Estructura Atómica y Molecular

PROBLEMAS DE ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR
17. Un horno de microondas emite una radiación electromagnética de frecuencia 2,45x109 s-1. Calcule
la longitud de onda, el número de ondas y la energía asociada a un fotón de dicha radiación.
18. El color azul del cielo resulta de la dispersión de la luz del sol por las moléculas del aire. La luz
azul tiene una energía de 4,96x10-19 J. Calcule la longitud de onda y la frecuencia asociada a esta
radiación.
19. Una estación de radio de FM emite en una frecuencia de 91,5 MHz. ¿Cuál es la longitud de onda,
el número de ondas y la energía de estas ondas de radio?
20. Calcule la variación de energía asociada con la transición de un electrón en un átomo de
hidrógeno al pasar del estado excitado n = 5 al estado fundamental. ¿Cuál es la frecuencia y la
longitud de onda de la línea correspondiente en el espectro?
21. Dos átomos de hidrógeno se encuentran en dos estados excitados correspondientes a los niveles
n = 2 y n = 4, respectivamente. Si estos átomos vuelven directamente a su estado fundamental:
a) Justifique si los átomos emitirán o absorberán energía en forma de radiación.
b) Razone para cuál de los dos átomos la radiación electromagnética implicada tendrá más energía,
y para cuál de ellos la longitud de onda será mayor. Calcule el valor de estos parámetros.
22. Calcule y compare los valores de la energía necesaria para ionizar un átomo de hidrógeno si el
electrón se encuentra en: a) su estado fundamental; b) el nivel n = 5.
23. Calcule la longitud de onda que corresponde al límite de la serie de Balmer del espectro del
átomo de hidrógeno.
24. Las líneas de la serie Paschem para el hidrógeno son debidas a transiciones desde n>3 a n = 3.
Calcule la longitud de onda en nanómetros de la tercera línea de esta serie.
25. Calcule la longitud de la onda asociada en los siguientes casos:
a) Un electrón que se desplaza a 5x104 m/s.
b) Un insecto que pesa 2 mg y salta con una velocidad de 2 m/s.
c) Un automóvil que pesa 2 Tm y circula a 100 km/h.
Compare los resultados obtenidos.
26. La longitud de onda umbral del litio gaseoso es 520 nm. ¿Cuál es la energía cinética de los
electrones emitidos si se incide en el metal con una radiación de 360 nm de longitud de onda?
27. Una radiación de 2x1015 Hz incide sobre una superficie de wolframio. Si la longitud de onda
umbral del wolframio es de 230 nm. ¿Producirá emisión de fotoelectrones? ¿Cuál será su energía
cinética?
28. Al incidir sobre el metal de cesio una radiación cuya longitud de onda es 230 nm, los
fotoelectrones emitidos tienen una energía cinética de 5,2x10-19 J. ¿Producirá emisión de
fotoelectrones una radiación de longitud de onda 5x10-7 m?
29. De los siguientes grupos de valores de números cuánticos, indique cuáles son posibles: a) n = 3,
l = 2, m = -2, s = -1/2; b) n = 2, l = 2, m = -1, s = -1/2; c) n = 2, l = 0, m = 0, s = 0; d) n = 5, l = 4,
m = -3, s = 1/2; e) n = 2, l = -1, m = 0, s = -1/2.
30. Escriba los valores de los números cuánticos correspondientes a las siguientes subcapas: a) 4s;
b) 3p; c) 5f; d) 3d.
31. Indique el número de orbitales para: a) n = 2; b) n = 3, l = 2; c) n = 4, l = 2; d) n = 4, l = 3.
32. Indique el número máximo de electrones que pueden colocarse en: a) una capa con n = 2; b) una
capa con n = 3; c) una subcapa 4p; d) una subcapa 5f; e) un orbital 3py; f) un orbital.
33. Indique a qué orbital o subcapa corresponde cada una de las siguientes series:
a) n = 3, l = 0; b) n = 2, l = 1, m = -1; c) n = 3, l = 2, m = 1; d) n = 3, l = 1, m = 0
34. Escriba las siguientes series de números cuánticos en orden creciente de energía: a) n = 2, l = 0;
b) n = 3, l = 1; c) n = 2, l = 1, m = 1; d) n = 2, l = 1, m = -1; e) n = 3, l = 2, m = 0; f) n = 4, l = 0.
35. Escriba los números cuánticos correspondientes a los electrones diferenciadores siguientes: 2p4,
3s2, 3d8, 4f4. ¿A qué elementos pertenecen?
Nota: Por convenio, el orden de llenado para el número cuántico m es de negativo a positivo y para el
número cuántico s de positivo a negativo.
