2011 tabla periódica y demás soluciones

SOLUCIONES A LOS EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRÍA, MODELOS ATÓMICOS, SISTEMA
PERIÓDICO Y ENLACE QUÍMICO
Corrige y puntúa según se indica en cada pregunta tus propios ejercicios.
1.
PAU septiembre 2011 opción B: a) Escribir las configuraciones electrónicas de los átomos e iones
siguientes: N3-, Mg2+, Fe y Si indicando cuáles de ellos son isoelectrónicos y cuáles diamagnéticos.
(números atómicos: N = 7; Mg = 12; Fe = 26; Si =14); b) ¿Por qué la molécula BI3 es apolar si los
enlaces B-I son polares?
a)[N3-]= [He] 2s22p6 Diamagnético e isoelectrónico con Mg2+
[Mg2+]=[He] 2s22p6 Diamagnético e isoelectrónico con N3[Fe]= [Ar]4s23d6 Paramagnético
[Si]=[Ne] 3s23p2 Paramagnético
(0,25 ptos cada uno: 0,15 la configuración y 0,1 el resto)
b) Porque la suma de los momentos dipolares de los enlaces en el BI3 es cero ya que presenta una
geometría molecular plana trigonal.
(1 punto: 0,5 ptos que diga que la suma es cero y 0,5 ptos la geometría molecular)
2.
PAU Junio 2011 opción A: Sean los elementos A, B, C, D y E cuyos números atómicos son 2, 11, 9, 12
y 13 respectivamente. Justificar cuál es el elemento que: a) Es más electronegativo; b) Es un gas
noble; c) Es un metal alcalino; d) Presenta valencia 3; e) Puede formar un nitrato cuya fórmula es
X(NO3)2; f) Está en el grupo 13; g) Está en el periodo 2.
Para resolverlo es necesario hacer primero las configuraciones electrónicas y después razonar cuál es cada
uno.
[A] = 1s2 b) Es un gas noble, porque tiene el primer nivel completo. Sería el He.
[B] = 1s22s22p63s1 c) Es un metal alcalino porque su capa de valencia es ns1, como todos los de ese grupo
característico. Sería el Na.
[C] = 1s22s22p5 a) Es el más electronegativo. Para demostrarlo tengo que situar todos estos elementos en la
tabla periódica y demostrar que este es el que está más arriba y a la derecha sin ser un gas noble: A: Periodo
1, Grupo: 18; B: Periodo 3, Grupo: 1; C: Periodo 2, Grupo: 17; D: Periodo 3, Grupo: 2; E: Periodo 3, Grupo:
13, por lo tanto queda demostrado. También cumple el apartado g) puesto que es el único cuyo electrón
diferenciador entra en el nivel 2 y por tanto en el periodo 2. Sería el F.
[D] = 1s22s22p63s2 e) Puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2 ya que se
formará esa fórmula siempre que el elemento X tenga +2 de número de oxidación, como
es el caso del elemento D, ya que perdiendo dos electrones adquiere configuración de gas noble (de
Neón). Sería el Mg.
[E] = 1s22s22p63s23p1 d) Presenta valencia 3. Puesto que si pierde tres electrones adquiere configuración de
gas noble. También cumple el f) puesto que todos los elementos cuya capa de valencia sea del tipo ns2np1
están en el grupo 13. Sería el Al.
(0,04 ptos cada configuración electrónica(5 en total) y 0,2 puntos cada asignación y razonamiento correcto de
cada uno de los apartados del a) al g) (0,05 ptos la asignación y 0,15 ptos el razonamiento))
3.
