Download 1 - IES Antonio Machado

1. Si un electrón tiene un nº cuántico l = 3, ¿qué valores de m puede tener?¿Cómo
llamamos al electrón con un l = 3?.
2. ¿Por qué los orbitales p se presentan en grupos de tres?.
3. ¿Cuántos electrones existen en el 4º nivel energético? De ellos ¿Cuántos son
s,p,d y f?
4. Indica cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a
n,l,m son permitidos: a) (3,-1,1) b) (3,1,1) c) 1,1,3) d) (5,3,-3) e) (0,0,0) f) 4,2,0)
5. Decir el número de electrones desapareados que existen en los estados
fundamentales de los siguientes átomos: Si, Cl, Ar, Cr y W.
6. Escribe las configuraciones de los siguientes átomos e iones: Cl- , F-, O2-, Se,
Ca+ y Na+.
7. ¿Cuál ión tendrá mayor radio el anión fluoruro o el catión sodio?
8. ¿Pueden existir en un mismo átomo electrones de números cuánticos (2,1,-1,½),
(2,1,-1,-½), (2,1,0,- ½), (2,1,0, ½). Indica el nivel de energía y el orbital al cual
pertenecen los dos primeros electrones.
9. ¿Qué se entiende por estructura fundamental de un átomo?. La estructura
electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4p1, ¿es fundamental?.
10. Indicar el valor de los números cuánticos correspondientes al último electrón del
potasio.
11. ¿Tienen la misma energía los orbitales 2px, 2py, 2pz?
12. ¿Cuáles son las estructuras electrónicas del fluoruro de bario?
13. Justifica el número máximo de electrones que pueden estar en un orbital f.
14. ¿Qué tipo de orbital describen los números cuánticos: a) n = 4 y l = 3; b) n = 3 y
l = 2?
15. Escribir los números cuánticos de cada uno de los electrones del nivel n = 4 del
Ca en su estado fundamental.
16. Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos representa una
solución permitida de la ecuación de ondas: a) 3,0,0,- ½; b) 2,2,0,+ ½; c) 4,3,4,+ ½; d) 5,2,2,- ½; e) 3,2,-2,1.
17. Si [Ar] representa la estructura electrónica de un átomo de Argón (Z = 18), el
átomo de Ti (Z = 22) puede ser representado por: a) [Ar]4s4; b) [Ar]4s2; c)
[Ar]3d24s2; d) [Ar]3d2.
18. Escribir la estructura electrónica simplificada de los siguientes átomos: Sr, Fe,
Al, I..
19. Dados los elementos A y B cuyos números atómicos son 38 y 53
respectivamente, indicar: a) su estructura electrónica; b) de qué tipo de
elementos se trata; c) su situación en el sistema periódico; d) cuál tendrá mayor
radio; e) cuál tendrá mayor potencial de ionización; f) nombre y símbolo de A y
B. g) Razona si pueden formar una molécula estable A con B.
20. El número de protones de los elementos A, B, C, D y E son 2, 11, 9, 12 y 13
respectivamente; indica la letra del elemento que: a) corresponde a un gas noble;
b) es el más electronegativo; c) es un metal alcalino; d) presenta valencia 3; e)
forma un nitrato suya fórmula es X(NO3)2.
21. ¿Cuál de las dos configuraciones electrónicas siguientes adopta el Cr: [Ar]3d54s1
o [Ar]3d44s2?
22. ¿A qué es debido que las propiedades químicas de los elementos que pertenecen
a cada serie de transición interna sean muy parecidas?
23. La configuración electrónica de un elemento es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1.
Indicar: a) qué tipo de elemento es: representativo, de transición o de transición
interna; b) a qué periodo pertenece
24. La frecuencia de una radiación electromagnética determinada es de 5,98.1014Hz.
Calcular: a) Su longitud de onda en
o
A.
b) Su número de ondas en cm-1.
S:
o
a)5016,72 A y b)19936 cm-1.
25. ¿Cuál será la frecuencia de la primera raya espectral de la serie de Lyman? S:
2,47.1015 Hz.
26. Determina la frecuencia correspondiente a la primera línea de la serie de
Paschen en el espectro del átomo de hidrógeno. S:1,6.1014 Hz.
27. Calcular la longitud de onda correspondiente a la segunda línea de la serie de
Balmer del espectro del átomo de hidrógeno. S:4,86.10-7 m.
