Quimica 4 EStructuraAtomica SP EnlaceQ

Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química.

Preparador: Preparador: Paco Martínez

Resumen de Estructura de la Materia. Estructura atómica

Las partículas subatómicas

Naturaleza dual de la luz. Espectros atómicos

Modelos atómicos

Numeros cuánticos. Orbitales y electrones

Configuraciones electrónicas

Diagrama de Möller

Configuraciones electrónicas y configuraciones orbital

1


Preparador: Paco Martínez

Resumen de Sistema Periódico. Ordenación periódica de los elementos

La tabla periódica

Configuración electrónica y periódicidad

Variación periódica del tamaño del átomo

Variación periodica de la energía de ionización y afinidad electrónica

Tendencias periódicas de la electronegatividad y reactividad

Comparación entre radios atómicos y iónicos

Variación de la reactividad en la tabla periódica

1



Resumen de Uniones entre átomos. Enlaces químicos

La naturaleza del enlace químico

Enlace iónico. Redes iónicas. Eneregía reticular. Ciclo de Born Haber

Propiedades de los compuestos iónicos

Enlace metálico. Propiedades de los materiales metálicos

Enlace iónicas. Redes Iónicas. NaCl

Enlace metálico. Teoría de bandas

1



Resumen de Uniones entre átomos-2. Enlace covalente

El enlace covalente

Parámetros moleculares. Moléculas polares. Teoría de RPECV

µ=q·d; µmolécula = ∑ µenlaces

Fuerzas intermoleculares: Enlace de hidrógeno

 Este enlace de hidrógeno permite predecir las propiedades anómalas del agua, como sus elevados puntos de fusión

y ebullición comparados con los del resto del grupo de los anfígenos.

Sustancias moleculares. Solidos covalentes.

Estructura química y

Procesos biológicos industriales

1

Química I Grado de Farmacia.Universidad Alfonso X el Sabio UAX. Química I. Farmacia- UAX. Enlace Químico. Geometría de las moléculas

1


Estructura atómica.


¿Cómo resolver un problema de Estructura atómica? 1. Lee cuidadosamente el enunciado del problema extrayendo los datos relevantes. 2. Anota los datos que te dan y lo que te preguntan de forma esquemática y gráfica. 3. Hay datos que debes deducir: constante de Planck, h=6,63·10-34 J·s; velocidad de la luz c=3·108 m·s-1 4. Para problemas donde hay que escribir la configuración electrónica:  X ; Como A= Z+N → N=A-Z A

Z

 El número de electrones que hay que colocar, en átomos neutros, es igual al número atómico.

Colocar los electrones en los orbitales según el orden indicado en el diagrama de Moeller.  En cada orbital caen como máximo dos electrones (Principio de exclusión de Pauli).  orbitales s (2 e ); orbitales p (6 e ); orbitales d (10 e ); orbitales f (14 e )  En los orbitales de la misma energía, colocar los electrones desapareados siempre que sea posible (Principio de máxima multiplicidad de Hund) 

5. Para deducir si la configuración electrónica corresponde a un estado fundamental o a un estado excitado: Si los electrones están colocados según el diagrama de Moeller, la configuración corresponde al estado fundamental. En caso contrario corresponde a un estado excitado. 6. Para deducir el grupo y el periodo a partir de la configuración electrónica : El periodo es el número cuántico principal n más elevado.  El grupo se obtiene del número de electrones que hay en el último nivel que se llena. * Si la configuración acaba en ns1 o ns2: grupo 1 y grupo 2, respectivamente. * Si la configuración acaba entre ns1 np1 y ns2 np6: grupo 13 a grupo 18, respectivamente. * Si la configuración acaba en orbitales d: se suman los electrones de los últimos orbitales (n-1) d y n s. El elemento es un metal de transición. * Si la configuración acaba en orbitales f: no se indica el grupo el elemento es un lantánido (4f) o un actínido (5f) 7.Para problemas sobre propiedades periódicas Para

comparar el valor de las propiedades de los elementos puede utilizarse la configuración electrónica. Se observan los procesos que tienden a conferir configuraciones electrónicas más estables a cada elemento. Así se puede establecer un orden relativo del valor de las propiedades.  Las variaciones de las propiedades periódicas a lo largo de la tabla periódica pueden obtenerse a partir de la gráfica de la derecha: 8. Para problemas de energía de transiciones electrónicas La energía de un fotón puede expresarse en función de su frecuencia, su periodo o su longitud de onda: E

h

c

T



 h·   h·

;

·  c 

-34 -1   (n >n ; R =1,097·107 m−1) (h=6,63·10 J·s; c=3·108 m·s ). La ecuación de Rydberg: k  1  R · 1  1 2 1 H H  2 2 

 n1



-Atomo de Böhr : Radios permitidos de las órbitas: r = a0·n (a0=0,529 Ǻ=5,29·10 2

- Energías de las órbitas : E   b · 0

1

n

n2



m; n=1,2,3,…)

-11

-18

(b0=13,6 eV=2,18·10 J)

2

* Comprobar las unidades y la coherencia del resultado. * Sustituye cada magnitud por el dato del problema, solo al final del mismo. Comprueba que las unidades utilizadas se encuentran en el sistema Internacional. * Realiza la interpretación química y la coherencia de la magnitud del resultado escrito y recuadrado con sus unidades de medida.