PAU junio 2011 opción B: a) Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos
e iones: Ca2+ (Z=20), Br (Z=35), Ar (Z=18), S2- (Z=16); b) ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos?; c)
Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?; d) ¿Cuál es la posición en la tabla
periódica de sus átomos neutros (periodo y grupo)?; e) ¿A qué grupo característico pertenecen?
a) [Ca2+]=[Ne] 3s23p6; b) Isoelectrónico con el S2-y con el Ar; c) No tiene electrones desapareados; d) El
elemento neutro ([Ar] 4s2) se encuentra en el periodo 4 (porque la capa de valencia comienza en el
nivel 4), grupo 2 (porque la capa de valencia acaba en s2); e) Pertenece a los alcalinotérreos.
a) [Br ] =[Ar] 4s23d104p6; b) No es isolectrónico con ninguno-; c) No tiene electrones desapareados; d)
El elemento neutro ([Ar]4s23d104p5) se encuentra en el periodo 4 (porque la capa de valencia comienza
en el nivel 4), grupo 17 (porque la capa de valencia acaba en p5); e) Pertenece a los halógenos.
a) (Había un error en la pregunta: el número atómico del argón es el 18) [Ar]=[Ne] 3s23p6; b)
Isoelectrónico con el Ca2+ y con el S2-; c) No tiene electrones desapareados; d) El ya es el elemento
neutro y se encuentra en el periodo 3 (porque la capa de valencia comienza en el nivel 3), grupo 18
(porque la capa de valencia acaba en p6) e) Pertenece a los gases nobles.
a) [S2-]=[Ne] 3s23p6; b) Isoelectrónico con el Ca2+y con el Ar; c) No tiene electrones desapareados; d) El
elemento neutro ([Ne] 3s23p4) se encuentra en el periodo 3 (porque la capa de valencia comienza en el
nivel 3), grupo 16 (porque la capa de valencia acaba en p4) e) Pertenece a los anfígenos o calcógenos.
(Cada uno de los cuatro elementos 0,5 ptos (0,1 pto por apartado))
4.
PAU junio 2011 opción B: Formular y nombrar: a) Un alcohol con tres átomos de carbono cuyo grupo
funcional no esté en un carbono terminal; b) Un ácido carboxílico de cuatro átomos de carbono; c) El
éster que resulta de la combinación de los dos compuestos anteriores. Puntuación: a) y b) 0,5 ptos; c) 1
punto.
a)Solo puede ser CH3-CHOH-CH3 (propan-2-ol)
b) Hay dos posibilidades: CH3-CH2-CH3-COOH (ácido butanoico, el más lógico) CH3-CH(CH3)-COOH
(Ácido 2-metilpropanoico)
c) Según el ácido carboxílico que se coja se obtendrá: CH3-CH2-CH3-COOCH(CH3)2 (Butanoato de 1metiletilo) o CH3-CH(CH3)-COOCH(CH3)2 (2-metilpropanoato de 1-metiletilo).
(a) y b) 0,5 ptos; c) 1 punto (50% fórmula y 50% nombre))
5.
PAU septiembre 2010 opción B (fase general): El 38Sr88 es el isótopos más abundante del estroncio en
la naturaleza. a) Escribir la configuración electrónica de este metal; b) Indicar el periodo y el grupo en el
que se encuentra este elemento; c) Razonar el número de protones y neutrones que hay en el núcleo
de este isótopo; d) Indicar los números cuánticos n, l y m del electrón diferenciador el Sr.
Para resolver este ejercicio primero tendremos que ve que significan los números que aparecen en el
88
38Sr . El de abajo a la izquierda es siempre el número atómico (Z), el de arriba a la derecha es el
número másico (A).
a) [Sr]=[Kr]5s2
b) Periodo 5 ((porque la capa de valencia comienza en el nivel 5), grupo 2 (porque la capa de valencia
acaba en s2).
c) Número de protones = Z = 38 protones. Número de neutrones = A – Z = 88 – 38 = 50 neutrones.
d) (5,0,0,-½)
( 0,5 ptos cada apartado)
6.
PAU septiembre 2010 opción A (fase específica): A) Nombrar los siguientes compuestos: a) CH3CH=CH-CH2Cl; b) CH3-COO-CH2-CH3; c) CH3-CH2-NH-CH3; d) CH3-CH2-CHCl-CHO; B) Formular y
nombrar los siguientes compuestos: a) Propino; b) Ácido cloroacético o cloroetanoico; c) acetamida o
etanamida; d) 2,2-dimetilpentano.
