ESTRUCTURA ELECTÓNICA

.- Calcula la longitud de onda, la frecuencia y el número de ondas de una radiación cuyos cuantos tienen una energía de 3·10-3 erg. ¿A qué zona del espectro electromagnético pertenece esta radiación?. Sol: = 66,22.10-17m =4,53.1023 s-1 1/ = 1,51.1015 cm-1. La radiación es infrarroja.

2.- ¿Cuánto miden los radios de las tres primeras órbitas del electrón en el átomo de hidrógeno según el átomo de Bohr?. Expresa el resultado en amstromg. Sol: r1 = 0,53 A. r2 = 2,12 A y r3= 4,77 A.

3.- Si cada átomo de un mol de átomos emite un fotón con una longitud de onda de 4,15.103A, ¿cuánta energía se pierde? Expresa la respuesta en kJ/mol. Sol: 2,82.102 kJ/mol.

4.- ¿A qué línea del espectro del hidrógeno le corresponde una energía igual al potencial de ionización del hidrógeno?. Sol: límite de la serie Lyman.

5.- ¿Cuál es la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve con una velocidad de 1.000.000 Km/s? ¿A qué zona del espectro corresponde?. Sol: 0,0073 A.

6.- Explica por qué no pueden definirse órbitas en el átomo según la Mecánica cuántica.

7.- Indica qué representan y 2 en la Mecánica cuántica. ¿Y en la Mecánica clásica?

8.- ¿En qué se parecen y en qué se diferencian: (a) Los orbitales 1s y 2s de un átomo. (b) Los orbitales 2px y 2py de un átomo?.

9.- ¿Qué es un orbital? Explica las diferencias entre órbita en el átomo de Bohr y orbital en la Mecánica cuántica.

10.- Las siguientes combinaciones de números cuánticos indica cuáles representan una solución permitida de la ecuación de onda y cuáles no. Justifica la respuesta. Sol: a, c, y g.

  n l m s

a 1 0 0 +1/2

b 2 2 1 -1/2

c 3 2 -2 -1/2

d 3 -2 0 +1/2

e 2 0 -1 +1/2

f 2 1 0 0

g 2 1 1 +1/2

11.- Para que las siguientes expresiones sean correctas en el espacio en blanco hay que situar la palabra orbital o subnivel. Indica qué palabra situarías en cada caso y en qué casos se pueden situar las dos. Justifica la respuesta.

a. El electrón puede ocupar el _________________ 2s. b. Hay un ______________ que se llama 2p. c. El electrón puede estar en el _____________ 3p. d. En el ______________ 3d puede haber 10 electrones

e. Para los mismos valores de n siempre hay tres ______________ p diferentes. f. Un _______________ dado nunca puede tener más de dos electrones.

Sol: a) subnivel u orbital. b) subnivel o 3 orbitales. c) subnivel o alguno de los tres orbitales. d) subnivel. e) orbitales. f) orbital.

12.- Utilizando la regla de n + 1, ordena de menor a mayor energía los subniveles 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, 5s. Sol: 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 4f.

13.- ¿A qué se debe el efecto llamado Zeeman?.

14.- ¿Cuántos electrones caben en los orbitales del nivel n = 3? Dibuja la solución en forma de diagrama.

15.- Escribe los valores de los cuatro números cuánticos para los electrones del berilio.

16.- Escribe la configuración electrónica fundamental de un átomo que tiene 27 electrones.

Sol: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7.

17.- Indica a qué salto entre niveles cuánticos correspondería el primer potencial de ionización del potasio.

18.-Calcula la longitud de onda correspondiente a la 2ª línea de la serie de Balmer del espectro de hidrógeno. Constante de Rydberg: R = 1,097 107 m-1. Sol: =4,86.10-7m

19.- Para ionizar el átomo de sodio se necesitan 118 Kcal/mol. Si esta energía es de procedencia luminosa, ¿cuál será la frecuencia más baja del haz luminoso capaz de efectuar la ionización?. ¿Y la longitud de onda?. Datos: Constante de Planck, h = 6,62 10-27 erg.s c=3.108 m/s 1A=10-10m. Sol: 2.420 A

20.- Calcula en ergios y electrón-voltios la diferencia de energías entre las órbitas 1s y 2p del átomo de cobre, sabiendo que la longitud de onda de la radiación emitida cuándo el electrón salta entre estos niveles es = 1,54 A. Datos: Constante de Planck; h = 6,62·10-27 erg.s; carga del electrón = 1,6·10-19 C.