¡No falles! La resolución de un problema debe ser el resultado de la correcta interpretación del mismo y de la aplicación de unos razonamientos y conceptos que debes explicar por escrito. Las ecuaciones (formulas adecuadas) y los cálculos matemáticos vienen después. Debes explicar lo que haces y porque lo haces, el curso de los razonamientos y breves comentarios en cada paso.  Después de leer atentamente el problema haz un esquema del mismo y realiza gráficos y tablas cuándo sea posible. -10 -19  Se debe de recordar la equivalencia entre unidades : 1 Å= 10 m = 10 nm; 1eV=1,602·10 J  El número de electrones de un átomo excitado es el mismo que el del átomo en el estado fundamental (igual a Z). La 

cantidad de electrones cambia al convertirse el átomo en un ión. (Un catión, positivo, ha perdido electrones, un anión, negativo ha ganado electrones)  Para pasar del estado fundamental a un estado excitado se absorbe energía (espectro de absorción), para volver al estado fundamental se desprende energía (espectro de emisión).  Los números cuánticos: electrón =(n,l,m,s) n= número cuántico principal (n=1,2,3,4..) l= número cuántico secundario (l=0,1,2,3 …n-1) orbitales s (l=0); p (l=1); d (l=2), f (l=3)  s= número cuántico de espín (s= +1/2 y -1/2) m= número cuántico magnético (m= -l, … 0, …+l)   

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ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA (I)-SISTEMA PERIÓDICO I. ESTRUCTURA ATÓMICA

1. El átomo de yodo tiene 53 electrones y su número másico es 127. ¿Cuántos protones y neutrones tiene el ion -

yoduro, I ¿ ¿Cuál es su número atómico? 2. ¿El ión potasio tiene 18 electrones y 20 neutrones. ¿Cuál es su número de protones? ¿Cuál es su número atómico y su número másico? 3. Expón algunas analogías y diferencias entre los modelos atómicos de Rutherford y Bohr. ¿Qué logra explicar cada uno? ¿Cuáles son sus limitaciones? ¿Hay alguna idea de dichos modelos que sea válida en la actualidad? ¿Qué aspectos de los mismos no son validos en la actualidad? ¡En que consiste el modelo atómico actual? 4. Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve a un estado fundamental y emite radiación electromagnética -9 de 180 nm (1nm=10 m). Calcular: a) la frecuencia de la radiación; b) la diferencia de energía entre los dos niveles. -34 8 [Datos: h=6,63·10 J·s; c=3·10 m/s] 5. Indica los números cuánticos que caracterizan a un electrón y su significado. Escribe los cuatro números cuánticos correspondientes a cada uno de los electrones 2 p del átomo de N. 6. Se dispone de los elementos A, B y C, de números atómicos, 11, 17 y 18, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Propón una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferencial de cada uno de los elementos dados. 7. Indica los números cuánticos que caracterizan a un electrón y su significado. Escribe los cuatro números cuánticos correspondientes a cada uno de los electrones 2 p del átomo de N. 8. Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental (o de mínima energía) de nitrógeno, cromo, hierro y ion hierro (II). 9. Se dispone de los elementos A, B y C, de números atómicos, 11, 17 y 18, respectivamente. a) Escribe la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Propón una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferencial de cada uno de los elementos dados. 10. Indica de forma razonada para el orbital 3 s de un átomo dado: a) El valor de los números cuánticos n, l y ml de los electrones situados en dicho orbital. b) Por qué en este orbital no puede haber más de dos electrones.

II. SISTEMA PERIÓDICO

1. Se dispone de diversa información acerca de tres elementos A, B y C. El primero de ellos se encuentra en el 5º período del grupo II de los elementos representativos. El elemento B presenta la configuración electrónica del gas noble del tercer período cuando se encuentra en forma de anión divalente. El elemento C tiene de número atómico 49. a) Escribe las configuraciones electrónicas de los tres elementos en su estado fundamental. b) Indica cuál de ellos tiene mayor carácter metálico y ordénalos en orden creciente a su primera energía de ionización. c) ¿Cuál tiene mayor radio atómico? 2. Escribe las configuraciones electrónicas para las especies: He, Li +, Be2+. Si arrancamos un electrón a cada una de las especies citadas, ¿la energía para realizar el proceso será la misma? 3. Asigna los siguientes valores de las energías de ionización, dadas en electrón-voltios: 5,14 6,00 7,64 8,15 10,3 11,0 13,01 15,80 a los siguientes elementos: Li, Be, B, C, N, O, F y Ne. Justifica la respuesta. ¿Cuál de ellos tendrá el menor radio atómico? 4. Escribe las configuraciones electrónicas para las especies: He, Li +, Be2+. Si arrancamos un electrón a cada una de las especies citadas, ¿la energía para realizar el proceso será la misma? 5. Ordena en orden de a) electronegatividad decreciente, b) radio creciente los siguientes átomos: Mg,B,C,F,O,N y Na.

ENLACE QUÍMICO 1. Indica para las siguientes moléculas: N 2, NO, CO2, SO2, y CCl 4: a) En cuáles de ellas los enlaces son sencillos, en cuáles dobles y en cuáles triples. b) Si existe alguna con número impar de electrones. 2. Para las moléculas de BCl 3 y H2O, indica: a) La geometría de cada una utilizando el modelo RPECV. b) El tipo de hibridación del átomo central. c) La polaridad de las mismas. 3. Representa las moléculas de trihidruro de fósforo, fluoruro de berilio y y tetracloruro de carbono utilizando los diagramas de puntos o estructuras de Lewis. Utiliza el modelo RPECV para predecir la geometría de las especies dadas. 4. Indica para las siguientes moléculas: N 2, NO, CO2, SO2, y CCl 4: a) En cuáles de ellas los enlaces son sencillos, en cuáles dobles y en cuáles triples. b) Si existe alguna con número impar de electrones. 5. Explica razonadamente, desde el punto de vista del tipo de enlace, por qué: a) El NaCl tiene mayor punto de fusión que el ICl.; b) El H2O tiene mayor punto de ebullición que el H 2S. c) La conductividad del Na disminuye con la temperatura. 6 Contesta razonadamente: a) Los enlaces flúor-boro y nitrógeno-flúor, ¿son polares o no polares? b) Las moléculas BF 3 y NF3, ¿son polares o no polares? 7. Dados los elementos A, B, C y D de números atómicos 9, 11, 17 y 20, respectivamente, contesta razonadamente:

a)

El tipo de enlace que se dará en A-A, A-B y C-D. b) La estequiometría que presentarán los tres compuestos señalados en el apartado anterior (Formula más probable). c) La estructura de Lewis del electrón – punto de cada uno. d) Si serán o no solubles en agua.