A) a) 1-clorobut-2-eno; b) Etanoato de etilo o Acetato de etilo; c) Etil metil amina; d) 2-clorobutanal
B) a) CH≡C-CH3; b) ClCH2-COOH; c) CH3CONH2; d) CH3-CH2-C(CH3)2-CH2-CH3.
(0,25 ptos cada compuesto)
7.
PAU septiembre 2010 opción B (fase específica): Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13,
20 y 35, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos; b) Serían
estables los iones X2+, Y2+ y Z2-? Justifique su respuesta.
a) [X] = [Ne]3s23p1; [Y] = [Ar]4s2; [Z] = [Ar]4s23d104p5.
b) X2+ No sería estable porque no adquiriría configuración de gas noble ya que se quedaría Ne]3s1
Y2+ Sí sería estable puesto que adquiriría configuración de gas noble, del argón.
Z2- No sería estable porque nuevamente no adquiriría una configuración más estable se quedaría:
[Kr]5s1.
(1 pto cada apartado (dentro de cada uno 0,333 ptos cada elemento o ión))
8.
PAU junio 2010 opción A (fase general): a) Indica los números cuánticos que definen el orbital que
ocupa el electrón diferencial del 23V y escribe la configuración electrónica del V3+.
a) Para resolverlo debemos hacer primero la configuración electrónica sabiendo que como se indica
Z=23: [Ar]4s23d1 por lo que el electrón diferenciador o diferencial tendrá los siguientes números
cuánticos: (3,2,-2,+½).
La configuración electrónica del V3+ es la del argón.
(0,5 ptos los números cuánticos y 0,5 ptos la configuración)
9.
PAU junio 2010 opción B (fase general): a) Deduzca la geometría de las moléculas BF3 y NH3. Comente
las diferencias, si las hay, justificando sus afirmaciones. b) Cuatro elementos se designan
arbitrariamente como A, B, C y D, siendo sus electronegatividades respectivamente 3,0; 2,8; 2,5 y 2,1.
Si se forman las moléculas AB, AC, AD Y BD; 1) Clasifíquelas en orden creciente por su carácter
covalente. Justifique la respuesta; 2) ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.
(Números atómicos N = 7; B = 5 y F = 9).
a) BF3 Si hacemos la estructura de Lewis vemos que el B tiene tres pares enlazantes solamente por lo
que tiene una geometría plana trigonal. Se diferencian en que uno tiene una estructura plana y la otra
tridimensional, precisamente debido a que una está rodeada por 3 pares de electrones y otra por 4)
NH3 Si hacemos la estructura de Lewis vemos que el N tiene tres pares enlazantes y un par solitario
por lo que tiene una geometría de pirámide trigonal (ángulos menores de 109,5º)
b) 1) Para responder este apartado tengo que calcular la diferencia de electronegatividades de cada
uno de esos compuestos puesto que cuanta mayor sea la diferencia entre las electronegatividades
menos carácter covalente tendrá, es decir, tendrá más carácter covalente cuanto menos diferencia de
electronegatividades haya entre los átomos que se enlazan.
AB
AC
AD
BD
3,0-2,8=0,2 3,0-2,5=0,5 3,0-2,1=0,9 2,8-2,1=0,7
AD<BD<AC<AB
b) 2) Cómo son moléculas diatómicas la molécula más polar será la que presente mayor diferencia de
electronegatividades entre sus átomos, es decir la AD.
(Apartado a): 1 punto: 0,5 pto cada uno de las deducciones de las geometrías de los compuestos.
Apartado b): 1 punto, 0,5 ptos cada apartado con sus justificaciones [en todos los casos las
justificaciones son 0,3 ptos de los 0,5)
10.
PAU junio 2010 opción A (fase específica) Los átomos X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones: X =
1s2 2s2p1; Y = 1s2 2s2p5; Z = 1s2 2s2p63s2; a) Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran; b)
Ordénalos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad; c) ¿Cuál es el de mayor energía de
ionización?.
a) X Periodo 2; grupo 13; Y Periodo 2; grupo 17;Z Periodo 3; grupo 2.
b) Debido a que la electronegatividad en el sistema periódico crece hacia la derecha en un periodo y
hacia arriba en un grupo el ordén de menor a mayor sería: Z(más a la izquierda y má abajo que los
otros dos)<X(más a la izquierda que Y)<Y
c) El de mayor energía de ionización será el que esté más arriba y más a la derecha en la tabla
periódica, es decir el Y.