Solución: 8,06.10-3 eV

21.- El color amarillo de la luz de sodio posee una longitud de onda de 5.890A (1A = 10-8 cm). Estudia la diferencia de energías correspondientes a la transición electrónica que se produce expresada en eV/átomo. Datos: c = 3.108 m/s; h = 6,62 10-34 J.s; carga del electrón = 1,6 10-19 C.

Solución: 2,11 eV

22.- Calcula la longitud de onda que corresponde a un 1 neutrón emitido en la fisión del uranio en una pila atómica, con una energía de 0,05 eV.

Datos: Carga del electrón = 1,60.10-19 C; masa del neutrón = 1,67.10-27 kg. Solución: 1,28.10-10 m

23.- La longitud de onda de un fotón de luz verde es de 5,4.10-5 cm. Calcula la energía de un mol de fotones de luz verde. Datos: h = 6,63.10-34 J.s; c = 3.108 m/s. Sol: 2,22.102 kJ/mol

24.- La constante de Rydberg (R), que aparece en la ecuación que determina 1/ vale 433.889,08 cm-1 para el He+. Calcula la frecuencia de la luz absorbida cuando un electrón sufre una transición del nivel energético n =1 al nivel energético n = 4. Sol: 1,22.1017 1/s

25.- ¿Por qué los espectros atómicos no son continuos?

26.- Calcula en ergios/átomo y en electrónvoltio/átomo la diferencia de energía entre los orbitales 1s y 2p del átomo de cobre a partir de los siguientes datos: Frecuencia de la radiación emitida en la transición 2p al 1s : 1,95.1012 Hz; constante de Planck, h = 6,62 10-34 J.s; carga del electrón, e= 1,6.10-19C.

Sol:1,209.10-14erg.

27.- Escribe el enunciado y la expresión matemática de los postulados de Bohr.

28.- Explica y compara los conceptos de órbita y orbital. ¿Cuántos orbitales pueden llamarse 3px, 4s, 3d?

29.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Cuáles de los siguientes números cuánticos (listados en el orden n, l, ml y ms) son imposibles para un electrón en un átomo? A:(4, 2, 0, +1); B:(3, 3, -3, -1/2); C:(2, 0, +1, +1/2) y D:(4, 3, 0, +1/2).. Sol: A, B y C

30.- Los principios de Hund y de Pauli regulan las configuraciones electrónicas; expresa estos principios y aplícalos al átomo de oxígeno (Z = 8) y al ion O2-.

31.- Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl-, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?.

Sol : N3-: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+, Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+ y Fe:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 que tiene electrones desapareados en los orbitales 3d.

ESTEQUIOMETRIA

1.- Se disuelven 7,46 g de cloruro potásico, 1,4625 g de cloruro sódico y 3,4840 g de sulfato potásico en agua hasta obtener un volumen total de disolución de 500 ml. Suponiendo que todas las sales se disocian totalmente, ¿cuál será la concentración de cada uno de los iones en la disolución final?

DATOS: Masas atómicas : Cl: 35,5; K: 39,1; Na:23; S: 32; O: 16.

2.-¿Cuál es la concentración de K+, Al +3 y SO4-2 en una disolución 0,01 M?. Considerar la

disociación completa.

3.- Reacciona completamente 1 g de un determinado metal con ácido sulfúrico diluido. En la reacción se desprende hidrógeno recogido sobre agua y ocupa un volumen de 390 cc a 25ºC y 745 mm de Hg.