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CUESTIONES Y PROBLEMAS DE ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA (II)

ESTRUCTURA ATÓMICA

1. Thomson y Rutherford estudiaron experimentos parecidos de bombardeo de láminas metálicas con partículas x. ¿Por qué crees que llegaron a teorías diferentes? 2. Explica la diferencia entre un espectro de absorción y uno de emisión. ¿Cómo se estudian unos y otros? 3. Según el modelo de Bohr, ¿dónde se desprende más energía, en un tránsito desde la segunda órbita a la primera o desde la cuarta órbita a la segunda? 4. También según el modelo de Bohr, ¿qué distancia es mayor, la que separa la primera órbita de la tercera o la que separa a la tercera de la cuarta? 5. ¿Por qué sólo podemos ver las ondas electromagnéticas con una longitud de onda entre unos 400 y unos 700 nm? ¿Ocurre lo mismo con todos los seres vivos? Calcula a qué energías corresponden nuestros límites de visión. 6. Explica la diferencia entre órbita y orbital. 7. ¿Qué valor tendría que tener la constante de Planck para afectar a nuestra vida cotidiana? Razona la respuesta a partir de la masa de una persona y de la velocidad a que nos movemos habitualmente.

8. El electrón de un átomo de hidrógeno se ha excitado hasta su nivel energético n = 2. Otro electrón de otro átomo de hidrógeno se ha excitado hasta el nivel n = 4. Si cada electrón vuelve a su nivel fundamental, razona brevemente, ¿cuál emitirá una radiación electromagnética de mayor energía, cuál de mayor frecuencia y cuál de mayor longitud de onda? 9. Representa en un diagrama de energías los niveles de energía (cualitativamente) del átomo de hidrógeno. ¿Por qué las frecuencias de las líneas espectrales obtenidas por transiciones entre niveles de energía consecutivos no tienen todas ellas el mismo valor? 48. ¿Qué significado se puede dar al momento magnético de spin? ¿Existe alguna prueba de su existencia? ¿Es una propiedad exclusiva del electrón? 10. Un electrón en un determinado orbital atómico, para los números cuánticos m y s, tiene los siguientes valores: m = +2; s = +1 /2. ¿Qué valor o valores pueden tomar los otros dos números cuánticos n y l? 11. Compara un electrón situado en un orbital 4f con otro situado en un orbital 5s. ¿Cuál posee mayor energía? ¿Cuál está más lejos del núcleo? 12. ¿Cómo se debe entender que electrones con números cuánticos diferentes tengan la misma energía en algunos casos? Propón un ejemplo. 13. Dados los siguientes subniveles, indica para cada uno de ellos los valores de los números cuánticos principal y secundario, así como los valores posibles del número cuántico magnético: a) 4p; b) 3d; c) 5f, d) 2p; e) 8s. 14. En un átomo de hidrógeno el electrón está en la órbita n = 1, y en otro átomo en la órbita n = 3. Razona con ayuda del modelo de Bohr: a) ¿cuál de los dos electrones se mueve más rápidamente en su órbita?; b) ¿cuál será la órbita con un radio mayor?; c) ¿cuál de los dos electrones posee menor energía?; d) ¿qué átomo tiene mayor potencial de ionización? 15. Explica razonadamente los valores que puede tomar m (el número cuántico magnético) para los orbitales 3d y 4p. Indica cuántos orbitales hay para cada uno de estos tipos y el número máximo de electrones que pueden contener.

16. Indica cuál o cuáles de las siguientes frases son ciertas: a) Según Bohr, la fuerza que mantiene al electrón en su órbita es debida sólo ala atracción gravitatoria entre dicha partícula y el núcleo; b) se consume la misma energía para arrancar el electrón del átomo de hidrógeno si éste se encuentra en el orbital ls que si se encuentra en el orbital 2p. Explica por qué es verdadera o falsa cada frase del apartado anterior. Reescribe correctamente aquellas que sean falsas. (Comunidad Valenciana, LOGSE, 1996.) 17. a) Establece cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón en un átomo: Serie n l m s b) Indica en qué tipo de orbital estarían situados los que I 0 0 0 + 1/2 son posibles. (Madrid, LOGSE, 1996.) II 1 1 0 + 1/2 III 1 0 0 + 1/2 IV 2 1 -2 + 1/2 V 2 1 -1 + 1/2

18. Indica los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientes a las orbitales 2p y 4d. (Zaragoza, 1994.) 19. Señala las insuficiencias del modelo atómico de Bohr. Teoría de Bohr-Sommerfeld. 20. Establece las aportaciones de Sommerfeld y Zeeman en cuanto a la estructura atómica. 21. Justifica si es posible o no que existan en un átomo electrones con los siguientes números cuánticos: a) (2, -1, 1, 1 /2); (3, 1, 2, 1 /2); b) (2, 1, -1, 1 /2); (1, 1, 0, -1 /2). (La Laguna, 1994.) 22. Describe de forma concisa las contribuciones al desarrollo de la teoría cuántica moderna debidas a: N. Bohr, L. de Broglie y E. Schródinger.

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CUESTIONES Y PROBLEMAS DE ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA (III) SISTEMA PERIÓDICO 1. ¿Cuál es el elemento más abundante del universo? 2. ¿Cuál es el elemento más abundante de la Tierra? ¿Y el compuesto? 3. ¿Puedes fechar el descubrimiento de los primeros 20 elementos de la tabla? 4. Haz una lista de los elementos que te resulten familiares por su presencia o por sus aplicaciones cotidianas. 5. Busca y anota dónde se pueden encontrar en abundancia, aquí en la Tierra, los siguientes elementos: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, carbono, hierro, cloro, helio, cobre, oro y azufre. 6. Busca el significado u origen del nombre de los elementos normales de la tabla periódica. 7. ¿Qué elementos tienen su nombre dedicado a científicos? 8. ¿Qué elementos de la tabla periódica son de origen artificial? 9. ¿Qué elementos de la tabla periódica pueden considerarse líquidos a temperatura ambiente? 10. ¿Qué elementos son gases a temperatura ambiente? Escribe la fórmula de sus moléculas. 11. ¿Por qué el número de elementos de la tabla periódica no crece indefinidamente? 12. ¿A qué periodo pertenece un elemento que posee la configuración 1s 1 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 14 5d4? Razona si se trata de un metal, de un elemento de transición o de un elemento de transición interna. 13. Indica la configuración electrónica, el periodo, el grupo y las valencias de los elementos correspondientes a Z = 31 y a Z = 50.