(0,6 ptos el apartado a) (0,2 ptos por elemento) y 0,7 ptos cada uno de los otros apartados)
11.
PAU junio 2010 opción A (fase específica): Los elementos A,B,C y D tienen números atómicos 12, 14,
17, y 37, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de A2+, B, C y D; b) ¿Es el elemento
A el más electronegativo? Razone la respuesta.
a) [A2+]=[Ne]; [B]=[Ne]3s23p2 ; [C-]=[Ne]3s23p6; [D]=[Kr]5s1
b) Para ver si A es el más electronegativo de los elementos tenemos que ver las configuraciones
electrónicas de todos los elementos neutros y luego ubicarlos en la tabla periódica. Faltaría los de A y C
[A][=[Ne]3s2; [C]=[Ne]3s23p5
Ubicaciones: A = Periodo 3, grupo 2; B = Periodo 3, grupo 14; C = Periodo 3, grupo 17; D = Periodo 5,
grupo 1.
El más electronegativo es de los que están más arriba (A,B y C), el que está más hacia la derecha: C.
Por lo que el A no es el elemento más electronegativos de esos.
(1 pto el apartado a) (0,25 ptos por elemento) y 1 pto el apartado b) es necesaria toda la justificación)
12.
Se dispone de una disolución de ácido nítrico cuya riqueza es del 70% y su densidad es 1,42 g/cm 3. a)
¿Cuál es la molaridad de dicha disolución?; b) ¿Qué volumen de esa disolución será necesario coger
para preparar 300 cm3 de ácido nítrico 2,5M?
12a) La molaridad es el número de moles que existe en un determinado volumen. Por lo tanto yo tengo que
averiguar los moles existentes en el volumen que yo quiera por ejemplo 1 litro.
V= 1L
103 cm3 1,42 g disol 70 g ácido
1 mol
1L·
·
·
·
=15,78 mol contieneun litro de disolución
3
1L
100 g disol 63 g ácido
1 cm
Como hay 15,78 moles en un litro y la molaridad son los moles por litro será 15,78 M.
12b) Para preparar 300 cm3 2,5 M necesito saber cuantos moles necesito. Después tengo que averiguar
cuanto ocupan esos moles en la primera disolución (la 15,8 M).
n
Moles que necesito: Como M =
entonces n = M·V = 2,5 M · 0,3 L = 0,75 mol necesito
V
El volumen que ocupan esos 0,75 mol en la disolución de 15,78 M, que es el volumen que tengo que coger
será:
1L
0,75 mol ·
=0,048 L=4,8 mL
15,78 M
(1 pto cada apartado)
13.
Se dispone de una muestra de 12 g de cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una
disolución de ácido clorhídrico del 35% de peso y 1,18 g/cm3 de densidad. Como productos de reacción
se originan cloruro de cinc e hidrógen molecular. a) Determinar la concentración molar del ácido; b) Si
para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 cm3 de ácido, calcular el tanto
por ciento de pureza del cinc en la muestra inicial.
La reacción ajustada es: Zn + 2HCl → H2 + ZnCl2
a) Se hace de manera similar al apartado a) del ejercicio anterior, cogiendo el volumen que queramos. Lo más
cómodo siempre es un litro, pero ahora para que veáis un ejemplo vamos a calcular los moles que hay en 100
mL.
1,18 g disol 35 g ácido
1 mol
100mL·
·
·
=1,13 mol contiene 100 mL de disolución
1 mL
100 g disol 36,5 g ácido
n 1,13
=11,3 M
Como M = =
V 0,1
b) Partiendo de los 30 mL consumido, calcularemos la cantidad de Zn que se tendría que haber consumido, a
través de la relación entre los moles, y esa será la cantidad de Zn puro que existía en la muestra.