El ácido sulfúrico diluido, se preparó a partir de uno comercial de densidad 1,84 g/cc y riqueza en peso del 91%. Calcular :

a) La molaridad del ácido sulfúrico comercial.

b) El volumen de ácido comercial que será necesario para preparar 1 litro de ácido sulfúrico 0,5 N.

c) El peso equivalente del metal:

DATOS: Presión de vapor del agua a 25ºC= 23,8 mm de Hg. Masas atómicas S:32; O:16; H:1

4.-Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza y de densidad 1,84 g/cc. Calcular :

a) La molaridad

b) la molalidad

c) El volumen de ácido concentrado que se necesita para preparar 100 ml de disolución al 20% en peso y densidad 1,14 g/cc.

5.-En el análisis de una blenda, en la que todo el azufre se encuentra combinado como ZnS, se tratan 0,9364 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa a estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra y se lava, se seca y se pesa. Se han obtenido 1,878 g de sulfato de bario. Calcular el % de ZnS en la muestra de blenda analizada.

DATOS: pesos atómicos: S:32; O:16 ; Zn: 65,4 ; Ba: 137,3

6.- Al añadir agua al carburo cálcico, Ca C2 , se produce hidróxido cálcico y acetileno (etino).

a) Ajuste la reacción química que tiene lugar.

b) Calcule cuántos gramos de agua son necesarios para obtener dos litros de acetileno a 27ºC y 760 mm de Hg.

7.- Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con una densidad de 1,19 g/ml. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 ml de este ácido para que la disolución resultante sea 1 M?

8.- Se dispone de una mezcla de 3,5 g de NaCl y 4,2 g de CaCl2 a la que se añade disolución 0,5 N de nitrato de plata hasta precipitación total. Calcular:

a) Peso de precipitado, lavado y seco, que se obtendrá.

b) Cantidad mínima de disolución precipitante que habrá que añadir.

9.- Se trata un exceso de NaOH en disolución con 1,12 l de cloruro de hidrógeno gaseoso medidos a 30ºC y 820 mm de Hg. Calcular:

a) Peso de NaCl obtenido, supuesta la reacción completa.

b) A la disolución anterior se le añade nitrato de plata de concentración 0,5 N. Discuta qué puede pasar y cuantifíquelo si ello es posible.

10.- ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50ºC y 1,2 atm de presión se obtiene al añadir 75 ml de HCl 0,5 M a 10 g de Al?

11.- Se toman 200 ml de una disolución de MgCl2 de concentración 2 N y se mezclan con 400 ml de otra de la misma sustancia de concentración 2,5 M. Se añade al conjunto finalmente 100

ml de agua. ¿Cuál es la normalidad resultante si se supone por esta vez que los volúmenes son aditivos?.

12.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,8 atm y otro de 50 ml helio a 25ºC y 0,4 atm. Calcular:

a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente.

b) Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar, ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total?

c) Concentración de cada gas en la mezcla y expresarla en fracción molar y en porcentaje en peso.

13.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso + ácido clorhídrico = cloruro de manganeso(II) + agua + cloro molecular. Calcular:

a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros de cloro medidos a 15ºC y 720 mm de Hg.

b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que habrá que usar.

14.- Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados y con el mismo volumen, uno de ellos contiene hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Discuta cuál tiene el mayor nº de moléculas, nº de moles y masa en gramos de cada gas.

15.- Indicar las características de un gas real y otro ideal. ¿Qué ocurre si duplicamos el volumen de un gas ideal si mantenemos constantes la presión y la temperatura?.

16.- Una mezcla de AgBr y AgCl contiene un 21,28% de Br. Calcular:

a) El % de AgBr. b) El % de Ag

17.- ¿Cuántos litros de hidrógeno medidos a 750 mm de Hg y 30ºC se pueden obtener atacando 75 g de Zn metálico del 90% de riqueza (impurezas inertes) con ácido sulfúrico?.

18.- Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que 0,067 g de ella ocupan 63 ml a 37ºC y 1 atm. Por otra parte se sabe que al quemar 0,216 g de la misma se obtienen 0,072 g de agua y 0,351 g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen 56,2 ml de nitrógeno medidos en condiciones normales.

