Quimica

EJERCICIOS 1° PRUEBA DE CÁTEDRA 1. ¿Qué diferencia hay entre la órbita de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo? 2. Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del átomo de hidrógeno y explica la emisión de energía del átomo excitado. 3. ¿Cuánta energía se necesita para ionizar un átomo de hidrógeno en el que el electrón se encuentra en la órbita n = 5 de Bohr? (Dato: Cte. deRydberg Rh = 109.678 cm-1) 4. A partir de la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno, calcular la longitud de onda de las tres primeras líneas de la serie de Balmer y el límite de esta serie. 5. En el espectro del átomo de hidrógeno se conoce una línea de longitud de onda 1216 A°. Sabiendo que pertenece a la serie de Lyman ¿a qué transición pertenece?. Toma como dato la constante de Rydberg.6. Calcular la longitud de onda asociada a la molécula de hidrógeno moviéndose a una velocidad de 1840 m/s. Datos: MM H = 1 g/mol , h = 6,67.10-34 J.s 7. Calcular la onda asociada a una pelota de tenis de 150 gr de masa que posee una velocidad de 15 m/s. Hágase lo mismo para un electrón de velocidad 2,18107 m/s. Comparar los resultados e indicar lo que nos sugieren. 8. Que el átomo estácuantizado quiere decir: a) que es algo fantástico y poco real nuestro conocimiento sobre el mismo. b) que está constituido por núcleo y corteza. c) que la energía de los electrones sólo puede tener determinados valores. d) que su tamaño es pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas). 9. Indica los números cuánticos representativos de los orbitales: a. 3py b. 2s c. 1pz d. 4dxy e. 5px 10. Un electrón seencuentra en un orbital 3d. ¿Cuáles son los posibles valores de sus números cuánticos n, l y ml? 11. Explicar la información que suministra la expresión (3,2,0,-½) para un electrón. 12. Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto? 13. ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta. 14. ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser unelectrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s? 15. ¿Qué propiedad de un átomo impide que todos sus electrones se sitúen en el nivel n = 1 de más baja energía? 16. Considerar las dos configuraciones electrónicas siguientes de dos átomos neutros A y B: A - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 B - 1s2, 2s2, 2p6, 6s1. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas razonando larespuesta: a. A y B representan dos elementos distintos. b. Se necesita energía para pasar de A a B. c. A representa al átomo de sodio d. Se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B. 17. Indicar a qué grupo y periodo pertenece el elemento cuya configuración electrónica es: 4f14 5d10 6s2 6p3. ¿Podrías decir de qué elemento se trata y algunas de sus propiedades?. 18. Escribe laconfiguración electrónica del neón e indica dos iones que tengan igual configuración que dicho gas. 19. Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F -, O-2, Na+, Mg+2.

20. ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de protones del núcleo y no en función del número de electrones? 21. ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas?de ejemplos. 22. ¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué condiciones si hay alguna podría lograrse esto? 23. Un átomo determinado se representa por 19X39. Indica: a) número atómico; b) número másico; c)número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada; f) configuración electrónica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo al que pertenece; i) tipo de ión que formará; j) alguna propiedad. 24. Escribe la configuración electrónica del As ( Z = 33 ) e indica en que principios o reglas te apoyas. 25. ¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea 1s2 2s2 2p4...