1L
11,3 mol HCl 1 mol Zn 65,4 g Zn puro
30 mL ·
·
·
·
=11,08 g Zn puro han debido reaccionar
1000 mL
1L
2 mol HCl
1 mol Zn
m puro
11,08
· 100=
· 100=92,33 de pureza
Por lo que la pureza será =
m total
12
(1 pto cada apartado)
14.
El oro cristaliza según una estructura cúbica centrada en las caras. Esto quiere decir que hay un átomo
de oro en cada vértice y uno en el centro de cada cara de la celdilla unidad. Calcular la longitud de la
arista de la celdilla unidad del oro sabiendo que su densidad es de 19300 kg/m3 (masa atómica del Au:
197, NA = 6,022·1023) Pista: Calcula cuantos átomos enteros hay en cada celda unidad. Primero tendras
que calcular el volumen de la celdilla y luego por cálculos geométricos sacar la arista.
1º) Averiguas cuantos átomos hay en una celda unidad. 2º) Averiguas el volumen que ocupan esos átomos;
3º) Como ese volumen corresponde a la forma geométrica de un cubo calculas la arista sabiendo que V=l3.
1º) Cada uno de los átomos situados en los vértices está compartido a su vez por 8 celdas unidades, con lo
que cada uno de esos átomos contribuye a la celda unidad en 1/8 (al estar compartida entre 8). Como hay 8
vértices en un cubo, hay 8 átomos, como cada uno de ellos contribuye en 1/8, en total 8·1/8=1 átomo entero
hay en cada celda unidad procedente de los vértices.
Cada uno de los átomos que se encuentra en el centro de una cara está compartido por 2 celdas unidad, por
lo que cada átomo contribuye a la celda unidad en ½. Como hay 6 caras en un cubo habrá 6 átomos, con lo
que la contribución total a la celda unidad debido a los átomos situados en las caras será 6·½= 3 átomos
enteros hay en cada celda unidad procedente de las caras.
Átomos totales en una celda unidad: 1+3= 4 átomos.
2º) Calculamos el volumen que ocupan esos 4 átomos a partir de la masa atómica y la densidad.
1 mol
197g 1 kg
1 m3
10 6 cm3
−23
3
4 átomos ·
·
·
·
·
=6,78 ·10 - cm
23
3
3
6,022 ·10 átomos 1 mol 10 g 19300 kg 1 m
3º) Calculamos la longitud de la arista
V=l3 por lo que l =3 V =3 6,78· 10−23=4,08· 10−8 cm=408 amstrong
(2 ptos)
15.
Indica razonadamente cuales de las siguientes combinaciones de números cuánticos son incorrectas
para un electrón: (0,0,0,½), (1,1,0,½), (1,1,o,-½), (2,1,-2,½); (2,2,-2-½), (2,0,0,½), (2,1,-1,½).
(0,0,0, ½) INCORRECTO Porque n no puede ser 0 y porque l no puede ser igual que n.
(1,1,0, ½) INCORRECTO porque l no puede ser igual que n.
(1,1,o,- ½) INCORRECTO porque l no puede ser igual que n y porque m tiene que ser un número no una
letra.
(2,1,-2, ½) INCORRECTO porque m no puede ser superior en valor absoluto a l.
(2,2,-2,-½) INCORRECTO porque l no puede ser igual que n
(2,0,0,-½) CORRECTO correspondería al orbital 2s, al 2º electrón que entra (esto no lo pide)
(2,1,-1, ½) CORRECTO correspondería al orbital 2p, al 1º electrón que entra (esto no lo pide)
(0,285 pto cada apartado (0,2 ptos la justificación)
16.