19.- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En estado gaseoso su densidad en condiciones normales es 2,5 g/l. ¿Cuál es su fórmula molecular?.

20.- En 7,5 . 1020 moléculas de ciclohexano hay 4,5 . 1021 átomos de carbono y 9,0 . 1021 átomos de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del ciclohexano?.

21.- Un compuesto orgánico está formado por N, C, H y O. Al quemar 8,9 g del mismo se obtienen 2,7 g de agua y 8,8 g de dióxido de carbono. Así mismo 8,9 g ,por el método de Kjeldahl, producen 1,4 g de gas nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270ºC bajo presión de 3 atm, 0,1 l de vapor pesan 1,2g. Obtener:

a) La fórmula empírica del mismo.

b) El peso molecular aproximado y la fórmula molecular.

22.- La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida. La composición del mismo es C 75,45%; H 6,587%; N 8,383%; O 9,581%. Encontrar su fórmula empírica.

23.- Una muestra de 7,33 g de cloruro de bario dihidratado puro, se disuelve en agua, añadiéndosele después con una bureta disolución valorada de ácido sulfúrico. Esta última disolución tiene una concentración de 60% de riqueza en peso y una densidad de 1,5 g/ml. Calcula:

a) La reacción que tiene lugar.

b) La molaridad de la disolución de ácido sulfúrico.

c) El volumen de ésta, en ml, que se consumirá en la precipitación de todo el ión Ba+2 contenido en la muestra.

SOLUCIONES

1.-[K+ = 0,28 M ; [Cl- = 0,25 M ; [Na+ = 0,05 M ; [SO4-2 = 0,04 M

2.- [K+ = 0,01 M ; [Al+3 = 0,01 M ; [SO4-2 = 0,02 M

3.- a) 17 M ; b) 14,7 ml; c) 33,6 g/eq

4.- a) 18,4 M; b) 500 m ; c) 12,7 cc.

5.- 83,72%

6.- a) CaC2 + 2 H2O Ca (OH)2 + C2H2 b) 2,92 g

7.- 220 ml

8.- a) 19,5 g. b) 272 ml.

9.- a) 2,8 g b) Se producen 6,9 g de precipitado de AgCl.

10.- 0,4 l .

11.- 3,43 N.

12.- a) N2 : 6,5 . 10-4 moles, 3,9 .1020 moléculas y 7,8 . 1020 átomos

He : 8,2 .10-4 moles, 4,9 . 1020 moléculas e igual nº de átomos por ser monoatómico

b) Presión parcial de N2 : 0,23 atm ; Presión parcial de He : 0,28 atm ; Presión total: 0,51 atm

c) Fracción molar de nitrógeno : 0,44 ; Fracción molar de He: 0,56 ; %N2 : 85,4 % ;%He:15,6%

13.- a) 347,6 g b) 8 litros.

14.- Igual nº de moles y moléculas ya que tienen igual P, V y T porque n= PV/RT. Sin embargo el recipiente de dióxido de carbono pesa más ya que posee este gas mayor peso molecular.

15.- Gases ideales perfectos son los que cumplen las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay Lussac. Para ello es necesario que el volumen de sus partículas sea despreciable y que no existan fuerzas atractivas entre ellas. Los gases reales no cumplen estas características

aunque se aproximan a ellas si la temperatura es elevada y la presión es baja. La ecuación de los gases ideales es PV=nRT y la de los gases reales (de Van der Waals) es (P+a/V2)(V-b)=RT, donde a/V2 recibe el nombre de presión interna del gas, debido a la atracción entre las moléculas, y b representa el volumen ocupado por las moléculas del gas (covolumen).

16.- a) 50% de AgBr. b) 66,34% de Ag.

17.- 25,9 l.

18.- HCN

19.- C4 H8

20.- C6 H12

21.- a) C2 H3 O3 N b) 178 g/mol C4 H6 O6 N

22.- C21 H22 O2 N2

23.- a) Ba Cl2 + H2 S O4 Ba S O4 + 2 H Cl b) 9,18 M. c)3,27 ml.