Problemas de Qu´ımica General Curso 2014

Problemas de Quı́mica General
Curso 2014-2015
1◦ de C. Quı́micas
Grupo 911
Hoja 2
1. Completar la siguiente tabla.
Sı́mbolo
Protones
Neutrones
Masa atómica
Electrones
Carga neta
3+
58
26 Fe
?
?
?
?
?
?
?
C
?
8
?
?
0
−
81
35 Br
?
?
?
?
?
?
43
55
?
?
0
?
92
143
?
?
0
?
13
?
27
10
?
Si?
?
?
29
10
?
?
?
48
23 V
34 2−
16 S
?
?
?
?
?
?
?
?
?
?
2. Determinar la composición del núcleo de un anión X− que contiene 18 electrones y cuyo número
másico es 35. ¿De qué elemento se trata?
3. Un elemento X está formado por una mezcla de dos isótopos 210 X de masa 209,64 uma y
abundancia natural 72,42%, y 212 X de masa 211,66 uma. Calcular el peso atómico del elemento.
Sol. 210.20 uma
4. El neón tiene una peso atómico de 20,12 uma y está formado por tres isótopos, de masas:
19,99; 20,99 y 21,99 uma. La abundancia natural del tercer isótopo es del 8,83%. Calcular la
abundancia de los otros dos isótopos. Sol. 89,53 %, 1,64%
5. Cuando se analiza el espectro de masas del bromo gas (Br2 ) se observan tres picos que corresponden a especies de números másicos 158, 160 y 162. ¿Cuáles son los isótopos naturales del
bromo? ¿Por qué?
6. Determinar las frecuencias y longitudes de onda de las dos primeras lı́neas de las series de
Lyman, Balmer, Paschen y Brackett, del espectro del átomo de hidrógeno. Teniendo en cuenta
que la región visible se extiende aproximadamente desde los 400 nm hasta los 700 nm, indicar
en qué región del espectro electromagnético aparecerá cada una de dichas series.
Nota: RH = 3.2899 · 1015 s−1
Sol. Lyman: 2.47 · 1015 s−1 (121.4nm); 2.92 · 1015 s−1 (102.4 nm); Balmer: 0.45 · 1015 s−1 (656 nm);
0.62 · 1015 s−1 (485.5 nm); Paschen: 0.16 · 1015 s−1 (1873 nm); 0.23 · 1015 s−1 (1280 nm); Brackett:
0.07 · 1015 s−1 (4046 nm); 0.11 · 1015 s−1 (2622 nm)
7. Comprobar que las series de Lyman y de Balmer no se solapan. Para ello, calcular la frecuencia
menor (longitud de onda más larga) de la serie de Lyman y la frecuencia mayor (longitud de
onda más corta) de la de Balmer.
Sol. Lyman: ν(n2 = 2) = 2, 467·1015 s−1 (121 nm); Balmer: ν(n2 = ∞) = 8, 225·1014 s−1 (364 nm)
8. Hallar el valor de los radios correspondientes a las dos primeras órbitas del electrón en el modelo
de Bohr para el átomo de hidrógeno.
Sol. rn=1 = 5, 29 · 10−2 nm; rn=2 = 21, 16 · 10−2 nm
9. Repetir el problema anterior con los sistemas siguientes: He+ , Li2+ , Be3+ .
He+
He+
Li2+
Li2+
Sol. rn=1
= 2, 65 · 10−2 nm; rn=2
= 10.60 · 10−2 nm; rn=1
= 1, 76 · 10−2 nm; rn=2
= 7.05 · 10−2 nm;
Be3+
−2
Be3+
−2
rn=1 = 1, 32 · 10 nm; rn=2 = 5.29 · 10 nm;
10. Hallar la frecuencia asociada a la transición del electrón desde la primera órbita de Bohr hasta
la segunda. Comprobar que coincide con la de la primera serie de Lyman.
11. La fotodisociación del agua: H2 O(l) + h ν → H2 (g) + 21 O2 (g) se ha sugerido como fuente para
la obtención de hidrógeno. Si la energı́a necesaria para el proceso es de 285,8 kJ por mol de
agua descompuesta, determinar la longitud de onda máxima que podrı́a proporcionar energı́a
suficiente para el proceso. En principio, ¿podrı́a pensarse en la luz solar como fuente para la
fotodisociación directa del agua?
