Problemas de Química (1ero Grado de Química). Tema 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS

Transcripción

1 Problemas de Química (1ero Grado de Química). Tema 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS 1. Para el isótopo del elemento con Z = 36 y número másico 84 indique: (a) su número de protones; (b) su número de neutrones; (c) la configuración electrónica de energía más baja; (d) en qué grupo y en qué periodo del sistema periódico se encuentra. (e) Es paramagnético? (f) Es más electronegativo que el N? (g) Defina potencial de ionización y afinidad electrónica e indique si es correcta la afirmación: el primer potencial de ionización de este elemento es mayor que el del elemento con Z = 37. (h) Cómo cabe esperar que sea su anión: muy estable o poco estable? Razona las respuestas. (a) 36 protones. (b) = 48 neutrones. (c) [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6. (d) Es el Kripton, grupo de los gases nobles (columna 18) y fila 4 (hasta la cuata capa ocupada). (e) Todos los electrones están apareados, es diamagnética. (f) Es menos electronegativo que el N, ya que tiene su última capa completa. (g) potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón; Energía necesaria para arrancar un electrón; y afinidad electrónica Energía necesaria para ganar un electrón. La afirmación el primer potencial de ionización de este elemento es mayor que el del elemento con Z = 37 es cierta, ya que el Kr tiene las capas completas y el Rb(Z=37) es un metal alcalino que pierde con cierta facilidad su último electrón. (h) Anión inestable como corresponde a todos los gases nobles. 2. Ordena de menor a mayor radio la siguiente serie de iones isoelectrónicos O 2, F, Na + y Mg +2 (Números atómicos: O = 8,F = 9,Na = 11 y Mg = 12). Todos tienen 10 electrones por lo que su configuración electrónica tiende a ser la misma. El tamaño depende de la carga nuclear y de la carga efectiva del siguente modo: a mayor carga nuclear y mayor carga efectiva mayor tamaño. En este caso los dos factores apuntan en la misma dirección haciendo que los radios efectivos sean: r(mg +2 ) < r(na + ) < r(f ) < r(o 2 ) 3. Ordenar razonadamente de mayor a menor afinidad electrónica los elementos: Cl, F, P y N. 1

2 Ordenación teórica 1 : F > Cl > N > P. La afinidad electrónica aumenta teóricamente según se avanza en los periodos (filas) y disminuye conforme se avanza en los grupos (columnas) de la Tabla Periódica de los elementos. 4. Un elemento químico A presenta una configuración electrónica más externa...5s 1, mientras que otro B...3s 2 3p 5. Conteste razonadamente las siguientes cuestiones: (a) Es A un elemento metálico o no metálico? Y B? (b) Tiene el elemento A tendencia a ganar o perder electrones? Y el elemento B? (c) Qué tipo de enlace espera que debe existir en el compuesto AB? (a) A es un compuesto metálico 2 y B es un no metal (capa np sin llenar). (b) A tiene tendencia a perder electrones para adquirir la configuración de gas noble y B tiene tendencia a ganarlos por el mismo motivo. (c) Enlace iónico, A pierde un electrón (A + ) y B gana dicho electrón (B ) 5. Escriba la configuración electrónica en estado fundamental de: (a) Un elemento con tres electrones en un orbital p. (b) Un elemento de transición. (c) Un alcalinotérreo. (d) Un elemento del grupo 18. Cuáles de ellos tienen electrones desapareados?. a) (Z = 7) 1s 2 2s 2 2p 3 (Nitrógeno) b) (Z = 21) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 (Escandio) c) (Z = 4) 1s 2 2s 2 (Berilio) d) (Z = 36) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 (Kripton). La suma de los electrones 4s 2 3d 10 4p 6 nos indica que el elemento pertenece al grupo de los gases nobles o 18. Z=7, tiene 3 electrones desapareados. Z=21, tiene 1 electrón desapareado. Z=4 no tiene electrones desapareados en su estado fundamental. Z=36 Al tener su última capa completa, no tiene electrones desapareados. 6. Tres elementos tienen número atómico 19, 35 y 54 respectivamente. Indique: (a) Estructuras electrónicas. (b) Grupo y periodo al que pertenecen. (c) Cuál tiene mayor afinidad electrónica? (d) Cuál tiene menor potencial de ionización? 1 Ordenación real : Cl > F > P > N. 2 Tanto el Rb (metal alcalino) como Nb, Mo, Tc, Ru, Rh y Ag (metales de transición) presentan una configuración electrónica más externa...5s 1. En lo sucesivo suponemos que se refiere al metal alcalino Rb. 2