14. Ordena de mayor a menor potencial de ionización los siguientes elementos: Na, Al, Zn, K, Ga, N, S,P y O. 15. Explica por qué el hierro (Z= 26) tiene un radio atómico más pequeño que el escandio (Z= 21), aunque tiene más protones, más neutrones y más electrones. 16. K+, Ca2+, CI-, S2- y Ar tienen el mismo número de electrones. Ordénalos según su radio atómico de mayor a menor. 17. Ordena en orden de electronegatividad decreciente los siguientes átomos: Mg, B, C, F, O, N y Na. 18. Dados A: ion cloruro, B: ion sodio, y C: neón; a) escribe su configuración electrónica en esquema de celdas y flechas para la capa de valencia; b) justifica cuál tendrá un radio mayor; c) razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón. Datos: ZCl = 17; ZNa = 11; ZNe = 10. 19Enuncia el principio de exclusión de Pauli. ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede haber en los orbitales 3d? ¿Y en los 5p? Razona la respuesta.

ENLACE QUÍMICO

1. ¿Qué es enlace químico? ¿Qué tipos de enlaces conoces? ¿Entre qué elementos de la tabla periódica se produce cada uno de estos enlaces? Cita tres sustancias con cada uno de los tres tipos principales de enlace que conoces. 2. ¿Qué es la regla de Lewis? ¿Por qué se llama también regla del octeto? ¿En qué época fue enunciada? 3. ¿Es cierta la siguiente afirmación: «Sólo los compuestos pueden tener enlace iónico»? 4. Escribe los iones que pueden formar los elementos: Li, Cs, Ag, Zn, Cu, Ti, F, O, As, N, I, Se, Te. 5. Escribe las estructuras de Lewis para los átomos neutros y para los iones del ejercicio anterior. 6. ¿Por qué los compuestos iónicos no pueden conducir la corriente eléctrica si no están fundidos o en disolución? ¿Qué ocurre cuando se funden? ¿Y cuando se disuelven? 7. ¿Qué es una malla cristalina? ¿Qué tipos de mallas conoces según sus enlaces? ¿Y según su geometría? 8. ¿En qué se basa la teoría de la repulsión de pares de electrones para dilucidar la forma de las moléculas? 9. ¿Qué es un enlace polar? ¿Y un enlace covalente dativo? ¿Puede un enlace ser polar y dativo a la vez? 10. ¿Puede una molécula ser apolar a pesar de tener enlaces polares? ¿Por qué? Pon dos ejemplo

11. Representa las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: a) CF 4; b) PCI5; c) PCl3; d) Br 2. ¿Qué geometría asignarías a las moléculas CF 4 y PCI3? 12. Explica, en función del enlace químico correspondiente, las diferencias de conductividad eléctrica y de reactividad química al paso de corriente entre el sodio 13. Clasifica en sustancias fónicas o covalentes: agua, cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, ó xido de magnesio, óxido de calcio y cloruro cálcico. 14. Di cuáles de las siguientes moléculas tendrán momento dipolar e indica su sentido (s upón que el sentido del momento di polar va desde el extremo positivo hacia el negativo): a) cloro; b) ácido fluorhídrico; c) agua; d) trifluoruro de boro; e) tetracloruro de carbono. 15. ¿Cuál es la configuración electrónica del carbono? ¿Qué números cuánticos podrían corresponder a cada uno de sus electrones p? Dibuja la molécula de metano. ¿Cómo explicas la geometría en relación con la configuración electrónica del carbono? 16 La molécula de agua es polar, la de dióxido de carbono no. Razónalo según su geometría molecular. 17. Indica, de acuerdo con la teoría de la hibridación de orbitales, la geometría de las moléculas

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Estructura atómica. 1. Estructura atómica 1.1. Calcular la longitud de onda en nm de la cuarta línea del espectro de emisión de la serie de Brackett para el hidrógeno.

Deducir la región del espectro electromagnético a la que corresponde dicha transición y calcula la energía correspondiente de la [Solución: 1.945 nm; IR; 0,638 eV] misma en ev. 1.2. Calcular la longitud de onda de la primera raya del espectro de las series de Lyman, Balmer y Paschen del átomo de [Solución: 121,6 nm; 656,4 nm] hidrógeno. Deduce la región del espectro de cada transición. 1.3. Calcula la frecuencia y la longitud de onda de la radiación emitida por un electrón del átomo de hidrógeno, que pasa del estado excitado cuya energía es de -3,4 eV al estado fundamental de energía -13,6 eV. Deduce de qué serie espectroscópica se trata y entre qué dos niveles energéticos tiene lugar la transición y la región del espectro a la que pertenece. [

Solución: 2,47·10

15

s-1; 121,6 nm; Primera línea de la serie de Lyman. Del nivel 2 al 1. En el UV]

1.4. Calcula para el átomo de hidrógeno: a) el valor del radio de la primera órbita; b) La energía del electrón que se mueve en esa

primera órbita; c) el valor de la constante de Rydberg; d) el valor de la velocidad de un electrón que se moviera en el segundo nivel energético del átomo de hidrógeno; e) La longitud de onda del fotón emitido cuando el electrón pasa del sexto al segundo nivel energético. [Solución: a) 5,292·10-11 m= 0,529 Å; b) -2,177·10 -18 J=13,6 eV; c) RH=1,097·107 m-1; d) v=1,093·106 m·s-1; e) 410,3 nm] 1.5. Calcúlese para la serie de Balmer del átomo de hidrógeno, la longitud de onda correspondiente a la primera línea y al límite [Solución: a) 656,6 nm; b) 364,7 nm] de la serie. 1.6. Al incidir una radiación UV de longitud de onda 36 nm sobre plata metálica, se produce una emisión de electrones. Sabiendo que la frecuencia umbral es de 1,135·105 s- 1, calcular la v elocidad con qué son emitidos los electrones. [Solución: 3,24·106 m·s-1]