Sol. λ = 419 nm (entre el azul: 480 nm y el violeta 380 nm).
12. Hallar las longitudes de onda asociadas al movimiento de un electrón, un protón y una partı́cula
alfa con una energı́a cinética de 1,00 105 eV en los tres casos.
Sol. λelectron = 3, 9 · 10−3 nm; λproton = 9, 1 · 10−5 nm; λpart.α = 4, 5 · 10−5 nm
13. Las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a diferentes átomos en su estado fundamental:
(a) 1s2 2s2 2p6 3s2
(b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
(c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
(d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1
(e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4
Seleccionar los que corresponden a: gas noble, elemento de transición, metal, no metal, alcalino,
alcalinotérreo y anfı́geno. Identificar cada uno de ellos e indicar su grupo y s perı́odo en la tabla
periódica.
14. Determinar las configuraciones electrónicas de los elementos del tercer perı́odo (Na a Ar).
15. Determinar las configuraciones electrónicas de los elementos del cuarto perı́odo (K a Kr).
16. Las primeras energı́as de ionización (en kJ mol−1 ) de los primeros veinte elementos son:
Z
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Elemento
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Primera Segunda
1312
2373
520
899
801
1086
1400
1314
1680
2080
496
738
578
786
1012
999
1251
1521
419
590
5251
7300
1757
2430
2350
2860
3390
3370
3950
4560
1450
1820
1580
1904
2250
2297
2666
3052
1145
Tercera
Cuarta
Quinta
Sexta
11815
14850
3660
4620
4580
5300
6050
6120
6900
7730
2750
3230
2910
3360
3820
3900
4410
4900
21005
25000
6220
7500
7470
8400
9370
9540
10500
11600
4360
4960
4660
5160
5770
5900
6500
32820
38000
9400
11000
11000
12200
13400
13600
14800
16000
6240
6990
6540
7240
8000
8100
47261
53000
13000
15200
15000
16600
18000
18400
20000
21000
8500
9300
8800
9600
11000
Discutir la variación de la energı́a de ionización para cada fila y columna de la tabla; explicar
los distintos saltos y relacionarlos con las configuraciones obtenidas en los problemas anteriores.
17. Para cada uno de los siguientes pares de átomos, indicar cuál tendrá un tamaño mayor: (a) Te
o Br; (b) K o Ca; (c) Ca o Cs; (d) N u O; (e) O o P; (f) Al o Au; (g) Be o Na; (h) K o Br.
18. ¿Cuáles de las siguientes especies cabe esperar que sean paramagnéticas? (a) K+ ; (b) Cr3+ ; (c)
Zn2+ ; (d) Cd; (e) Co3+ ; (f) Sn2+ ; (g) Br; (h) O; (i) Mg; (j) Sn; (k) N.
19. Ordenar las siguientes especies según radios crecientes: Br, Li+ , Se, I− .
20. ¿Hay átomos cuya segunda energı́a de ionización sea menor que la primera? ¿Por qué?
21. Calcular qué energı́a es necesaria para extraer todos los electrones de la capa con n = 3 de un
mol de silicio gaseoso. (Usar la tabla del ejercicio 12).
22. ¿Cómo cabe esperar que sean los tamaños de los iones H+ y H− en comparación con los tamaños
del H y del He? ¿Por qué?
23. Indicar tres metales de los que se pueda pensar que muestren efecto fotoeléctrico con luz visible.
24. Escribir las configuraciones consistentes con los siguientes datos de electrones desapareados:
Ni2+ (dos), Cu2+ (uno), Cr3+ (tres).
25. Ni el Fe2+ ni el Fe3+ tienen electrones 4s. ¿Cuántos electrones desapareados cabe esperar que
tenga cada uno de ambos iones? ¿Por qué?
26. La electroafinidad del Cl es de 349,0 kJ mol−1 , y la energı́a de ionización del Na es de 495.8 kJ
mol−1 . ¿Cómo se explica que el cloruro sódico sea un compuesto estable.
27. Para el elemento 119
50 Sn, indicar el número de (a) protones en el núcleo; (b) neutrones en el núcleo;
(c) electrones 4d; (d) electrones 3s; (e) electrones 5p; (f) electrones en la capa de valencia; (g)
el número total de electrones; (h) repetir para el ion Sn2+ .
28. Ordenar los siguientes átomos según valores crecientes de su primera energı́a de ionización: Sr,
Cs, S, F, As.