3 a) (Z = 19) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 (Z = 35) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 (Z = 54) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 b) Z=19 ; Grupo de los alcalinos, período 4. Z=35 ; Grupo de los halógenos, período 4. Z=54 ; Grupo de los gases nobles, período 5. c) El Z=35 es el que tiene mayor afinidad electrónica de acuerdo con su configuración electrónica. d) El de menor potencial de ionización es el de Z=19, ya que sólo tiene un electrón en su última capa. 7. a) Escribir la estructura electrónica del ion calcio Ca 2+ en estado fundamental. b) Dibujar un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del ion estroncio Sr 2+ y su ocupación por electrones, en estado fundamental. Números atómicos: Ca = 20 ; Sr = 38. a) Ca 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 b) Sr 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 El diagrama es: 8. Escribir la estructura electrónica de los elementos con número atómico: 38, 11, 14, 35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones: (a) A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? (b) Qué estados de oxidación serán los más frecuentes? (c) Cuales son metales y cuales no metales? (d) Cuál es el elemento más electropositivo y cuál es el elemento más electronegativo? 3

4 (a) Z = 38 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 2 Z = 11 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Z = 14 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 Z = 35 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 Z = 54 ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 El elemento de Z = 38 pertenece al grupo 2a, ya que tiene 2e en la capa de valencia (n = 5). El elemento de Z = 11 al grupo 1a, el de Z = 14 al 4b, el Z = 35 al 7b y el de Z = 54 al de los gases nobles, todos por la misma razón que el primero. (b) Los estados de oxidación más frecuentes serán: Z = ; Z = Z = ; Z = Z = 54 0 (c) Metales los elementos 38 y 11 y no metal el 35. El 54 es un gas noble, y el 14 es intermedio en sus propiedades a los metales y no metales. (d) El más electropositivo el 38, y el más electronegativo el Escribir las estructuras electrónicas de litio y del ion sodio y dibujar un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del potasio y su ocupación por electrones. Números atómicos: Li = 3 ; Na = 11 ; K = 19. Li (Z = 3) : 1s 2 2s 1 Na (Z = 11) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 K (Z = 19) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s Cuáles de las siguientes especies espera que sean diamagnéticas y cuáles paramagnéticas? a) K + ; b) Cr +3 ; c) Zn +2 ; d) Cd; e) Co +3 ; f) Sn +2 ; g) Br. Las configuraciones elctrónicas son: 4

5 a) K + ; [Ar]. b) Cr +3 ; [Ar] 3d 2 4s 1 o [Ar] 3d 1 4s 2. c) Zn +2 ; [Ar] 3d 10. d) Cd; [Kr] 4d 10 5s 2. e) Co +3 ; [Ar] 3d 4 4s 2. f) Sn +2 ; [Ar] 4d 10 5s 2. g) Br; [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5. Cr +3, Co +3 y Br tienen electrones desapareados y por tanto son especies paramagnéticas. 11. Con relación a la colocación de los elementos en la Tabla Periódica, indique: (a) Qué grupos son los que sólo tienen electrones de valencia en orbitales s?. (b) Cómo varía la electronegatividad en los elementos no metálicos?. (c) Dónde se sitúan los elementos lantánidos y actínidos?. (d) Qué características poseen los elementos de transición (o del bloque d), con respecto a sus estados de oxidación?. a) Tienen electrones de valencia en orbitales s, los elementos de los grupos alcalino (IA) y alcalinotérreos (IIA). b) La electronegatividad aumenta en los períodos hacia la derecha y en los grupos hacia arriba. c) Los lantánidos en el período VI y los actínidos en el VII. Los primeros a continuación del lantano y los segundos a continuación del actinio. Ambos del Grupo 3. d) Los elementos centrales de transición tienen un número mayor de estados de oxidación, disminuyendo el número de estados de oxidación a medida que nos alejamos del centro y nos aproximamos a los extremos. 12. Enuncia el principio de Pauli y escriba la configuración electrónica del azufre (Z = 16) y del hierro (Z = 26). Principio de exclusión de Pauli: La función de onda de un sistema de fermiones deberá ser antisimétrica con respecto al intercambio de dos de ellos. Una consecuencia de este principio es que fuerza a que electrones del mismo spin permanezcan apartados, a menudo se habla de una repulsión de Pauli entre tales electrones. Esto da lugar a una formulación alternativa del principio de exclusión de Pauli: no pueden existir en un mismo átomo dos electrones que posean un conjunto idéntico de números cuánticos. S : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 F e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s Qué energía debe absorberse para transformar en Na + todos los átomos que hay en 1.00 mg de Na gaseoso?. La primera energía de ionización del N a es 495,8 kj/mol. 1 mg Na = 10 3 g Na / 22,9598 g/mol = 4, moles de Na. Si se necesitan 495,8 kj/mol para esa cantidad hará falta J. 5