1.7. Para sacar una radiografía, se requiere un chorro de electrones entre el cátodo y el anticátodo de un tubo de rayos X,

equivalente a una corriente de 50 mA, durante dos segundos, estando estos a un potencial de 62.000 V. Si únicamente el 1 % de los e- producen rayos X y la energía del resto se disipa en energía térmica, determinar la elevación de temperatura del anticátodo de Wolframio de masa 0,2 kg y de calor específico 132,2 J/kg·K. No se produce cambio de estado o en el anticátodo. Justifica la [Solución: ΔT= 232,1 K] necesidad de refrigerar. 1.8. Un electrón se encuentra en un orbital 3d. a) ¿Cuáles son los valores posibles de los números cuánticos: n, l y m? b) Deduce los cuatro números cuánticos del último electrón o electrón diferenciador de configuración 3d7. 2.Sistema periódico 2.1. Sean siete elementos que llamaremos A, B, C, D, E, F y G tienen los siguientes números atómicos: 2, 11, 25, 8, 18, 56, 58

respectivamente. a) Clasificar dichos elementos como representativos, del bloque s, del bloque p, de transición, de transición interna y gases nobles. b) Indique en qué grupo y en qué periodo se empiezan a ocupar los niveles 3d. c) Delos elementos señalados, ¿cuáles son metales? d) ¿Cuál de los elementos será el de mayor o el de menor electronegatividad? e) El de mayor o menor radio atómico. f) El de mayor o menor potencial de ionización. 2.2. Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 33 y 35 respectivamente. a) Establecer la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indicar su situación en el sistema periódico e identificarlos. c) Comparar tres propiedades periódicas de los elementos. d) Indica razonadamente el de mayor y menor: radio atómico, electronegatividad, energía de ionización. e) Justifica el tipo de enlace y la formula más probable que se produce al unirse: A con B; A con C; B con C y C con C. 3. Enlace químico 3.1. Calcular la entalpía de red (energía reticular) del cloruro de potasio ΔHu (KCl) sabiendo que su entalpía de formación ΔH f (KCl)s vale -437 KJ/mol, la entalpí a de disociación del cloro gaseoso ΔH f (Cl2)s es 244 KJ/mol, la entalpía de ionización del potasio ΔHI (K)g es 418 KJ/mol, la entalpía de sublimación del potasio ΔH S (K) es 81,86 KJ/mol y la afinidad electrónica del cloro ΔH AE (Cl)g

[Solución: 717 KJ/mol] es - 349 KJ/mol. 3.2. Calcular aplicando el ciclo de Born Haber la afinidad electrónica de cloro conociendo los siguientes valores energéticos: Energía de sublimación del sodio =78 KJ/mol; Energía de ionización del sodio = 402 KJ/mol; Energía de disociación del Cl2= 160 [Solución: - 352 KJ/mol] KJ/mol; Energía reticular = -760 KJ/mol Entalpía de formación del [NaCl(s)] = -552 KJ/mol. -30 3.3. El momento dipolar y la distancia internuclear correspondiente a la molécula de HBr son respectivamente 2,64·10 C·m y 0,141 nm. Calcular el porcentaje de carácter iónico correspondiente a esta molécula. [Solución: 12 %] 3.4. El momento dipolar experimental y la distancia internuclear de la molécula de cloruro de potasio gaseosa son respectivamente 10 D (Debyes) y 2,67·10-7 m. Calcúlese el porcentaje de carácter iónico de esta molécula. (1 D=3,33·10 -30 C.m) [Solución: 78,13 %] 3.5. Predecir la forma de las siguientes moléculas aplicando la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia. Indica la hibridación del átomo central: BeCl2; SnCl2; H2O; SCl2; XeF2, CO2; BF3; NH3; ClF3; CCl4; SF4; PCl5; BrF5; SF6; XeF6; IF7; CH4; C2H4; C2H2. 3.6. Escribir la configuración electrónica de las siguientes moléculas aplicando la teoría de los orbitales moleculares y de acuerdo con ella predecir el orden de enlace y el diamagnetismo o paramagnetismo de las mismas: H 2; He2; Be2; B2; N2; O2; F2; Ne2; HF. 3.7. Suponga que el oxígeno biatómico puede ganar o perder 2 o más electrones. Con esto, aplicando la teoría de orbitales moleculares ordene las moléculas de mayor a menor longitud de enlace: O 2; O2+; O2-; O22+; O22- y deduce el carácter magnético de las mismas. 3.8. De acuerdo con los diagramas de orbitales moleculares, indíquese el orden de estabilidad de los siguientes iones y moléculas: O2-; NO; Be2+; NO+; CN+ y el carácter magnético de las mismas. 3.9. Establecer el diagrama de orbitales moleculares para las moléculas de oxígeno y nitrógeno. Deducir el orden de enlace y el carácter magnético de las mismas.