¿Qué tienen en común: a) Los isótopos de un mismo elemento?; b) Los elementos de un grupo de la
tabla periódica; c) Los elementos de un período de la Tabla Periódica.
a)Los isótopos de un mismo elemento tienen en común el número de electrones y de protones; b) Los
elementos de un grupo de la tabla periódica tienen el mismo tipo de configuración en su nivel de
valencia Ej: Todos los terreos tienen ns2np; c) Los elementos de un mismo periodo de la tabla periódica
introducen sus electrones diferenciadores en el mismo nivel energético (todos comienzan por el mismo
ns). Por ejemplo el Na y el S pertenecen al mismo periodo uno es 3s 1 y el otro es 3s23p4 (los dos
comienzan por 3s)
(a) 0,6 pto; b) 0,7 pto; c) 0,7 pto)
17.
Halla las configuraciones electrónicas de los iones Cr3+ y Co3+ sabiendo que sus números atómicos son
24 y 27, respectivamente.
[Cr3+] = [Ar]4s1
[Co3+] = [Ar]4s23d2
(0,5 pto cada configuración electrónica)
18.
a) Ordena los siguientes elementos según el orden creciente de sus potenciales de ionización
(energías de ionización): F(Z=9); Na (Z=11); Cs(Z=55); Ne(Z=10); b) Ordena los siguienes elementos
por orden creciente de sus afinidades electrónicas: Te (Z=52), Cl (Z=17); Fe (Z= 26); S (Z=16).
a) La Energía de ionización es la energía necesaria para que un átomo en estado gaseoso y en su estado
fundamental ceda un electrón (para que se lo quitemos). La Energía de ionización va aumentando en un
mismo periodo de la tabla periódica según aumenta el número atómico puesto que ha medida que nos
movemos en un periodo hacia la derecha va aumentando la carga nuclear efectiva y por tanto habrá que
invertir más energía para quitarle un electrón. La Energía de ionización va disminuyendo en un grupo según
aumenta el número atómico puesto que a medida que se van introduciendo los electrones diferenciadores en
un grupo, aumenta la distancia al núcleo y por tanto la energía a emplear para quitarle ese electrón es menor.
Por lo tanto voy a ver en que grupo y periodo se encuentra cada elemento y en función de eso los ordeno.
(Para situarlo en la tabla periódica hago la configuración electrónica)
F (periodo 2, grupo 17), Na (periodo 3, grupo 1), Cs (Periodo 6, grupo 1), en (Periodo 2, grupo 18).
Los de menor energía de ionización serán los del grupo 1 y dentro de ellos tendrá menos cuanto más abajo
esté en el grupo Cs<Na, luego vendrá los del grupo 17 y finalmente los del 18 que perdería su configuración
de gas noble y por tanto son a los que coostaría más quitarselo. Cs<Na<F<Ne
b) Con la afinidad electrónica (ver definición en el libro) hacemos un razonamiento, sabiendo que liberará más
energía al coger un electrón cuanto mayor carga nuclear tenga (crece en un periodo hacia la derecha) y
cuanto menos lejos esté del núcleo (crece en un grupo hacia arriba).
Te (Periodo 5, grupo 16), Cl (Periodo 3, grupo 17), Fe( Periodo 4, grupo 8), S (Periodo 3, grupo 16)
Los de menor afinidad electrónica serán los que estén más a la izquierda: Fe (por estar en el grupo 8), a
continuación el del grupo 16, el Te y el S. Será menor la afinidad electrónica del Te puesto que el electrón
entraría más lejos del núcleo y se vería menos retenido. Y Finalmente el del grupo 17.
Fe<Te<S<Cl
(1 pto cada apartado)
19.
La segunda energía de ionización del átomo de helio, ¿será mayor, menor o igual que la energía de
ionización del hidrógeno) Razona la respuesta.
El Helio tiene 2 electrones. La segunda energía de ionización es la energía implicada en perder el segundo
electrón cuando ya ha perdido el primero: el átomo pasa de tener un electrón a no tener ninguno.
El Hidrógeno tiene 1 electrón. La primera energía de ionización es la energía implicada en que el átomo
pierda un electrón. Que pase de tener 1 a no tener ninguno.
La diferencia estriba en que los números de protones no varía nunca y el helio siempre tiene dos y el
hidrógeno siempre tiene uno.