6 14. a) Calcular la energía de un fotón de longitud de onda de Å. b) Calcular la energía de un mol de estos fotones. Datos: 1 Å = 10 8 cm ; h = 6, cal s ; c = cm s 1 ; N = 6, moléculas/mol. a) La energía del fotón es, (λ fotón = Å = cm), siguiendo la ley de Planck: E = hν = hc λ luego : E fotón = 1, cal s cm s cm = 0, calorías/fotón b) Un mol de fotones son 6, fotones; luego, la energía de un mol de fotones vendrá dada por: E = E fotón 6, fotones = 0, cal/fotón 6, fotones = 5, cal = 51, 9 kcal 15. Un electrón posee una energía cinética de 102,5 ev. Calcular la longitud de onda, en Å, asociada al electrón. Datos: 1 ev = 1, erg ; h = 6, erg s ; m e = 9, g ; 1 Å = 10 8 cm. La energía cinética viene dada por: E c = 1 2 m e νe 2 = 2 m e siendo P e la cantidad de movimiento del electrón; despejando: según De Broglie: P e = 2 m e E c P 2 e luego sustituyendo P e por su valor, se tiene: λ e = λ e = h P e h 2 me E c entonces : λ e = 6, erg s 2 9, g 102, 5 1, erg luego: λ e = 0, Å = 1, 211 Å = 6, g cm 2 s 1 54, g cm s 1 = 0, cm 6

7 16. Calcular la longitud de onda correspondiente a la energía liberada en el salto de un electrón desde el nivel cuántico n = 4 a n = 2, usando el modelo atómico de Bhor. Dato: R H = cm 1 Según el modelo atómico de Bhor: en donde: ν = 1 λ = R H [ 1 n n 2 2 ] siendo n 2 > n 1 ν = número de ondas en cm 1 λ = longitud de onda en cm R H = constante de Rydberg = cm 1 n 1 = nivel cuántico inferior n 2 = nivel cuántico superior Aplicando la fórmula anterior: [ 1 1 λ = ] = = 20576, 25 cm 1 16 λ = 0, Å = 4850 Å 17. Las masa atómica de 35 17Cl es de 34,968 uma. Calcula la masa teórica de esa especie sabiendo que las masas del protón, neutrón y electrón son: 1, , 1, y 9, kg. 1 uma = 1, kg. 17 ( mp + me ) + 18 mn = 35,2893 uma. Es decir, 0,321 uma se invierten en energía para manterner el nucleo unido, es el llamado defecto de masa. 0, , ,956 0,2446 = uma. 18. Las masas atómicas de Cl (75,53%) y 37 17Cl (24,46%) son 34,968 uma y 36,956 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cloro. Los porcentajes entre paréntesis indican la abundancia relativa. 0, , ,956 0,2446 = uma. 19. Las masas atómicas de 6 3 Li y 7 3Li son 6,015 y 7,016 uma, respectivamente. Calcule la abundancia natural de estos isótopos. Hay que resolver x + y = 1 x 6,015 + y 7,016 = 6,941 x=7,49% e y=92,51%, que son las abundancias relativas de 6 3 Li y 7 3Li respectivamente. 20. El elemento uranio tiene de número atómico 92 y presenta tres isótopos de masas 234 (abundancia 0,0057 %), 235 (0,72 %) y 236 (99,27 %). Explicar qué caracteriza a estos isótopos y calcular la masa atómica del uranio natural. 7

8 Los caracteriza un diferente número de neutrones 234-0,0057 ; = 142 neutrones 235-0,72 ; = 143 neutrones ,27 ; = 144 neutrones. Con lo que la masa atómica del Uranio será: 234 0, , , = 235, Durante un período de gran contaminación del aire se observó que la concentración de plomo en el aire era de 3,01 µg de Pb/m 3. Cuántos átomos de Pb habría en una muestra de 0,500 L de este aire? Masa atómica del Pb = 207,2 g mol 1. 1 L = 1 dm 3 luego en 0,5 L hay g de Pb, que pesa 207,2 g por mol, luego hay 7, moles. Si en 1 mol hay 6, átomos, entonces en esa muestra de aire hay 4, átomos de Pb. 22. El hierro tiene una densidad de 7,86 g cm 3. Qué tamaño debería tener una esfera que contenga 2, átomos de Fe? Masa atómica del Fe = 55,845 g mol 1. En 7.86 g de Fe hay 6, at mol 1 7,86 g / ( 55,845 g mol 1 ) = átomos de Fe por cm 3. Si tomamos 2, átomos de Fe tendremos que ocupan 2, at / ( at/cm 3 ) = 2, cm 3. Una esfera (V=4/3 π r 3 ) de es tamaño tiene un radio de cm. 8