Propuesta de problemas de Sistema periódico por Criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Interpretar la tabla periódica actual y resolver problemas de localización de elementos según su número atómico. Conocer como varia el radio atómico y relacionarlo con el iónico. Comprender el concepto de energía de ionización y resolver problemas y cuestiones sobre la misma. Interpretar la afinidad electrónica y relacionar este concepto con la obtención de un anión. Resolver cuestiones relacionadas con la electronegatividad. ”

Indicador de e valuación 1: " Interpreta la tabla periódica actual y resuelve problemas de localización de elementos según su número atómico

”

1.1. ¿A qué periodo y grupo pertenece cada uno de los siguientes elementos? ¿Cuáles son metales y cuáles no? Elementos: ZA = 56; ZB = 11; ZC = 35; y Z D = 54. 1.2. Sin hacer uso de la tabla periódica indica a qué grupo y periodo pertenecen los átomos de números atómicos: a) 7; b) 9; c ) 22; d) 33. Identifícalos. 1.3. Basándote en las configuraciones electrónicas, justifica la diferente extensión de los siete períodos del si stema periódico. 1.4. En muchas tablas periódicas aparecen el lantano y el actinio en el grupo 3 (antiguo IIIB). ¿Es correcto? Razona la respuesta. 1.5. Dos elementos A y B poseen una capa de valencia de configuración 3s23p3. y 5s2 respectivamente Sin consultar la tabla periódica, indica de qué elementos se trata y a qué grupo y periodo pertenecen. Indicador de e valuación 2: " Conoce como varia el radio atómico y lo relaciona con el iónico " 2.1. a) Indica el orden de disminución de los radios atómicos para selenio, bromo y kripton. − 2+ + 2− b) Predice el orden para los siguientes iones: Mg , F , Na y O . 2.2. Indica la configuración electrónica de los siguientes elementos: flúor (Z = 9), Oxígeno (Z=8), cloro (Z = 17), potasio (Z = 19), calcio (Z=20) y sodio (Z = 11). Ordénalos de f orma creciente, justificando tu respuesta, según su: radio atómico; primera energía de ionización; electronegatividad. 2.3. ¿Cómo serán los tamaños del protón, H+, y del ion hidruro, H-, en comparación con el del átomo de hidrógeno? R azona tu respuesta. + 2+ 22.4. Explica qué tienen en común en su estructura electrónica las especies químicas Ar, Cl , K , Ca y S . Ordena las anteriores especies por orden creciente de radio. Justifica las respuestas. 2.5. Dados los siguientes elementos: F, P, Cl y Na: a) Indica su posición (período y grupo) en el sistema periódico. b) Determina sus números atómicos y escribe sus configuraciones electrónicas. c) Ordena, razonadamente, los elementos de m enor a mayor radio atómico. 2.6. Para cada uno de los siguientes pares indica la especie de mayor radio. a) Calcio e ion calcio. b) Ion calcio e ion bromuro. c) Bromo e i on bromuro. Indicador de e valuación 3: " Comprende el concepto de energía de ionización y resuelve problemas y cuestiones sobre la misma

”

3-1. Discute la veracidad de la siguiente afirmación: “La energía de ionización total del berilio es igual que la del litio, ya qu e ambos iones 2+ + estables (Be y Li ) poseen el mismo número de electrones”. 3.2. Ordena según mayor a menor energía de ionización los siguientes elementos: Te, O, S y Se. + 3.3. El Li es isoelectrónico con el He. ¿Significa esto que sus energías de ionización son iguales? Razona la respuesta. 3.4. El cesio es un metal alcalino de muy baja energía de ionización. ¿Tiene esto algo que ver con su uso en células fotoeléctricas? Calcula la frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el cesio, sabiendo que su primer potencial de ionización es de 3,1 eV. b) Cuál será la longitud de onda en nm de la ionización del cesio y a qué zona del espectro pertenece. -19 -34 -19 14 Datos. 1eV = 1,6 · 10 J; h = 6,626 · 10 J s [Soluc: 5,0·10 J; 7,5·10 Hz; 400 nm. Luz visible] 3.5. Las tres primeras energías de ionización de un elemento químico son 738, 1450 y 7730 kJ mol-1. Sabiendo que se trata de un elemento perteneciente al tercer período del sistema periódico, indica razonadamente: a) a qué grupo pertenece y su c onfiguración electrónica. b) qué tipo de enlace formará con los elementos del grupo de los halógenos. 3.6. Las energías de ionización sucesivas para el berilio (Z = 4), dadas en eV, son: EI 1 = 9,3; EI 2 = 18,2, EI3 = 153,4, etc. a) Define la primera energía de ionización y representa el proceso mediante la ecuación química correspondiente, expresando las energías en kJ -1 mol . b) Justifica el valor tan alto de la tercera energía de ionización. 3.7. ¿Tiene algo que ver el fenómeno del apantallamiento con que la energía de ionización disminuya al bajar en un grupo?

Indicador de evaluación 4: "Interpreta la afinidad electrónica y relaciona este concepto con la obtención de un anión " −1

4.1. El primer potencial de ionización para el litio es 520 kJ·mol , y la afinidad electrónica, −348 kJ mol −1. Calcula la variación de entalpia de la reacción de formación de sus iones, cloruro y litio, según la siguiente reacción: Li (g) + Cl (g) → Li+ + Cl − 4.2. ¿Qué elemento presenta mayor tendencia a ganar un electrón, el fluor o el yodo? ¿Por qué? 4.3. Dos elementos A y B poseen los siguientes valores de sus primeras energías de ionización: 5,4 y 11 ,81 medidas en eV. a) ¿Cuál de los dos dará aniones con mayor facilidad? ¿Por qué? b) ¿Cuál tendrá mayor afinidad electrónica? 4.4. a) Si uno de ellos es metálico y el otro no metálico, justifica cuál es cada uno. b) Escribe las ecuaciones químicas de los procesos -1 expresando la energía intercambiada en los mismos en kJ mol . -1 4.5. Cuatro elementos A,B, C y D tienen de afinidades electrónicas en kJ·mol respectivamente: 328; 349, 52,8; 2,37. a) ¿Quién forma más fácilmente aniones y quien más faclimente cationes? b) Ordénalos de mayor a menor carácter metálico Indicador de e valuación 5: " Resuelve cuestiones relacionadas con la electronegatividad" 5.1. Discute si la siguiente afirmación es verdadera o falsa: “Cuanto más electronegativo es un elemento, mayor es su af inidad electrónica”. 5.2. Ordena según polaridad decreciente los siguientes enlaces: H −F, H−C, H−Cl y H −S, sabiendo que las electronegatividades de los elementos son: F = 4, Cl = 3, C = 2,5 y S = 2,5. 5.3. Según su estructura electrónica: a) deduce el tipo de enlace que se dará entre el elemento químico de número atómico 11 y el de número atómico 35. b) razona cuál de ellos será más electronegativo y cuál más oxidante. c) indica el número de electrones desapareados que presentarán ambos en su estado fundamental. 5.4. Basándote en la electronegatividad, en la escala de Pauling, del cloro (3,16) y del fluor (3,98), razona si la formación del ion cloruro a partir de cloro es un proceso sencillo. b) ¿qué anión se formara más fácilmente el cloruro o el fluoruro? 5.5. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos que se unen, mayor es el carácter iónico de la sustancia 2 2 6 2 2 5 2 2 6 1 2 2 4 formada. Basándote en las configuraciones electrónicas siguientes, A: 1s 2s 2p ; B: 1s 2s 2p ; C: 1s 2s 2p 3s ; y D: 1s 2s 2p a) ¿Cuáles son metales y cuáles no? b) Señala dos elementos que den una sustancia iónica, justificando tu respuesta. Indica su fórmula más probable. c) De todas las especies químicas dadas, ¿cuál es la que posee mayor poder oxidante?