Por lo que aunque en teoría es lo mismo, pasar de 1 a 0 electrones, en el caso del helio ese electrón
está retenido por dos protones y en el caso del hidrógeno por 1 protón: costará más quitárselo al helio,
por lo que la segunda energía de ionización del helio es mayor que la primera del hidrógeno.
(1 pto)
20.
De las dos secuencias siguientes razona cuál se corresponde con la ordenación correcta según sus
radios iónicos: a) Be2+<Li+<F--<N3-; b) Li+<Be2+<N3-<F--
Nuevamente hay que ver dos variables la carga nuclear efectiva y la distancia al núcleo que tendrá que ver
con el nivel en el que está.
Ión Características
Carga nuclear efectiva
Nivel (Distancia al núcleo)
Be2+ (Z=4)//(1s2)
4-0-(apantallamiento de 1 electrón) = 4
Nivel 1 (1s2)
Li+
(Z=3)//(1s2)
3-0-(apantallamiento de 1 electrón) = 3
Nivel 1 (1s2)
F-
(Z=9) // (1s22s22p6)
9-2-(apantallamiento de 7 electrones) ≈ 7
Nivel 2 (1s22s22p6)
N3- (Z=7) // (1s22s22p6)
7-2-(apantallamiento de 7 electrones) ≈ 5
Nivel 2 (1s22s22p6)
El de menor radio iónico es el que tenga mayor carga nuclear efectiva y esté más cerca del núcleo. Como
Be2+ y Li+ están a la misma distancia el más pequeño será el Be2+, que tiene mayor carga nuclear efectiva. Con
el F-- y N3- pasa algo similar, por lo que el F- es más pequeño que el N3-. Con lo que la opción correcta es la a)
(2 pto (0,25 la solución y el resto el razonamiento))
21.
Dadas las siguientes sustancias: CS2, HCN, NH3 y H2O. Indica su estructura de Lewis, su geometría y
su polaridad. Números atómicos C = 6, S = 16; N =7; O = 8; H =1.
Con la geometría de Lewis y el método RPENV podéis sacar la geometría del átomo y de ella la de la
molécula que es la que se pide. Finalmente debéis ver si cumple las dos condiciones de polaridad de las
moléculas poliatómicas: si los enlaces son polares y si la suma de los momentos dipolares es distinto de cero.
Compuesto
CS2
Estructura de
Lewis
S
C
HCN
H-C≡N|
NH3
H
S
Geometría
átomo central
H
Enlaces
polares
Suma de momentos
dipolares
Polaridad
Lineal
Lineal
Sí
Cero
NO
Lineal
Lineal
Sí
Distinto de cero
SI
Tetrahédrica
Pirámide
trigonal
Sí
Distinto de cero
SI
N
H
Geometría
molécula
H2O
H
O
H
Tetrahédrica
Angular
Sí
Distinto de cero
SI
(0,5 pto cada compuesto (0,15 Lewis, 0,15 geometría y 0,2 polaridad)
22.
Para las siguientes especies F2, NaCl, CsF, H2S. AsH3, SiH4, explique razonadamente: a) Cuáles
tendrán enlaces covalentes puros, b) Cuáles tendrán enlaces covalentes polares; c) Cuales tendrán
enlaces iónicos; d) Cuál será el enlace con vayor carácter iónico. Electronegatividades de Pauling: F =
4,0; Na = 0,9; Cl = 3,0; Cs = 0,7; H = 2,1; S = 2,5; As = 2,0; Si = 1,8.
Se calculan las diferencias de electronegatividades de cada compuesto y se ordenan en los distintos grupos
recordando que covalente puro es el que tiene una diferencia de cero, covalente polar entre 0 y 1,7 e iónico
mayor que 1,7.
Compuesto
F2
NaCl
CsF
H2S
AsH3
SiH4
Diferencia electronegatividades
0
2,1
3,3
0,4
0,1
Tipo de enlace
cov. puro
Iónico
Iónico
cov. polar cov. polar
El de mayor carácter iónico es el mayor diferencia de electronegatividades: CsF
(0,3 pto clasificación razonada de cada compuesto y 0,2 pto el más iónico)
23.