28. De las siguientes proposiciones sobre el modelo atómico de Bohr, indique
razonadamente, su falsedad o certeza:
a) Las órbitas de Böhr son circunferencias y pueden tener cualquier radio.
b) El electrón sólo puede describir determinadas órbitas estacionarias.
c) Cuando un electrón pasa de una órbita a otra emite o absorbe energía.
d) La energía del electrón en una órbita depende exclusivamente del número
cuántico principal.
29. Considerar dos átomos de hidrógeno. El electrón del primero está en la órbita de
Bohr n=1 y el segundo en la n=4.
a) ¿Qué átomo tiene la configuración electrónica del estado fundamental?
b) ¿En qué átomo se mueve el electrón con mayor velocidad?
c) ¿Qué electrón tiene mayor energía ?
d) ¿Qué átomo tiene mayor potencial de ionización?
S: n=1; n=1; n=4; n=1.
30. Indicar cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a
los números cuánticos n, l y m respectivamente no son permitidos : a)2,0,0
b)2,1,1 c)2,2,0 d)2,1,-1 e)2,1,0.
31. El elemento X tiene como configuración electrónica: 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p1
a) ¿Cuál es el número atómico de X?
b) X se presenta naturalmente como una mezcla de 69X y 71X, ¿qué significan los
números 69 y 71?

32. Escribir las configuraciones electrónicas de los siguientes iones: Cl  , O 2 , Na ,
Ca 2  .
33. Indicar las notaciones de los electrones cuyos números cuánticos son: A(2,1,0,1/2); B(3,2,2,1/2); C(3,0,0,-1/2); D(4,3,0,-1/2). S: 2p6 ; 3d5 ; 3s2 ; 4f11.
34. Indicar los números cuánticos que corresponden a los siguientes electrones:4d7;
3s2; 4p3; 2p5; 5f10; 4d3; 2s1; 4f6; 5p5. S: (4,2,-1,-1/2); (3,0,0,-1/2); (4,1,1,1/2);
(2,1,0,-1/2); (5,3,-1,1/2); (4,2,0,1/2); (2,0,0,1/2); (4,3,2,1/2); (5,1,0,1/2).
35. ¿Cuáles son los valores de m para: a) l=0 b) l=3 c) n=3?
36. Escribir los cuatro números cuánticos de cada electrón del berilio.
37. Escribir la configuración electrónica del elemento de número atómico 83
¿Cuántos electrones no apareados contienen los átomos de B, S y As?
38. ¿Cuáles de las siguientes configuraciones corresponden a átomos en estado
fundamental y cuáles en estado excitado?: a) 1s12s1; b) 1s22s22p3; c) 1s22p1; d)
1s22s22p43s2. S: Fundamental b)
39. Dados tres elementos A, B y C de números atómicos respectivos 37, 33 y 53,
deducir a la vista de la configuración electrónica:
a) Periodo, familia y nombre de cada uno de ellos. S: Rb; As; I.
b) Notación del último electrón para el elemento C y valores de sus números
cuánticos. S:5p5(5,1,0,-1/2)
c) Valencias iónicas y covalentes para el elemento C. S: -1/ 1,3,5,7
40. ¿Por qué el nº de elementos de cada serie de transición interna es de 14?
41. Las tres especies : H, He+ y Li2+ poseen un sólo electrón. Señalar cuál de ellos
poseerá: a) el mayor radio, b) la mayor energía de ionización.
42. Ordenar los siguientes átomos e iones según el orden creciente de sus tamaños:
Ar, S2-, K+, Cl- y Li+
43.- ¿Cuál será la valencia iónica de los siguientes elementos: Al, K, Br y Ne?
44.- Para los elementos de números atómicos 19,20,3 y 35 :
a) Escribir las configuraciones electrónicas.
b) Definir energía de ionización y comparar la de los elementos 3 y 19.
c) Comparar el radio atómico de los elementos 3 y 19.
.
45.
Establece las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas e iones: ión
carbonato, ácido sulfúrico, ácido clórico, ácido disulfuroso, anión fosfato y cloruro de
litio.
46.
Razona que molécula es más estable: F2, N2, O2.
Cuestión 4: Deducir cuales de las siguientes moléculas presentan momento dipolar:
BeH2, NH3, SO3, CH4, SO2, H2O, y BCl3.
47
¿Qué tipo de compuesto formarán el flúor(Z =9) y el calcio (Z =20)? ¿Cuál será
la fórmula de dicho compuesto?
48
Razonar la veracidad o falsedad de la siguiente afirmación: "El cloruro sódico
puro no es conductor de la electricidad".
