Selectividad. ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA. Sistema periódico.
1º.
Los átomos neutros X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones:
X = 1s22s22p1 ; Y = 1s22s22p5 ; Z = 1s22s22p63s2
a) Indique el grupo y el período en el que se encuentran. B) Ordénelos, razonadamente, de
menor a mayor electronegatividad. C) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?
Andalucía Junio 2001. Opción A
2º. Para cada uno de los siguientes apartados, indique el nombre, símbolo, número atómico y
configuración electrónica del elemento de peso atómico más bajo que tenga: a) Un electrón d.
b) Dos electrones p. c) diez electrones d. D) Un orbital s completo.
Aragón. Junio 2001. Opción 1
3º. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
1s22s22p5.
1s22s1.
1s22s22p63s23p5.
1s22s22p6.
1s22s22p63s23p63d104s24p2.
1s22s22p63s1.
Agrúpelas de tal manera que, en cada grupo que proponga, los elementos que representan las
configuraciones tengan propiedades químicas similares. Para cada grupo propuesto explique
alguna de estas propiedades.
Aragón Junio 2001. Opción B.
4º.a) Indicar razonadamente un conjunto posible de números cuánticos para los electrones p
del cloro ( Z = 17 ) en su estado fundamental
b) En el apartado anterior, indicar razonadamente los números cuánticos que corresponden
a los electrones desapareados que haya.
c) Indicar razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores, los números cuánticos
del último electrón que completa la configuración electrónica del ión cloruro en su estado
fundamental.
Cantabria Junio 2001.
5º. Sean A, B, C y D cuatro elementos del Sistema Periódico de números atómicos 20, 35, 38 y
56, respectivamente:
a) Definir afinidad electrónica y electronegatividad.
b) Ordenar razonadamente A, B, C y D de mayor a menor electronegatividad.
c) Ordenar razonadamente A, B, C y D de mayor a menor afinidad electrónica.
Cantabria Junio 2001.
6º.Escribe las configuraciones electrónicas del Ca ( Z = 20 ), Na ( Z = 11 ), S ( Z = 16 ), y Br
( Z = 35 ).
a) Justifica a partir de la configuración de su última capa cuáles de estos iones es probable
que se formen y cuáles no: Ca+2, Na+2, S2-, Br 2-.
b) Explica qué especie tendrá un radio mayor: S o S 2-. ¿ Y en el caso de Ca y Ca +2?
Castilla la Mancha. Junio 2001. Opción 1.
7º. Explica brevemente una diferencia fundamental entre los conceptos de órbita, del modelo
atómico de Böhr y orbital, del modelo atómico de la nube de carga.
Castilla la Mancha. Junio 2001. Opción 1.
8º. Los elementos A, B y C están situados en el tercer período de la tabla periódica, y tienen,
respectivamente, 2, 4 y 7 electrones de valencia.
a) Indica la configuración electrónica de cada uno de ellos, y justifica a qué grupo
pertenecen.
b) Justifica qué compuesto será posible esperar que formen los elementos A y C, y qué
tipo de enlace presentaría.
c) Haz lo mismo que en el apartado b) para los elementos B y C.
Cataluña, Junio 2001. Opción A
9º. A ) Enuncie los postulados en los que se basa el modelo atómico de Böhr.
B ) ¿ qué se entiende por electrones de valencia y electrones internos?. ¿Cómo afectan
unos y otros al comportamiento de un átomo?
Extremadura. Junio 2001. Repertorio B.
10º.El primer y segundo potencial de ionización para el átomo de litio son, respectivamente:
520 y 7300 kJ/mol. Razónese: a) la gran diferencia que existe entre ambos valores de energía.
B) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la primera especie iónica?.
c) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos del mismo grupo?Galicia. Junio 2001. Opción 1.
11º. Justifica si son correctas o no las afirmaciones siguientes:
a) Los orbitales 2px, 2py, y 2pz de un mismo átomo tienen la misma energía.
b) El yodo molecular no es soluble en tetracloruro de carbono.
Islas Baleares. Junio 2001. Opción B.
12º. Escriba la combinación o combinaciones de números cuánticos correspondientes a :
a) un electrón 5p, b) un electrón 3d, c) un electrón 1s, d) un electrón 4f.
La Rioja. Junio 2001. Opción A.
13º.. Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental a) 1s2 2s2 2p7; b) 1s2
2s3; c) 1s2 2s2 2p5; d) 1s2 2s2 2p6 3s1 :
a) Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli.
b) Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea
correcta.