0,3
cov. polar
Ordena los siguientes compuestos de mayor a menor punto de fusión: Sulfuro de calcio, sulfuro de
magnesio y sulfuro de bario. Números atómicos: Mg =12; S = 16; Ca = 20 y Ba = 56.
El punto o temperatura de fusión depende de la estabilidad del sólido, es decir, de la red cristalina. Cuanto
más estable más punto de fusión.
Por otro lado será más estable cuanto más negativa sea su energía de red, es decir, cuanto mayor sea en
valor absoluto.
De esto se deduce que tendrá mayor punto de fusión el que tenga mayor energía de red en valor absoluto.
La energía de red, si el resto de las constantes no varía, de los radios y cargas de los iones que componen la
red, tanto los aniones como de los cationes.
En este caso las redes a analizar son CaS, MgS y BaS por lo que el anión (S2-) es siempre el mismo y no me
servirá para determinar las diferencias de energía de red.
La carga de todos los cationes es la misma: Ca2+, Mg2+ y Ba2+. Tampoco nos sirve para ver las diferencias.
El único factor determinante es el radio de los cationes. Como a mayor radio menor energía de red en valor
absoluto (el radio se encuentra en el denominador en la fórmula), a mayor radio menos estable y menos
punto de fusión.
Los tres cationes proceden de átomos del mismo grupo del sistema periódico, por lo que a mayor número
atómico mayor radio, es decir el radio del bario es mayor que el del calcio que a su vez es mayor que el del
magnesio.
De todo esto se deduce que el que tendrá en valor absoluto mayor energía de red y por tanto mayor punto de
fusión será el MgS, seguido del CaS y finalmente el BaS que será el que tenga menor punto de fusión.
(2 pto cada apartado)
24.
Construye el ciclo de Born-Haber para los siguientes compuestos: a) MgO; b) CaBr 2 y c) Na2O,
indicando el tipo de energías involucradas en cada caso.
Mg (s) + 1/2 O2 (g)
(5)
(2)
Mg (g)
(1)
MgO (s) (2)
(3)
(4)
(5)
(6)
(7)
(8)
(8)
∆Hf Energía de formación del MgO
∆Hsublimación Energía de sublimación del Mg.
1ª EI Primera energía de ionización del Mg.
2ª EI Primera energía de ionización del Mg.
½ ∆Hdisociación Mitad de la energía de disociación del O2
1ª AE La primera afinidad electrónica del O
2ª AE La primera afinidad electrónica del O
U Energía de red del MgO
(1)
(1)
MgBr2 (s) (2)
(3)
(4)
(5)
(6)
Br
(7)
(7)
∆Hf Energía de formación del CaBr2.
∆Hsublimación Energía de sublimación del Ca.
1ª EI Primera energía de ionización del Ca.
2ª EI Primera energía de ionización del Ca.
∆Hdisociación Energía de disociación del Br2
2· 1ª AE Dos veces la primera afinidad electrónica del
Na2O (s) (1)
(2)
Na
(3)
Na.
(4)
(7)
(5)
(6)
(7)
∆Hf Energía de formación del Na2O
2· ∆Hsublimación Dos veces la energía de sublimación del
O (g)
(3)
(6)
Mg+ (g)
O- (g)
(7)
(4)
(1)
Mg2+ (g)+ O2- (g)
b)
Ca (s) +
Br2 (g)
(2)
(5)
Ca (g)
(3)
2 Br (g)
Ca+ (g)
(6)
(4)
U Energía de red del CaBr2
Ca2+ (g) + 2 Br- (g)
c)
(1)
2 Na (s) + 1/2 O2 (g)
(4)
(2)
2Na (g)
O (g)
(5)
(3)
-
O (g)
(6)
2· 1ª Dos veces la primera energía de ionización del
½ ∆Hdisociación Mitad de la energía de disociación del O2
1ª AE La primera afinidad electrónica del O
2ª AE La primera afinidad electrónica del O
U Energía de red del Na2O
2 Na+ (g)+ O2- (g)
(0,667 pto cada apartado)