
|
147.-
|
¿Por qué se desvían tanto de ser números enteros las masas atómicas de muchos elementos? Pon un ejemplo que aclare la respuesta.
|
| |
c) Configuraciones electrónicas
148.‑
|
Indicar cómo difieren entre sí los electrones de mayor energía, en cada uno de los átomos de los siguientes elementos:
a) Na b) B c) N d) Mg
|
|
|
149.‑
|
Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B:
A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1
Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando la respuesta:
a) A y B representan dos elementos distintos.
b) Se necesita energía para pasar de A a B.
c) A representa al átomo de sodio
d) Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B.
|
|
|
150.‑
|
Escribir las demás estructuras equivalentes al estado fundamental del átomo de carbono, además de la 1s2, 2s2, 2px1, 2py1
|
|
|
151.‑
|
Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica es:
6s2, 4f14, 5d10, 6p3
¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?.
|
| |
152.‑
|
Para los 100 primeros elementos del sistema periódico, indicar para cuantos de ellos puede escribirse en su estado fundamental: (Razona la respuesta)
a) una configuración electrónica con uno o más electrones 1s.
b) una configuración electrónica con uno o más electrones 2p.
c) una configuración electrónica con uno o más electrones 3d.
|
|
|
153.-
|
Escribe la configuración electrónica del neón e indica dos iones que tengan igual configuración que dicho gas.
|
|
|
154.-
|
Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F-, O-2, Na+, Mg+2.
|
| |
155.-
|
¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de protones del núcleo y no en función del número de electrones?
|
|
|
156.-
|
¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? pon ejemplos.
|
|
|
157.-
|
¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué condiciones si hay alguna podría lograrse esto?
|
| |
158.-
|
Un átomo determinado se representa por 19X39. Indica:
a) número atómico;
b) número másico;
c) número de electrones;
d) número de protones;
e) masa atómica aproximada;
f) configuración electrónica;
g) ¿es metal o no metal?
h) período y grupo a los que pertenece;
i) tipo de ión que formará;
j) alguna propiedad.
|
| |
159.-
|
Escribe la configuración electrónica del As (Z = 33) e indica en que principios o reglas te apoyas.
|
| |
160.-
|
Escribe la configuración electrónica del Cu ( Z = 29 ).
|
| |
161.-
|
Escribe la configuración electrónica del Mo ( Z = 42 ).
|
|
|
162.-
|
¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea
1s2 2s2 2p4 4s1?
|
|
|
163.-
|
El número de protones de los núcleos de 5 elementos son:
|
| ELEMENTO | A | B | C | D | E |
| PROTONES | 2 | 11 | 9 | 12 | 13 |
Indica qué elemento:
a) es un gas noble,
b) es el más electronegativo,
c) es un metal alcalino,
d) es un gas, e) presenta estado de oxidación negativo,
f) forma un nitrato de fórmula X(NO3)2.
|
| |
d) Propiedades periódicas
164.‑
|
Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su energía de ionización: Na, Be, Mg y K. Utiliza como datos sus números atómicos.
|
| |
165.‑
|
Ordena menor a mayor los siguientes elementos según su radio atómico: Na, O, F, y Mg. Utiliza como datos sus números atómicos.
|
| |
166.‑
|
Ordena menor a mayor los siguientes iones y elementos según su volumen: O-2, Ne y Na+. Utiliza como datos sus números atómicos.
|
| |
167.-
|
Ordena los siguientes elementos en orden creciente de sus energías de ionización: Ca, Rb, Mg, Li.
|
|
|
168.-
|
¿Cual de los siguientes átomos posee un mayor radio y cual menor?:
Ar, Cs, P, Mg, Cs, Ra.
|
|
|
169.-
|
Las tres especies H, He+ y Li+2, poseen un solo electrón. Señalar cual de ellos poseerá mayor radio y mayor energía de ionización.
|
| |
170.-
|
Explica como son (altas-bajas ) las energías de ionización de los gases nobles.
|
|
|
171.-
|
Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la segunda energía de ionización del Mg:
a) mayor, b) menor, c) igual
|
| |
172.-
|
¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica?
|
|
|
173.-
|
Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un elemento metálico de otro que no lo es.
|
|
|
174.-
|
¿Cómo varía el radio atómico de los elementos en un grupo? ¿y en un periodo?
|
|
|
175.-
|
Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia.