49
El nitrógeno y el fósforo pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica; sin
embargo existe el PCI5 y no el NCl5. Razónese este hecho.
50
Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2,
CO2 y OF2.
51
Realiza los diagramas de puntos del ácido sulfúrico, ácido carbónico y ácido
nítrico.
52
a)
b)
c)
d)
Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones
Las fuerzas de Van der Waals entre las moléculas de nitrógeno son muy débiles.
El punto de ebullición del nitrógeno es menor que el del tetracloruro de carbono
porque su energía de enlace es mucho mayor.
Las fuerzas de Van der Waals se hacen mayores al aumentar la masa molecular.
No hay relación alguna entre las fuerzas intermoleculares y las energías de
enlace de las moléculas correspondientes.
DISOLUCIONES, GASES Y MOLES
1. Se disuelven 6,3 g de HNO3 en agua hasta completar 1 litro de disolución. a)
Calcular la molaridad; b) de dicha disolución se toman 200 mL y se les añade
más agua, hasta completar medio litro. Deducir la molaridad de esta nueva
disolución.
Sol.: a) 0,1 M; b) 0,04 M.
2. Una disolución contiene 57,5 mL de alcohol etílico y 600 mL de benceno.
¿Cuántos gramos de alcohol hay en 1000 g de benceno. ¿Cuál es la molalidad de
la disolución? La densidad del alcohol es 0,80 g/mL; la del benceno 0,90 g/mL.
Sol.: 85,2 g; 1,85 m.
3. Tenemos una disolución de ácido nítrico cuya concentración es 0,2 M.
Extraemos de esta disolución 300 mL y la llevamos a un matraz aforado de 500
cm3 enrasando con agua. Calcula la molaridad de la nueva disolución. Datos:
MA(N) = 14 u, MA(O) =16 u y MA(H) =1 u.
Sol.: 0,12 M
4. Un recipiente A contiene 1 litro de disolución 5 M de NaOH en agua. Otro
recipiente B contiene 10 l de disolución 1 M de NaOH en agua. ¿Cuál de los dos
recipientes contiene mayor cantidad de NaOH? Datos Na=23 u, O=16 u y H=1
u.
Sol.: El A contiene 200 g de NaOH y el B contiene 400 g de NaOH
5. Se preparan 250 mL de disolución 1,5 M de ácido nítrico a partir de un ácido
nítrico comercial del 67 % en masa y densidad 1,40 g/mL.
Calcula:
a) La molaridad del ácido comercial
b) El volumen del mismo necesario para preparar los 250 mL de disolución de
ácido nítrico 1,5 M.
Sol.: a) 14,8 M ; b) 25,1 mL
6. Tenemos 250 mL de una disolución de KOH 0,2 M. Calcula:
a) ¿Cuántos moles de KOH hay disueltos?
b) ¿Cuántos gramos de KOH hay disueltos?
Datos masas atómicas: H = 1, O = 16 y K = 39.
Sol.: a) 0,05 moles de KOH; b) 2,8 g de KOH.
7. ¿Qué masa de glucosa C6H12O6 debe disolverse en agua para preparar 250 ml de
una disolución 0,1 M? ¿Qué volumen de la disolución resultante contiene 0,01
mol de glucosa?
Sol.: 4,5 g; 100 ml.
8. Determina la molaridad de una disolución formada al disolver 12 g de Ca(OH)2
en 200 g de agua, sabiendo que la densidad de esta disolución es 1,05 g/cm3 .
Datos: Ca=40 u, O=16 u y H=1 u.
Sol.: 0,803 mol/l.
9. Se disuelven 20 g de ácido sulfúrico puro en 0,1 litros de agua y la disolución
alcanza un volumen de 0,111 litros, a) calcular la concentración de esta
disolución en tanto por ciento en masa, b) calcular su molaridad.
Sol.: a) 16,67%; b) 1,84M.
10. Una disolución acuosa de ácido nítrico (HNO3) contiene 0,2 moles de ácido
nítrico en medio litro de disolución. ¿Cuál es la molaridad de esa disolución?
Datos: MA(N) = 14 u, MA(O) =16 u y MA(H) =1 u.
Sol.: 0,4 mol/l.
11. Calcula el volumen de disolución existente en un recipiente que contenga 0,30
moles de KOH, si la concentración de KOH en agua es 112 g/L.
Sol.: 0,15 L
12. En 300 mL de una disolución de ácido clorhídrico hay 12 g de ácido clorhídrico.
Determina: a) el número de moles de ácido clorhídrico; b) la molaridad de la
disolución.