Madrid. Junio 2001. 1ª Parte.
14º. Postulados del modelo atómico de Böhr. Murcia. Junio 2001. Bloque 1.
15º Concepto de orbital atómico.
Navarra. Junio 2001. Opción A
16º. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Navarra. Junio 2001. Opción B.
17º. El número atómico del estroncio es 38.
a)
b)
c)
d)
Escribe la configuración electrónica de un átomo de estroncio en estado fundamental.
Explica el ión que tiene tendencia a formar.
Compara el tamaño del átomo con el del ión. Explica cuál tiene mayor radio.
Explica si el potencial de ionización del estroncio es mayor o menor que el del calcio ( Z
= 20 )
País Vasco. Junio 2001.1ª parte.
18º. Los elementos A, B, C, y D tienen los siguientes números atómicos: 11, 15, 16 y 25.
Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) Indique el ión más estable que puede formar cada uno de los elementos anteriores.
b) Escriba la estequiometría que presentarán los compuestos más estables que formen A
con C, B con D y B con C.
Comunidad valenciana. Junio 2001. 1ª parte.
ENLACE QUÍMICO
1º.Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. A) Indique el tipo de enlace
predominante en cada uno de ellos. B) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor
punto de ebullición. Justifique las respuestas.
Andalucía. Junio 2001. Opción B.
2º.a) Represente las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes especies: SiH4, BCl3,
CHCl3. b) Utilice el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia para
predecir la geometría de dichas especies.
Aragón . Junio 2001. Opción 1.
3º. Explique las diferencias entre las solubilidades, puntos de fusión y conductividades de las
sustancias: aluminio, dióxido de azufre y cloruro de potasio, basándose en el tipo de enlace que
presentan.
Aragón. Junio 2001. Opción 2.
4º. Considerando la siguiente tabla de puntos de ebullición:
Halogenuros
de hidrógeno
HF
HCl
HBr
HI
Masa
molecular
20
36’5
80’9
128
Teb C
19’5
-115
-67
-35
Y los conocimientos de las teorías de enlace:
Gases inertes Masa atómica
Ne
Ar
Kr
Xe
20
39’9
83’8
131
Teb C
-246
-186
-152
-108
a) Explicar la tendencia general observada en los puntos de ebullición de los halogenuros
de hidrógeno, y la excepción correspondiente al valor observado para el fluoruro de
hidrógeno
b) Explicar porqué los halogenuros de hidrógeno tienen puntos de ebullición
significativamente superiores a los gases insertes siendo sus masas moleculares o
atómicas, respectivamente, similares entre sí.
Asturias. Junio 2001.
5º. El dióxido de azufre y el dióxido de nitrógeno son moléculas polares, mientras que el dióxido
de carbono no es polar. ¿Qué sugiere esto sobre la estructura de estos óxidos?
Castilla la Mancha. Junio 2001. Opción B.
6º.a)
Escriba las estructuras electrónicas del S (Z = 16) y del O (Z = 8).
b) Escriba el diagrama de Lewis de la molécula de dióxido de azufre. ¿Qué tipo de enlace
presenta?
c) Explique en qué consiste el “efecto invernadero” y cómo se puede corregir.
Castilla y León. Junio 2001. Opción A
7º. Indique razonadamente si son ciertas cada una de las siguientes afirmaciones:
a)
b)
c)
d)
La geometría de la molécula de NH3 corresponde a una pirámide trigonal.
El enlace covalente se dice que tiene carácter direccional.
La polaridad del HCl es mayor que la del HF.
El enlace iónico se forma a partir de átomos cuya diferencia de electronegatividad es
pequeña.
Castilla y León. Junio 2001. Opción B
8º. Explique el concepto de hibridación y aplíquelo al caso del carbono en el CH4 y en el C2H4.
Números atómicos: C = 6, H = 1
Extremadura. Junio 2001. Repertorio A.
9º. Indica el tipo de hibridación de los átomos de carbono y el tipo de enlace en las moléculas
de: a) acetileno (etino), y b) propanona ( dimetilcetona ).
Islas Baleares. Junio 2001. Opción A.
10º.
Explique la hibridación sp3, sp2 y sp.
b)Defina y ponga un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones en compuestos
orgánicos: b1) adición, b2) de sustitución.