|
|
|
176.-
|
Dados los siguientes elementos: Na, Mg y Rb, ordenarlos de mayor a menor energía de ionización. Justificar la respuesta.
|
| |
177.-
|
Ordenar las siguientes especies según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S-2, K+, Cl, Li+.
|
|
|
178.-
|
Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones con respecto al átomo de neón y al ión óxido:
a) ambos poseen el mismo número de electrones.
b) tienen el mismo número de protones.
c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón.
|
|
|
179.-
|
Indica cuál es en cada uno de los grupos siguientes el elemento que tiene mayor carácter metálico:
a) Cl, Ca, As;
b) Al, Si, P;
c) Ga, Tl, B.
|
|
|
180.-
|
Usando los grupos que se han dado en la cuestión anterior contesta las siguientes cuestiones: a) ¿Qué elemento del grupo a tiene más probabilidad de presentar un número de oxidación negativo en sus compuestos?
b) En el grupo b ¿qué elemento es el que es más probable que posea el potencial de ionización más bajo?
c) ¿Cuál de los elementos del grupo b cabe esperar que posea la máxima electronegatividad?
|
|
|
181.-
|
¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor electronegatividad?
a) C, Cl; b) S, O; c) Mg, Se; d) Sb, F;
|
|
|
182.-
|
Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes:
a) 1s2; b) 1s2, 2s1; c ) 1s2, 2s2, 2p1; d) 1s2, 2s2.
Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos crecientes, justificando la ordenación propuesta.
|
|
|
183.-
|
Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11.3, 14.5 y 13.6 eV respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno se produce una disminución. Explica este resultado.
|
|
|
184.-
|
a) En general, qué elementos tienen mayores valores de sus potenciales de ionización, ¿los metales o los no metales?
b) ¿Cuál es el motivo de que estos elementos posean potenciales de ionización altos?
|
|
|
185.-
|
Escribe la configuración electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14, 35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones:
a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento?
b) ¿qué estados de oxidación serán los más frecuentes?
c) ¿cuáles son metales y cuáles son no metales?
d) ¿qué elemento es el más electronegativo?
|
| |
186.-
|
La configuración electrónica de la capa externa de un elemento es: 5s2,5p5. Indica: si se trata de un metal o un no metal, a qué grupo del S.P. pertenece y cuál es su símbolo. Indica dos elementos que tengan mayor energía de ionización y otros dos de menos energía de ionización que el dado; formula un compuesto iónico y otro covalente en que intervenga este elemento.
|
|
|
187.-
|
El número atómico de dos átomos A y B es 17 y 20 respectivamente.
a) escribe su configuración electrónica fundamental y el símbolo de cada uno.
b) escribe el símbolo del ión más estable de cada uno.
c) ¿cuál es el de mayor radio iónico?
d) ¿qué tipo de sustancia se puede formar al reaccionar ambos elementos?. Razona la respuesta.
|
|
|
188.-
|
Dados los siguientes elementos: K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17). Ordénalos en orden creciente de:
a) radio atómico y
b) energía de ionización.
|
|
|
189.-
|
Dados dos átomos de hidrógeno, en uno de ellos el electrón está en el nivel n=1 y en el otro en el nivel n = 4. Explica: ¿Cuál es la configuración electrónica de cada uno de ellos? ¿Qué nivel posee mayor radio?; ¿qué electrón posee menos energía?, ¿qué átomo tiene mayor potencial de ionización?
|
|
|
190.-
|
Los números atómicos del Na, K y Rb son respectivamente 11, 19 y 37.
a) Ordena dichos elementos en cuanto a su radio atómico y a su potencial de ionización discutiendo las razones que determinan cada ordenación.
b) Dibuja un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del ión potasio y su ocupación por electrones.
|
|
|
Cuestiones generales.
1.-
a) La relación q/m de los rayos
catódicos, ¿depende del gas que haya encerrado en el tubo? b)¿Y la de
los rayos canales (anódicos)? Justifica las respuestas.
2.-
Razona si son verdaderas o falsas las
siguientes afirmaciones: a) cuando un electrón pasa de un estado
fundamental a un excitado emite energía; b) la energía de cualquier
electrón de un átomo es siempre negativa; c) En el espectro de absorción
los electrones pasan de un estado fundamental a uno excitado y DE > 0.