36. Identifique el elemento cuyo electrón diferenciador tiene los siguientes números cuánticos: n = 3;
l = 2; m = 0; s = -1/2.
37. Escriba el símbolo del elemento de número atómico más bajo que tiene: a) un subnivel p
completo; b) 2 electrones 3d; c) 4 electrones 3p.
38. Indique cuál de las siguientes configuraciones electrónicas es la correcta para el molibdeno (Mo,
Z = 42): a) [A] 3d103f14; b) [Kr]4d55s2; c) [Ar]3d104s24p64d6; d) [Kr]4d55s1; e) [Ar]3d144s24p8.
39. Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies:
35
Cl, 40K+, 58Co, 79Se2-, 139La.
17
19
27
34
57
40. Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: Na+, Be2+, Al3+, Fe3+, Mn2+, Hg2+,
Cd2+, Br-, S2-, N3-, Cl-, Ca2+. En cada caso, indique si será una especie para o diamagnética.
41. Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos siguientes: K, Ag, Ca, Zn, Fe, I, P y S,
cuyos números atómicos son 19, 47, 20, 30, 26, 53, 15 y 16 respectivamente. Indique a qué grupo de
la tabla periódica pertenecen, cuál es paramagnético y cuál es el ion más probable que forma cada
uno.
42. Indique cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas: a) Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+; b) Mn2+,
Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+; c) O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+; d) F-, O2-, Br-, K+, Ca2+.
43. Indique el nombre del elemento cuyo:
a)
b)
c)
d)
ion 1- es isoelectrónico con el Kr (Z = 36).
ion 2- es isoelectrónico con el Ar (Z = 18).
ion 3+ tiene el mismo número de electrones que el ion Ti(II) (Z = 22).
ion 2- tiene el mismo número de electrones 2p que el ion Na(I) (Z = 11).
44. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, identifique el elemento neutro al que
representan. Indique el grupo y el periodo al que pertenecen:
a)
b)
c)
d)
e)
1s22s22p63s23p63d104s24p5
1s22s22p63s23p63d24s2
[Ne]3s23p3
[Xe]6s2
[Kr]4d105s1
45. Calcule la carga nuclear efectiva con que es atraído el último electrón de la capa de valencia de
los elementos alcalinos Li, Na, K y Rb.
46. Estudie cómo varía la carga nuclear efectiva con que es atraído un electrón 3s ó 3p en los
elementos del tercer periodo (Na-Ar).
47. Estudie cómo varía la carga nuclear efectiva con que es atraído el electrón 4s para la serie de los
elementos de transición del primer periodo (Sc-Zn).
48. Calcule la carga nuclear efectiva con que es atraído un electrón: a) de la subcapa 1s; b) de la 3s ó
3p; c) de la 3d y d) de la 4s, del elemento Ni (Z = 28).
49. Relacione la variación del radio atómico de los elementos del segundo periodo con la carga
nuclear efectiva, para los electrones 2s ó 2p.
Elemento
Radio (Å)
Li
Be
B
C
N
O
F
1,23 0,89 0,80 0,77 0,70 0,66 0,64
50. De entre los siguientes pares de átomos determine cuál tiene mayor afinidad electrónica:
a) Br, I; b) Li, F; c) Cl, Ar.
51. Determine la configuración electrónica más probable de los elementos que tienen las siguientes
energías de ionización en kJ/mol:
a) I1 = 900, I2 = 1800, I3 = 14800, I4 = 21000
b) I1 = 786, I2 = 1577, I3 = 3232, I4 = 4355, I5 = 16091, I6 = 19784.
52. Compare los radios de las siguientes especies: Ar, K+, Cl-, S2-, Ca2+.
53. Ordene según la primera energía de ionización los elementos siguientes: As, Sn, Br, Sr.
54. De la siguiente serie isoelectrónica Si4+, P5+, S6+. ¿Qué ion posee mayor energía de ionización?
¿Cuál será el ion de mayor tamaño?
55. Indique el elemento del tercer periodo con mayor tercera energía de ionización.
56. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
a) 1s22s22p3; b) 1s22s22p63s1; c) 1s22s22p5; d) 1s22s22p6; e) 1s22s22p63s2.
a)
b)
c)
d)
e)
Ordénelas según el primer potencial de ionización.
Indique el elemento de mayor segunda energía de ionización.
Indique el elemento de mayor afinidad electrónica.
Indique el elemento más electronegativo.
Indique el elemento de carácter metálico más acusado.
57. Explique los siguientes valores de la primera energía de ionización (en kJ/mol):
Li = 520, Be = 899, B = 801, C = 1086, N = 1402, O = 1314, F = 1681, Ne = 2081.