Islas Canarias. Junio 2001. Propuesta I
11º.
a) Deduzca la estructura de Lewis del ácido cianhídrico ( HCN ) y del metanal ( H2CO ).
b)Indique en ambas moléculas cuál es la hibridación de orbitales atómicos que presenta
el átomo de carbono
La Rioja. Junio 2001. Opción A.
12º. Describa de forma razonada las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: S2C,
HCN, SiO44-
Murcia. Junio 2001. Bloque 1.
13º. Representa y explica los enlaces y la estructura de la molécula de etileno ( eteno ): a)
mediante diagrama de Lewis. B) mediante hibridación de orbitales atómicos.
Datos: números atómicos: H = 1 ; C = 6.
País Vasco. Junio 2001. 1ª Parte.
14º a) Escriba las estructuras de Lewis para el BF3, NF3 y F2CO.
b)¿Cuál será la geometría de estas moléculas?
c) ¿ Qué enlace de los que forma el flúor en las moléculas anteriores es más polar?
d) ¿Cuál o cuáles de estas moléculas son polares?
Datos: números atómicos: B = 5; C = 6; N = 7; O = 8; F = 9.
Comunidad valenciana. Junio 2001. 1ª parte.
LA CANTIDAD EN QUÍMICA. ESTEQUIOMETRÍA DE LAS
REACCIONES QUÍMICAS.
1º. Uno de los alimentos más consumidos es la sacarosa C12H22O11: Cuando
reacciona con el
oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348,9 kJ/mol, a la presión
de una atmósfera. El torrente sanguíneo absorbe, por termino medio, 26 moles de O 2 en 24
horas. Con esta cantidad de oxígeno: a) ¿ cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al
día? B) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión?
Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.
Andalucía Junio 2001. Opción A.
2º. Ordenar razonadamente, de mayor a menor número de átomos, las cantidades siguientes:
a)
b)
c)
d)
10 g de cloruro de plata.
3·1020 moléculas de dióxido de azufre
4 moles de monóxido de carbono
20 l de oxígeno en condiciones normales.
Datos: Masas atómicas: Cl = 35,5; Ag = 108
Cantabria. Junio 2001. cuestiones.
3º.Una instalación está formada por dos depósitos A y B. En el depósito A, de 3 litros, se
introducen 6 g de dióxido de carbono; en el depósito B, de 5 litros, se introducen 6 g de
monóxido de carbono. Inicialmente ambos depósitos están unidos por una llave cerrada. Si la
presión en la instalación no debe ser superior a 900 mm de Hg, calcular:
a) La máxima temperatura que puede alcanzar la instalación cuando se abre la llave.
b) La composición, en % en volumen, de la mezcla gaseosa.
c) Los gramos de dióxido de carbono en el depósito A, cuando se abre la llave, a la
máxima presión y temperatura.
Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16; R = 0,082 atm·l/mol ·K.
Cantabria. Junio 2001. Opción I
4º. Se hacen reaccionar 250 ml de una disolución 0,5 M de hidróxido sódico con 50 ml de una
disolución 1,5 m de ácido sulfúrico.
a) ¿ Existe algún reactivo en exceso ¿. En caso afirmativo, indíquelo y determine la
cantidad el mismo que no ha reaccionado.
b) ¿ Cuántos gramos de sulfato sódico se originan en esta reacción?
Castilla y León. Junio 2001. Bloque A.
5º.Un recipiente de 100 l contiene una mezcla de He y N2, cuya densidad es de 0,5 kg·m-3. El
recipiente se encuentra en condiciones normales de presión y temperatura.
a) Determina el número de moles de cada gas en la mezcla.
b) Calcula la presión parcial que ejerce en ella cada gas.
c) Si el recipiente en el que se encuentran los gases tiene un pequeño agujero, justifica
cualitativamente si variará la composición de la mezcla.
Datos: Masas atómicas: He = 4; N = 14. R = 0,082 atm·l·mol-1.
Cataluña. Junio 2001. Opción B.
6º.El ácido sulfúrico ( también llamado ácido tetraoxosulfúrico (VI)) reacciona con el cloruro de
sodio para dar sulfato de sodio [ también llamado tetraoxosulfato (VI) de sodio } y ácido
clorhídrico. Se añaden 50 ml de ácido sulfúrico del 98 % en peso y densidad 1,835 g/cm 3 sobre
una muestra de 87 g de cloruro de sodio. Suponiendo que la reacción es completa:
a) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso, y cuántos moles del mismo quedan sin
reaccionar?
b) ¿Qué masa de sulfato de sodio se obtiene en la reacción ¿
Extremadura. Junio 2001. Repertorio A.