3.-
Conteste breve y razonadamente lo que se
plantea en los apartados siguientes: a) ¿Qué
son los modelos atómicos y qué utilidad tienen? b) Cite dos modelos atómicos que sirvan para indicar la situación
energética del electrón. c) ¿La distribución
de todas las partículas que forman parte del los átomos está descrita por los
modelos atómicos que ha descrito en el apartado b)? d) Explique si hay diferencia entre órbita y orbital.
(Selectividad Madrid. Reserva 1996).
Radiación
electromagnética.
4.-
El color amarillo de la luz de sodio posee
una longitud de onda de 5890 Å.
Calcula la diferencia energética correspondiente a la transición electrónica
que se produce expresada en eV. (h
= 6,626 · 10–34 J·s; 1 eV = 1,602 · 10-19 J)
5.-
Calcula la energía emitida por 0,2 moles de
fotones producidos por radiaciones de 60 s–1.
6.-
Qué energía cinética tendrán 1 mol de
electrones desprendidos de la superficie metálica del sodio al iluminar ésta
con radiación suficiente de 4800 Å si sabemos que la frecuencia umbral del
sodio es de 5 · 10 14 s–1. (1 Å = 10-10 m)
7.-
Calcula: a) la energía de un fotón cuya longitud de onda es de 5500 Å. b) la energía de un mol de fotones.
8.-
Calcula la energía de un fotón de una lámpara de vapor de mercurio
cuya longitud de onda es de 546 nm.
9.-
Calcula frecuencia y la longitud de onda de la radiación emitida por
un electrón que pasa del estado excitado cuya energía es de –3,4 eV al estado
fundamental de energía ‑13,6 eV.
10.-
La capa de ozono absorbe la radiaciones ultravioleta, capaces de
producir alteraciones en las células de la piel, cuya longitud de onda está
comprendida entre 200 y 300 nm. Calcular la energía de un mol de fotones de luz
ultravioleta de longitud de onda 250 nm. Solución:
4,79 · 105 J.
Números cuánticos
11.-
a) Enuncia
el principio de mínima energía, la regla de máxima multiplicidad y el de
principio de exclusión de Pauli; b) cuál/es de las siguientes configuraciones
electrónicas no son posibles de acuerdo con este último principio
(exclusión Pauli): 1s23s1;
1s22s22p7;
1s22s22p63s3;
1s22s22p1.
12.-
Responde razonadamente a: a) ¿Los
orbitales 2px, 2py y 2pz tienen la misma energía?; b) ¿Por qué el número
de orbitales “d” es 5? (Selectividad COU. Murcia Junio
1998).
13.-
El grupo de valores 3,0,3, correspondientes
a los números cuánticos n, l y m, respectivamente, ¿es o no permitido? ¿Y el
3,2,–2? Justifica la respuesta.
14.-
Indica los números cuánticos de cada unos de
los 3 últimos e– del P.
15.-
Indica el valor de los cuatro números
cuánticos de cada uno de los electrones del átomo de titanio neutro (Z = 22)
16.-
Indica el valor de los números cuánticos de
cada uno de los seis últimos electrones del
Mo (Z = 42).
17.-
Justifica si es posible o no que existan
electrones con los siguientes números cuánticos: a) (3, –1, 1, –½); b)
(3, 2, 0, ½); c) (2, 1, 2, ½); d) (1, 1, 0, –½).
18.- Justifica
si es posible o no que existan electrones con los siguientes números cuánticos:
a) (2, –1, 1, ½); b) (3, 1, 2, ½); c) (2, 1, –1, ½); d)
(1, 1, 0, –2) (Cuestión Selectividad La Laguna Junio
1997).
SOLUCIONES
1.-
a)
No, puesto
que los rayos catódicos son electrones y éstos tienen la misma carga y la misma
masa, independientemente del gas del que sean expulsados.
b)
Sí,
puesto que los rayos anódico o canales, son núcleos atómicos y su mansa depende
del número de protones y neutrones, mientras que su carga depende sólo del
número de protones que tenga.
a)
FALSA. Si
sube a un nivel de mayor energía , absorberá energía.
b)
VERDADERO.
Se considera 0 la energía del electrón cuando abandona el átomo.
c)
VERDADERO.
Puesto que la energía el estado excitado es mayor que la del estado fundamental
DE > 0.
a)
Son manera de representar
la forma y partes constituyentes del átomo. Son útiles en tanto tienen a
hacernos una idea de cómo son en la realidad, puesto que que intentan explicar
las propiedades vistas en ellos.
b)
Modelo de
Bohr y modelo mecanocuántico.
c)
Solo se
describen las partículas fundamentales del átomo: protones, neutrones y
elctrones.
d)
Órbita es una trayectoria
perfectamente definida, mientras que orbital es la zona alrededor del núcleo en
donde puede encontrarse a un electrón; normalmente se representa la zona de
máxima probabilidad de encontrarlo; es por tanto, una parte del espacio sin
límites fijos.