58. Ordene según su carácter metálico creciente los siguientes elementos: Ga, Ca, Sr, Br, Rb.
59. Ordene según su carácter oxidante creciente los siguientes elementos: Be, Ca, S, Cl, F.
60. Complete las siguientes reacciones nucleares: 27Al (n, 2n); 27Al (n, p); 27Al (γ, n).
61. Identifique las partículas a, b, c y d en las reacciones nucleares siguientes:
Th → 228Ra + a;
232
90
88
Fe + b → 55Co + 1c;
54
26
1
27
Be + 2H → 3H + 2d
9
4
1
1
62. Para cada par de isótopos, indique cuál se espera que sea radioactivo: Ne-20 y Ne-17; Ca-40 y
Ca-45; Mo-95 y Tc-92; Hg-195 y Hg-196.
63. Indique razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:
a) Dos iones de carga 1+ de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z = 11) tienen el mismo
comportamiento químico.
b) El ión de carga 2- del isótopo 16 del oxígeno (Z = 8) presenta la misma reactividad que el ión de
carga 1- del isótopo 18 de oxígeno.
c) La masa atómica aproximada del cloro es 35,5, siendo éste un valor promedio ponderado entre
las masas de los isótopos 35 y 37, de porcentajes de abundancia 75% y 25% respectivamente.
d) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen.
64. Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas e iones, asignando cargas
formales a todos los átomos en cada estructura e indicando si existen estructuras resonantes:
a) HCN; b) O3;c) C2H4; d) H3O+;e) NO2-; f) HCO3-; g) H3PO4.
65. Indique cuál de las siguientes estructuras de Lewis es incorrecta:
a) H-H-N-O-H, b) O=N=O, c) O= P=O, d) O=C=O e) H-C≡N, f) [S-C=N]-, g) Cl-N=Cl
Cl
66. El fósforo forma dos fluoruros estables PF3 y PF5. Dibuje la estructura de Lewis de cada uno y
explique por qué el NF3 existe y no el NF5.
67. El óxido NO2 puede dimerizarse, es decir, dos moléculas de NO2 pueden combinarse para formar
el óxido N2O4:
2 NO2 (g) → N2O4 (g)
Explique este hecho a partir de las estructuras de Lewis de estos dos compuestos.
68. Aplicando las reglas de Lewis y las de RPECV, indique la geometría más probable de las
siguientes moléculas o iones y cuáles tienen momento dipolar: a) NH4+; b) PCl3; c) SiH4; d) BrF5;
e) SO42-; f) CO32-; g) ClO4-; h) BeCl2; i) SO2; j) CCl4; k) SeF4; l) CHCl3; m) cis-ClHC=CHCl; n) transClHC=CHCl; ñ) CH3CN; o) COCl2.
69. Para las siguientes moléculas o iones:
- Indique la configuración electrónica de cada átomo y la hibridación, si la hubiera.
- Dibuje el diagrama de solapamiento, indicando los enlaces que se forman.
- Represente las estructuras de Lewis de las formas resonantes, si las hubiera.
a) ion acetato, b) ion nitrato, c) ozono, d) nitrovinilo, e) acetonitrilo, f) etanol, g) acetaldehído,
h) metilamina.
70. Compare el comportamiento de las moléculas de tricloruro de boro y tricloruro de nitrógeno en
relación con sus diferencias estructurales.
71. La estructura de Lewis para el aleno es:
H
H
C=C=C
H
H
a) ¿Son los tres átomos de carbono colineales? Explíquelo.
b) ¿Están todos los átomos de hidrógeno en el mismo plano? Si no es así, ¿cómo estarán
orientados? ¿Por qué?
72. Calcule el porcentaje de carácter iónico de las moléculas HF, HCl, HBr y HI, utilizando los datos
de la tabla adjunta:
molécula
µ experimental (D)
r x 10-12 (m)
HF
HCl
HBr
HI
2,00
1,03
0,79
0,38
92
128
143
162
73. Indique qué tipo de enlace formarán los siguientes pares de elementos cuyos números atómicos
son:
a) 9 y 17, b) 8 y 16, c) 3 y 9, d) 3 y 10, e) 5 y 7, f) 11 y 17, g) 12 y 19, h) 9 y 19.
74. Indique en cuál de los siguientes procesos se debe absorber una energía igual a la energía
reticular. Identifique la energía intercambiada en los otros procesos.
a)
b)
c)
d)
F- (g) + Na+ (g) → F- (ac) + Na+ (ac)
NaF (s) → Na+ (g) + F- (g)
F2 (g) → 2 F (g)
Na (s) → Na+ (g) + 1 e-
75. Diseñe un ciclo energético de Born-Haber para calcular la energía reticular del óxido de calcio.
76. Dados los compuestos iónicos CsCl y NaCl, indique el índice de coordinación más probable para
cada uno de ellos. Radios iónicos: Cl- = 1,81 Å, Cs+ = 1,67 Å; Na+ = 0,97 Å.