Sol.: 0,33 moles; 1,1 M
13. 27,6 g de un óxido de nitrógeno ocupan un volumen de 6,72 L en c.n. Si las
masas atómicas son M A ( N )  14 u y M A (O)  16 u, ¿cuál será la fórmula
molecular del óxido de nitrógeno?
Sol.: N 2 O4
14. Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1L de su gas,
medido a 25ºC y 750 mm Hg de presión, tiene una masa de 3,88 g y que su
análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 24,74%;
H, 2,06 %, y Cl, 73,20%.
Sol.: C2H2Cl2.
15. Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: C = 24,24%,
H = 4,05 % y Cl = 71,71 %. Calcula su fórmula empírica y su fórmula
molecular, sabiendo que 0,942 g de dicho compuesto ocupan un volumen de 213
mL medidos a 1 atmósfera y 0ºC.
Sol.: (CH 2 Cl ) n ; C 2 H 4 Cl2 .
16. Una sustancia está formada exclusivamente por carbono, hidrógeno y oxigeno.
Cuando se calienta en presencia de oxigeno, el carbono de la sustancia se oxida
hasta dióxido de carbono, y el hidrógeno lo hace hasta agua. Si se parten de
13,14 g de sustancia, se obtienen después de la oxidación 12,9180 g de CO2 y
2,6441 g de H 2 O . Halla la fórmula empírica de la sustancia y también la
fórmula molecular, si sabes que la masa molecular es, aproximadamente, 90.
Datos: M ( H )  1,0097; M (C )  12,0107; M (O)  15,9994.
Sol.: CHO2 ; C2 H 2O4 .
17. Una sustancia orgánica contiene nitrógeno y azufre, además de carbono e
hidrógeno. Si se queman 3,558 g de esa sustancia, se forman 1,428 g de agua y
5,976 g de dióxido de carbono. Mediante otras reacciones, se consigue que todo
el azufre contenido en 1,270 g de sustancia pase a 1,886 g de BaSO4 .
Finalmente, para averiguar el contenido de nitrógeno, se tratan 5,748 g de
sustancia y se obtienen 0,6225 g de amoniaco, que es el compuesto en que se
convierte todo el nitrógeno contenido en la sustancia. Halla la fórmula empírica
y molecular de esa sustancia, si sabes que su masa molecular es 159.
Datos: M ( H )  1,0097; M (C )  12,0107; M (O)  15,9994; M ( N )  14,0 0 6 7;
M ( S )  32,065; M ( Ba )  137,327.
Sol.: C6 H 7 O2 SN
18. A presión atmosférica calentamos un recipiente extensible de 5 L lleno de gas
que se encuentra a 31ºC hasta alcanzar los 97 ºC. ¿Qué ocurre con el recipiente?
¿Y con la presión?
Sol.: El volumen aumenta hasta 6,0L; p = cte.
19. A 20ºC la presión de un gas encerrado en un volumen V constante es de 850
mm de Hg. ¿Cuál será el valor de la presión si bajamos la temperatura a 0ºC.
Sol.: 791,98 mm de Hg.
20. En un depósito cerrado de 50 L hay un gas. ¿Qué cantidad de gas se escapará del
depósito al abrir la llave.
Sol.: 75 L
21. A partir de la ecuación de Clapeyron, demuestra que
p Mm  d R T
donde Mm es la masa del mol y d la densidad.
22. Determínese la masa molecular de una sustancia gaseosa, sabiendo que 30 g de
la misma ocupan 25 L en condiciones normales.
Sol.: 26,88 u.
23. Un recipiente contiene 50 L de un gas de densidad 1,45 g/L. La temperatura a la
que se encuentra el gas es de 323 K y su presión de 10 atm. Calcula: a) los moles
que contiene el recipiente; b) la masa de un mol del gas.
Sol.: a) 18,87 mol; b) 3,8 g.
24. Tenemos un pistón móvil de 10 litros de capacidad lleno de aire. Al calentarlo,
el pistón se expande hasta 15 litros. Razona las siguientes cuestiones:
a) ¿Ha variado el número de moléculas de aire?
b) ¿Ha variado la densidad?
Sol.: a) No; b) Si.
25. Una determinada cantidad de aire a la presión de 2 atm y temperatura de 298 K,
ocupa un volumen de 10 L. Calcula la masa molecular del aire, sabiendo que el
contenido del mismo en el matraz tiene una masa de 23,6 g.