11.
a)
Mínima energía: Los e–
se sitúan en los orbitales de menor energía posible hasta ir completando éstos,
Máxima multiplicidad: Cuando
hay varios orbitales con la misma energía, los e– se sitúan de
manera que se encuentren desapareados, no llenándose los segundos e–
hasta que se haya completado un e– en cada orbital de igual energía.
Exclusión de Pauli: “No puede
haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.
b)
1s22s22p7:
No es posible, ya que en orbitales p (l=1) y m toma tres valores: -1.0 y 1, y
como s solo toma dos valores posibles, únicamente puede haber 6 e– que tengan
los cuatro número cuánticos distintos.
1s22s22p63s3: No es posible, ya que en orbitales s (l=0) y m
toma un solo valor: 0, y como s solo toma dos valores posibles, únicamente
puede haber 2 e– que tengan los cuatro número cuánticos distintos.
a)
Si tienen la misma
energía. Sólo al aplicar un campo magnético se desdoblan según la dirección de
éste.
b) Porque en orbitales “d” l =2 y “m” toma cinco valores posibles: –2, –1, 0,
+1 y +2 correspondientes a los cinco
orbitales.
a)
3,0,3: No permitido. Pues
si l=0, entonces m
solo puede tomar el valor 0. (–l RmR
+l).
b) 3,2,–2: Sí permitido. Puesto que l < n y l=2, con lo que m puede tomar los
valores:-2, -1, 0, +1 y +2.
Z (P) = 15. Configuración electrónica: 1s2 2s2p6
3s2p3
n = 3; l = 1; m = –1; s = –½; n = 3; l = 1; m = 0; s = –½; n = 3; l = 1; m = +1; s = –½;
n = 1; l = 0; m = 0; s = –½; n = 1;
l = 0; m = 0; s = +½;
n = 2; l = 0; m = 0; s = –½; n = 2; l = 0; m = 0; s = +½;
n = 2; l = 1; m = –1; s = –½; n = 2; l = 1; m = 0; s = –½; n = 2;
l = 1; m = +1; s = –½;
n = 2; l = 1; m = –1; s = +½; n = 2; l = 1; m = 0; s = +½; n = 2;
l = 1; m = +1; s = +½;
n = 3; l = 0; m = 0; s = –½; n = 3; l = 0; m = 0; s = +½;
n = 3; l = 1; m = –1; s = –½; n = 3; l = 1; m = 0; s = –½; n = 3;
l = 1; m = +1; s = –½;
n = 3; l = 1; m = –1; s = +½; n = 3; l = 1; m = 0; s = +½; n = 3;
l = 1; m = +1; s = +½;
n = 4; l = 0; m = 0; s = –½; n = 4; l = 0; m = 0; s = +½;
n = 3; l = 2; m = –2; s = –½; n = 3; l
= 2; m = –1; s = –½
Z (Mo) = 42. Configuración electrónica: [Kr] 5s2 4d4
n = 5; l = 0; m = 0; s = –½; n = 5;
l = 0; m = 0; s = +½;
n = 4; l = 2; m = –2; s = –½; n = 4; l = 2; m = –1; s = –½;
n = 4; l = 2; m = 0; s = –½; n = 4;
l = 2; m = +1; s = –½;
a) (3, –1, 1, –½); NO. Porque
l no puede tomar valores negativos.
b) (3, 2, 0, ½); SÍ.
l <n; –l RmR +l; s g(–½, ½ ). Orbital 3d
c) (2, 1, 2, ½); NO. Porque
m > l
d) (1, 1, 0, –½). NO. Porque l
= n y debe ser menor.
a) (2,
–1, 1, ½); NO. Porque l
no puede tomar valores negativos.
b) (3, 1,
2, ½); NO.
Porque m > l
c) (2,
1, –1, ½); SÍ.
l <n; –l RmR +l; s g(–½, ½ ). Orbital 2p
d) (1, 1,
0, –2) NO.
Porque l = n y debe ser
menor y s h(–½, ½ ).
|
No hay comentarios:
Publicar un comentario