77. Calcule la energía reticular para Cu2O.
Radios iónicos: Cu+ = 0,96 Å, O2- = 1,32 Å; A = 2,22124; n = 8.
78. Diseñe un ciclo energético de Born-Haber para calcular la energía reticular del sulfuro de bario.
¿Cómo sería la energía reticular del sulfuro de bario comparada con la del sulfuro de estroncio?
¿Cuál de los dos compuestos tendría un punto de fusión más bajo?
79. Calcule la energía reticular del bromuro potásico, a partir de los siguientes datos:
- Entalpía de vaporización del bromo: 7,39 kcal/mol
- Entalpía de formación del KBr: - 93,73 kcal/mol
- Entalpía de sublimación del potasio: 19,44 kcal/mol
- Entalpía de disociación del bromo: 46,30 kcal/mol
- Potencial de ionización del potasio: 100,00 kcal/mol
- Electroafinidad del bromo: - 77,00 kcal/mol
80. Calcule la entalpía de formación del MgCl2 (s) a partir de los siguientes datos:
- Entalpía de sublimación del magnesio: 150 kJ/mol
- Primer potencial de ionización del magnesio: 738 kJ/mol
- Segundo potencial de ionización del magnesio: 1451 kJ/mol
- Entalpía de disociación del cloro: 243 kJ/mol
- Afinidad electrónica del cloro: - 349 kJ/mol
- Energía reticular del dicloruro de magnesio: - 2500 kJ/mol
Si la energía reticular del MgCl es - 676 kJ/mol, compare la estabilidad de los dos compuestos.
81. Indique el número de ligandos, el tipo de ligandos, el índice de coordinación, la geometría y el
nombre de los siguientes complejos:
a) [Mn(H2O)6]2+
b) [CoI2(NH3)2(H2O)2]+
c) [Pt Cl3NH3]82. Escriba la configuración electrónica del ion 3+ del rutenio y del manganeso. Dibuje el diagrama de
niveles de energía del campo cristalino para los orbitales d de un complejo octaédrico y muestre la
colocación de los electrones d en los dos iones 3+ suponiendo un ligando de campo fuerte. ¿Cuántos
electrones desapareados hay en cada caso?
Datos: números atómicos: Mn = 25; Ru = 44.
83. El complejo [Mn(NH3)6]2+ tiene 5 electrones desapareados. Aplicando la teoría del campo
cristalino dibuje el diagrama de niveles de energía de los orbitales d, indicando la colocación de los
electrones. Indique si el complejo es de campo débil o fuerte, y si es de espín alto o bajo.
Datos: número atómico del Mn = 25.
84. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Los metales son densos.
La energía de enlace es igual en todos los metales.
Todos los metales son conductores.
Los metales son reductores.
El sodio es más blando que el manganeso.
El magnesio es más reductor que el potasio.
85. Justifique como varían los puntos de ebullición en las siguientes series de sustancias:
a)
b)
c)
d)
e)
Agua, sulfuro de hidrógeno, yoduro potásico y metano.
Flúor, cloro, bromo y yodo.
Yodo, bromuro potásico, etanol, cloruro de hidrógeno, metano.
Tetrahidruro de silicio, tetracloruro de silicio y tetrabromuro de silicio.
Nitrógeno, hidrógeno, amoniaco.
86. Explique en términos de fuerzas intermoleculares por qué:
a)
b)
c)
d)
e)
El H2O2 tiene un punto de ebullición más alto que el C2H6.
El I2 tiene un punto de fusión más bajo que el NaI.
El ICl tiene un punto de fusión más alto que el Br2.
El O2 tiene un punto de ebullición más alto que el N2.
El CO tiene un punto de ebullición un poco más alto que el N2.
87. Indique el tipo de partículas ordenadas y el tipo de enlace en las estructuras sólidas de las
siguientes sustancias: bromo, dióxido de silicio, oxígeno, fluoruro de rubidio, grafito, bromuro de yodo,
etano, neón, yoduro de cesio, sulfato de bario, carburo de silicio, plata, etanol, amoníaco.
88. Compare las siguientes sustancias con respecto a la dureza, conductividad eléctrica y punto de
fusión, en función del tipo de cristal que forman en estado sólido: monóxido de calcio, sodio, silicio,
dióxido de azufre, yodo, cobre.