Sol.: 28,83.
26. En un matraz cerrado de 10 litros de capacidad introducimos 20 gramos de
acetona. Calentamos el recipiente a 120 ºC, con lo que desplazamos todo el aire
del interior del recipiente y parte de la acetona introducida. Después de realizar
esta operación, pesamos nuevamente el matraz y encontramos que existe una
masa de acetona residual de 16,57 gramos. Si sabemos que la presión a la que
se realiza la experiencia es de 700 mmHg, calcula la masa molecular de la
acetona.
Sol.: 58 u.
27. A 700 mmHg y 332 K, en un recipiente de 10,5 L de capacidad lleno de
oxígeno hay 2,2 · 10 22 moléculas. ¿Cuántas moléculas habrá en un recipiente
de 19 L lleno de una mezcla de butano, propano y aire en las mismas
condiciones?
Sol.: 4,0 ·10 23.
28. Se dispone de tres recipientes que contienen 1 litro de metano ( CH 4 ) gas, 2
litros de nitrógeno ( N 2 ) gas y 15 litros de oxigeno ( O2 ) gas, en las mismas
condiciones de presión y temperatura. Indica razonadamente:
a) ¿Cuál contiene mayor número de moléculas?
b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?
c) ¿Cuál tiene mayor densidad?
Masas atómicas: H 1, C 12, N 14, O 16.
Sol.:
a) el de oxígeno (4,03 · 10 23 moléculas ); b) el de oxígeno (8,6 · 10 23 átomos);
c) el de oxígeno 1,43 g / L.
29. En tres recipientes de la misma capacidad y que se encuentran a la misma
temperatura se introducen, respectivamente, 10 g de hidrógeno, 10 g de oxígeno
y 10 g de nitrógeno, los tres en forma molecular y estado gaseoso. Justifica:
a) ¿En cuál de los tres recipientes habrá mayor número de moléculas?
b) ¿En cuál de los tres recipientes será mayor la presión?
Datos masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.
Solución:
a) El de mayor número de moléculas será el de H 2
b) En el que contiene hidrógeno.
30. Si sabemos que 98 u es la masa atómica de una molécula de ácido sulfúrico
( H 2 SO4 ), indica el número de moles que hay en: a) 49 gramos de ácido
sulfúrico; b) 294 u de ácido sulfúrico; c) 20 ·10 20 moléculas de ácido
sulfúrico.
Sol.: a) 0,5 moles; b) 4,98 · 10 24 moles ; c) 0,0033 moles.
31. La fórmula molecular de un compuesto es C17 H19 NO3 . Calcula:
a) ¿Cuántos átomos hay en la molécula?
b) ¿Cuántos átomos de carbono hay en 10 mg de este compuesto?
Masas atómicas: C  12, H 1, N 14 y O  16.
Sol.: a) 40 átomos; b) 3,6 · 10 20 átomos.
32. Siendo 12 la masa atómica del carbono, cuántos moles de átomos de carbono
habrá en:
a) 36 g de carbono
b) 12 u de carbono
c) 12 · 10 20 átomos de carbono.
Sol.: a) 3 moles; b) 1,67 · 10 24 moles; c) 1,99 · 10 3 moles.
33. Calcula la masa total de hidrógeno y la masa total de oxígeno contenidas en 100
L de agua.
Datos: M ( H )  1,0097; M (O)  15,9994.
Sol.: mO  88,81 kg; mH  11,19 kg
34. Determina el número de moles que hay en 54,00 g de las sustancias siguientes:
a) dióxido de carbono (CO2); b) cloro (Cl2); c) sacarosa (C12H22O11). (C = 12 u,
O = 16 u, Cl = 35,5 u, H = 1 u.)
Sol.: 1,23 mol; b) 0,76 mol; c) 0,16 mol.
35. Calcula los gramos que hay en 0,2 mol de los metales siguientes: Li, Al, Ag y
Hg. (Li = 6,9 u; Al = 27 u; Ag = 107,9 u; Hg = 200,6 u.)
Sol.: 1,38 g de Li; 5,4 g de Al ; 21,58 g de Ag ; 40,12 g de Hg.
36. Razona en cuál de las siguientes cantidades habrá un mayor número de átomos:
a) 10 gramos de estaño
b) 10 gramos de aluminio
c) 10 gramos de cloro molecular
d) En todas existen igual porque hay la misma cantidad.
Sol: La respuesta correcta es la b) 2,2 · 10 23.