TEMA 4.

El enlace químico

1.- Basándose en las posiciones en la tabla periódica de los siguientes pares de

elementos, predecir si el enlace entre los dos sería principalmente iónico o covalente. Justificar la respuesta: a) Ba y Cl b) P y O c) Br y I d) Li y I 2.- Clasificar los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: a) CaSO4 b) SO2 c) KNO3 d) N2H4 3.-

-

Dibujar estructuras de Lewis para las siguientes especies: H2PO4 , SeO2, SCN . Indicar si hay cargas formales en uno o más átomos.

4.-

Predecir si las moléculas siguientes son polares o apolares: CO, H2CO, CCl4, CO2

5.-

Escribir todas las posibles estructuras resonantes para las siguientes moléculas e iones, calculando en cada caso la carga sobre cada átomo de oxígeno: HCO 2- , H2CO, 2CO3 , CO. 6.-

-

Escribir las estructuras electrónicas de puntos de Lewis para (a) GeCl3 , (b) FCO2-, (c) NOF,(d) AlCl 4- .

PROBLEMAS TEMA 4 CÁLCULO DE ENERGIA DE RED 1.- Con los siguientes datos, calcule ∆H f º por mol de MgCl(s). -entalpía de sublimación de 1 mol de Mg(s): +146 kJmol -1 -entalpía de disociación de ½ mol de Cl 2(g): + 122 kJmol -1 - primera energía de ionización de 1 mol de Mg(g): + 738 kJmol -1 - afinidad electrónica de 1 mol de Cl(g): - 349 kJmol-1 - energía de red de 1 mol de MgCl(s): - 676 kJmol -1 Sol: ∆Hf º = -19 kJmol -1 2.- Con los datos del problema anterior y los datos suministrados a continuación, calcule ∆Hf º por mol de MgCl 2(s) y explique por qué el MgCl 2 es un compuesto mucho más estable que el MgCl. - Segunda energía de ionización del Mg, I 2= 1451 kJmol -1 -

energía de red del MgCl 2 (s)= -2526 kJmol-1

Sol: ∆Hf º = -645 kJmol -1 -1 3.- La entalpía de sublimación del cesio es 78,2 kJmol , la primera energía de ionización de 1 mol de Cesio es 375,7 kJmol -1 y ∆Hf º[CsCl(s)]=-442,8 kJmol-1. Utilice estos valores junto con algunos datos del problema 1 para calcular la energía de red del CsCl(s).

Sol: Energía reticular [CsCl(s)]= -669,7 kJmol-1



Propuesta de problemas de Enlace químico por Criterios e indicadores de evaluación Criterio de evaluación: “Explicar por qué los átomos se unen para formar compuestos químicos y co nocer la naturaleza del enlace iónico y metálico. Entender el concepto de energía reticular y realizar cálculos de energías de los procesos implicados en la formación del enlace iónico mediante el ciclo de Born-Haber. Conocer las propiedades generales que presentan los compuestos iónicos y metálicos e identificar estos compuestos por sus propiedades. Comprender la naturaleza del enlace covalente y conocer las distintas teorías que lo explican. Realizar representaciones de moléculas covalentes sencillas mediante diagramas de Lewis. Conocer los parámetros que determinan la estruc tura de las moléculas. Distinguir entre moléculas polares y apolares comprendiendo la diferencia entre la polaridad de enlace y de molécula y predecir su geometría mediante la aproximación del método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). Interpretar estructuras de moléculas mediante la teoría de la hibridación. Conocer la distinta naturaleza y fortaleza de las fuerzas intermoleculares y su influencia en las propiedades de las sustancias e Identificar las propiedades características de los co mpuestos covalentes reticulares y moleculares diferenciándolas de las de los compuestos iónicos y metálicos ”

Indicador de evaluación 1: " Explica por qué los átomos se unen para formar compuestos químicos

”

1.1. Las curvas de energía para la formación del Rn2, H2 y F2 vienen representadas en la siguiente figura. a) ¿Existen todos los compuestos indicados? b) ¿Cuál de los que se forman es mas estable? ¿Por qué? c) ¿Cuál de los formados posee mayor longitud de enlace? ¿Por qué? Indicador de evaluación 2: " Conoce la naturaleza del enlace iónico y metálico" 2.1. El numero atómico Z de un elemento A es 17 y el de un elemento B es 38. a) Escribe la configuración electrónica de cada elemento e indica el grupo y el periodo al que pertenecen. b) Justifica el tipo de enlace que formaran entre ellos. Nombra y fo rmula el posible compuesto. c) Indica las propiedades generales que presentan este tipo de compuestos. Indicador de evaluación 3: " Entiende el concepto de energía reticular y realiza cálculos de energía de los procesos implicados en la formación del enlace iónico mediante el ciclo de Born-Haber ”