7º. El análisis de un compuesto orgánico proporcionó los siguientes resultados de composición
centesimal: 54,5 % de carbono, 9,1 % de hidrógeno y 36,4 % de oxígeno. Se determinó también
su masa molecular, 88 g/mol. Deduzca la fórmula molecular del compuesto y escriba una
estructura desarrollada con su nombre.
Extremadura. Junio 2001. Repertorio B.
8º.Se tiene un litro de una disolución de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de dihidrógeno} del
98 % de riqueza y densidad de 1,84 g/cm3. Calcular: a) la molaridad. B) la molalidad. C) el
volumen de esa disolución de ácido sulfúrico necesario para preparar 100 ml de otra disolución
del 20 % y densidad 1,14 g/cm3.
Galicia. Junio 2001. Opción 1.
9º.¿ Cuál es la molaridad de una disolución de ácido sulfúrico del 26 % de riqueza y de
densidad 1,19 g/ml?.
Islas Baleares. Junio 2001. Opción A.
10º.El análisis de una piedra caliza refleja que está compuesta de un 94,52 % de CaCO3, un
4,16 % de MgCO3 y 1,32 % de materiales no deseados. La descomposición térmica de la piedra
genera CaO, MgO y CO2 con un rendimiento del 56 %. ( Pat Ca = 40,1; C = 12; O = 16; Mg =
24,3).
a) ¿ Cuántas toneladas de CaO podrán obtenerse con 4 toneladas de piedra caliza?
b) ¿ Qué volumen de CO2 se recoge sobre agua por cada 100 g de piedra caliza medidos a
760 mm Hg y 20 °C?
( R = 0,082 atm·l/mol·°K); ( PvH2O20°C = 17,54 mm Hg).
La Rioja. Junio 2001. Opción A.
11º. Una mezcla de 200 ml de butano y acetileno ( etino ) se somete a combustión
consumiendo 3,8 l de aire ( 21 % de oxígeno ). Determinar la composición de la mezcla
La Rioja. Junio 2001. Opción A.
12º.Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del ácido clorhídrico
con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua:
a) Escriba la reacción ajustada por el método del ión-electrón
b) Determine el volumen de cloro obtenido, a 25 °C y 1 atm, cuando se hacen reaccionar
500 ml de una disolución 2 m de HCl con ácido nítrico en exceso, si el rendimiento de la
reacción es de un 80 %.
Madrid. Junio 2001. Opción B.
13º. Se mezclan 100 ml de HCl 0,2 M, 400 ml de HCl 0,1 M y 250 ml de agua destilada.
Calcule la molaridad de la disolución resultante ( suponer que los volúmenes son aditivos)
¿Cuántos gramos de hidróxido de cinc serán necesarios para neutralizar la disolución
anterior?
Datos: Pesos atómicos; Zn = 65,4; H = 1; O = 16
Navarra. Junio 2001. Opción A.
14º. Una aleación 57,0 g de cinc y aluminio se trata con ácido clorhídrico obteniéndose 2 moles
de hidrógeno. Calcule la composición de la aleación.
Datos: Pesos atómicos: Al = 27,0; Zn = 65,4
Navarra. Junio 2001. Opción B.
15º. Una disolución acuosa de ácido clorhídrico ( HCl ), al 20 % en masa, posee una densidad
de 1,056 g·cm-3. Calcular:
a) la molaridad
b) la fracción molar de soluto.
Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16;M Cl = 35,5.
Comunidad valenciana. Junio 2001. Bloque A.
16º. El análisis cuantitativo de un compuesto orgánico ha dado el siguiente resultado: 52’17%
de C; 13’04% de H y 34’48% de O. Determina su fórmula empírica.
SOLUCIÓN: C2H6O
17º. La aspirina es un analgésico muy conocido por todos. Su composición al analizar 1 g de
aspirina comercial, es la siguiente: 0’6 g de C; 0’044 g de H y el resto O. Determina las fórmulas
empírica y molecular.
DATO: Masa molecular 180 u.
SOLUCIÓN: C9H8O
18º. El paracetamol tiene la siguiente composición centesimal: 63’57% de C; 5’96% de H;
9’27% de N y el resto de O. Si su masa molecular es de 151, determina la fórmula molecular del
paracetamol.
SOLUCIÓN:C8H9NO2