3-1. El LiF y KCl: a) ¿Que tienen en común? b) ¿Cuál de los dos compuestos tiene mayor punto de fusión? ¿Por qué? c) ¿Cuál de ellos tendrá mayor dureza? ¿Por qué? d) ¿Cuál de ellos será mas soluble en agua? ¿Por qué? 3.2. A partir de los datos que se dan a continuación calcula la afinidad electrónica del átomo de yodo gaseoso. Utiliza para ello un ciclo de BornHaber. Datos: Calor estándar de formación del KI (s) = −327 kJ mol−1 Calor de sublimación del K (s) = 90 kJ mol −1. Calor sublimación del I (s) = 62 kJ mol −1. Energía −1

−1

−1

−1

de disociación del I2 (g) = 149 kJ mol . Energía de ionización del K (g) = 418 kJ mol . Energía reticular del KI (s) = −633 kJ mol . [Solución: AE (I) = −307,5 kJ mol ]

Indicador de evaluación 4: " Conoce las propiedades generales que presentan los compuestos iónicos y metálicos e identifica estos c ompuestos por sus propiedades"

4.1. Completa la siguiente tabla con las propiedades generales que presentan las sustancias indicadas

Sustancia

Fe

NaCl

Tipo de enlace Estado de agregación (25 °C y 1 atm) Solubilidad en agua Solubilidad en disolventes polares Conductividad

Indicador de evaluación 5: " Comprende la naturaleza del enlace covalente y conoce las distintas teorias que lo explican" 5.1. Si la energía para romper un enlace simple C −C es de 348 kJ/mol, ¿.la de un enlace C=C será el doble? Razona tu respuesta apoyándote en la teoría del enlace de valencia (TEV). 5.2. Dados los átomos 8A, 17B y 11C: a) Indica el grupo y el periodo a los que pertenecen cada uno. b) ¿Cuales forman entre si un enlace covalente? c) Escribe la formula de los posibles compuestos formados entre ellos. d) Indica las propiedades generales de este tipo de compuestos. Indicador de evaluación 6: " Realiza representaciones de moléculas covalentes sencillas mediante diagramas de Lewis. Conoce los parámetros que determinan la estructura de las moléculas. Distingue entre moléculas polares y apoplares comprendiendo la diferencia entre la polaridad de enlace y de molécula. Predecir su geometría mediante la aproximación del método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)" 6.1. Considera las siguientes moléculas: tricloruro de boro y tricloruro de nitrógeno. a) Escribe sus estructuras de Lewis. b) ¿Qué geometrías tendrán según la teoría de RPECV? c) ¿Qué ángulos de enlace tendrán? d) ¿Serán moléculas polares? Indicador de evaluación 7: " Interpreta estructuras de moléculas mediante la teoría d e la hibridación." 7.1. Interpreta la geometría de la molécula de: a) dicloruro de berilio (BeCl 2); b) dicloruro de estaño; c) Tricloruro de boro; d) tricloruro de fosforo; e) tetracloruro de carbono; f) pentacloruro de fosforo; g) agua e indica la hibridación del átomo central. Indicador de evaluación 8: " Conoce la distinta naturaleza y fortaleza de las fuerzas intermoleculares y su influencia en las proipiedades de las sustancias" 8.1. Indica que tipo de enlace o de fuerzas intermoleculares se deben vencer para realizase los procesos que se indican a continuacion. a) Fundir cloruro de litio. b) Tallar un diamante. c) Fundir hierro. d) Vaporizar agua e) Disolver oxigeno molecular en agua. f) Disolver cloruro de sodio en agua. g) Sublimar yodo. h) Evaporarse acetona. Indicador de evaluación 9: " Identifica las propiedades características de los compuestos covalentes reticulares y moleculares, diferenciándolas de los compuestos iónicos y metálicos” 9.1. Ordena y justifica de mayor a menor punto de ebullición las siguientes sustancias: NaCl, Fe, cuarzo (SiO2), NH3, CCl4, CBr4, CO. 9.2. Justificar por qué el dióxido de silicio es sólido mientras que el dióxido de carbono es gas.



Prueba de Verdadero-Falso-OM de Estructura atómica - Sistema Periódico-Enlace Químico 1. Pueden tener el mismo número de protones dos átomos diferentes. 2. Dos átomos del mismo elemento tienen el mismo número de neutrones 3. Pueden tener el mismo número atómico un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 4. Pueden tener el mismo número másico un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 5. Pueden tener el mismo número de neutrones un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 6. Pueden tener el mismo número de protones un isótopo de carbono que un isótopo de nitrógeno. 7. Los protones giran alrededor del núcleo sin emitir energía. 8. Los electrones pueden girar a cualquier distancia del núcleo. 9. Los electrones situados más cerca del núcleo son los que tienen más energía. 10. La posición de los electrones se puede determinar exactamente. 11. Los orbitales p tienen forma esférica. 12. Los orbitales 2p tienen mayor energía que los 3p. 13. «La órbita de Bohr coincide con la zona de máxima probabilidad del orbital 14. En el nivel 2 de un átomo hay cinco orbitales d. 15. Los elementos están ordenados en la tabla periódica según su masa atómica. 16. Los elementos del mismo periodo tienen propiedades semejantes. 17. Los elementos alcalinos ganan con facilidad un electrón. 18. Los elementos del grupo 17 tienen tendencia a ceder un electrón. 19. En el enlace iónico se comparten electrones. 20. El enlace covalente se forma siempre entre un metal y un no metal. 21. Los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad en estado sólido. 21. Los compuestos covalentes no forman cristales. 22. Todas las sustancias covalentes tienen bajos puntos de fusión. 23. Los compuestos iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición 24. La fórmula del cloruro de sodio es NaCl; por tanto, está formado por moléculas. 25. El oxígeno forma moléculas y es un gas a temperatura ambiente. 26. La fórmula de los compuestos iónicos indica el número real de átomos en la molécula. 27. Las sustancias formadas por átomos aislados o por cristales se representan solo por su símbolo.

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5

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Quimica 4 EStructuraAtomica SP EnlaceQ

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