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Química 2ed

Ejercicios

Química 2edEjercicios

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

6.1 Energía electromagnética

1.

La luz producida por un letrero de neón rojo se debe a la emisión de luz por átomos de neón excitados. Describa cualitativamente el espectro producido al hacer pasar la luz de una lámpara de neón a través de un prisma.

2.

Una emisora de radio FM que se encuentra en el 103,1 del dial FM emite a una frecuencia de 1031 ×× 108 s−1 (103,1 MHz). ¿Cuál es la longitud de onda de estas ondas de radio en metros?

3.

FM-95, una emisora de radio FM, emite a una frecuencia de 9,51 ×× 107 s−1 (95,1 MHz). ¿Cuál es la longitud de onda de estas ondas de radio en metros?

4.

En el espectro de emisión del vapor de mercurio aparece una línea violeta brillante a 435,8 nm. ¿Qué cantidad de energía, en julios, debe liberar un electrón en un átomo de mercurio para producir un fotón de esta luz?

5.

La luz con una longitud de onda de 614,5 nm se ve naranja. ¿Cuál es la energía, en julios, por fotón de esta luz naranja? ¿Cuál es la energía en eV (1 eV = 1,602 ×× 10−19 J)?

6.

Los átomos de litio calentados emiten fotones de luz con una energía de 2,961 ×× 10−19 J. Calcule la frecuencia y la longitud de onda de uno de estos fotones. ¿Cuál es la energía total en 1 mol de estos fotones? ¿Cuál es el color de la luz emitida?

7.

Un fotón de luz producido por un láser quirúrgico tiene una energía de 3,027 ×× 10−19 J. Calcule la frecuencia y la longitud de onda del fotón. ¿Cuál es la energía total en 1 mol de fotones? ¿Cuál es el color de la luz emitida?

8.

Cuando los iones de rubidio se calientan a una temperatura elevada, se observan dos líneas en su espectro de líneas a longitudes de onda (a) 7,9 ×× 10−7 m y (b) 4,2 ×× 10−7 m. ¿Cuáles son las frecuencias de las dos líneas? ¿Qué color vemos cuando calentamos un compuesto de rubidio?

9.

El espectro de emisión del cesio contiene dos líneas cuyas frecuencias son (a) 3,45 ×× 1014 Hz y (b) 6,53 ×× 1014 Hz. ¿Cuáles son las longitudes de onda y las energías por fotón de las dos líneas? ¿De qué color son las líneas?

10.

Los fotones de la radiación infrarroja son los responsables de gran parte del calor que sentimos al tener las manos delante del fuego. Estos fotones también calientan otros objetos. ¿Cuántos fotones infrarrojos con una longitud de onda de 1,5 ×× 10−6 m deben ser absorbidos por el agua para calentar un vaso de agua (175 g) de 25,0 °C a 40 °C?

11.

Uno de los aparatos radiográficos utilizados en la consulta del dentista emite una radiografía de longitud de onda 2,090 ×× 10−11 m. ¿Cuál es la energía, en julios, y la frecuencia de estos rayos X?

12.

Los ojos de algunos reptiles transmiten una única señal visual al cerebro cuando los receptores visuales son alcanzados por fotones de una longitud de onda de 850 nm. Si una energía total de 3,15 ×× 10−14 se requiere para disparar la señal, ¿cuál es el número mínimo de fotones que deben golpear el receptor?

13.

Los televisores y las computadoras en color RGB utilizan tubos de rayos catódicos que producen los colores mezclando luz roja, verde y azul. Si miramos la pantalla con una lupa, podemos ver cómo se encienden y apagan los puntos individuales a medida que cambian los colores. Utilizando un espectro de luz visible, determine la longitud de onda aproximada de cada uno de estos colores. ¿Cuál es la frecuencia y la energía de un fotón de cada uno de estos colores?

14.

Responda las siguientes preguntas sobre un láser de Blu-ray:

(a) El láser de un reproductor de Blu-ray tiene una longitud de onda de 405 nm. ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentra esta radiación? ¿Cuál es su frecuencia?

(b) Un láser de Blu-ray tiene una potencia de 5 milivatios (1 vatio = 1 J s−1). ¿Cuántos fotones de luz produce el láser en 1 hora?

(c) La resolución ideal de un reproductor que utiliza un láser (como un reproductor de Blu-ray), que determina lo cerca que pueden almacenarse los datos en un disco compacto, se determina mediante la siguiente fórmula: Resolución = 0,60(λ/NA), donde λ es la longitud de onda del láser y NA es la abertura numérica. La abertura numérica es una medida del tamaño del punto de luz en el disco; cuanto mayor sea la NA, menor será el punto. En un sistema típico de Blu-ray, NA = 0,95. Si el láser de 405 nm se utiliza en un reproductor de Blu-ray, ¿cuán cerca se puede almacenar la información en un disco Blu-ray?

(d) La densidad de datos de un disco Blu-ray con un láser de 405 nm es de 1,5 ×× 107 bits mm−2. Los discos tienen un diámetro exterior de 120 mm y un agujero de 15 mm de diámetro. ¿Cuántos bits de datos puede contener el disco? Si un disco Blu-ray puede contener 9 400 000 páginas de texto, ¿cuántos bits de datos se necesitan para una página escrita? (Pista: Determine el área del disco disponible para contener datos. El área dentro de un círculo viene dada por A = πr2, donde el radio r es la mitad del diámetro)

15.

¿Cuál es la frecuencia umbral del sodio metálico si un fotón con frecuencia 6,66 ×× 1014 s−1 expulsa un electrón con 7,74 ×× 10−20 J de energía cinética? ¿Se observará el efecto fotoeléctrico si se expone el sodio a la luz naranja?

6.2 El modelo de Bohr

16.

¿Por qué el electrón de un átomo de hidrógeno de Bohr está menos unido cuando tiene un número cuántico de 3 que cuando tiene un número cuántico de 1?

17.

¿Qué significa decir que la energía de los electrones de un átomo está cuantizada?

18.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la energía necesaria en julios para ionizar un átomo de hidrógeno en estado fundamental. Muestre sus cálculos.

19.

El electrovoltio (eV) es una unidad de energía conveniente para expresar las energías a escala atómica. Es la cantidad de energía que gana un electrón cuando se somete a un potencial de 1 voltio; 1 eV = 1,602 ×× 10-19 J. Utilizando el modelo de Bohr, determine la energía en electronvoltios del fotón producido cuando un electrón de un átomo de hidrógeno se mueve desde la órbita con n = 5 a la órbita con n = 2. Muestre sus cálculos.

20.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la menor energía posible en julios para el electrón del ion Li2+.

21.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la menor energía posible para el electrón en el ion He+.

22.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la energía de un electrón con n = 6 en un átomo de hidrógeno.

23.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la energía de un electrón con n = 8 en un átomo de hidrógeno.

24.

¿A qué distancia del núcleo en angstroms (1 angstrom = 1 ×× 10-10 m) está el electrón de un átomo de hidrógeno si tiene una energía de -8,72 ×× 10-20 J?

25.

¿Cuál es el radio, en angstroms, del orbital de un electrón con n = 8 en un átomo de hidrógeno?

26.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la energía en julios del fotón producido cuando un electrón en un ion He+ se mueve desde la órbita con n = 5 a la órbita con n = 2.

27.

Utilizando el modelo de Bohr, determine la energía en julios del fotón producido cuando un electrón de un ion Li2+ se mueve de la órbita con n = 2 a la órbita con n = 1.

28.

Considere un gran número de átomos de hidrógeno con electrones distribuidos aleatoriamente en las órbitas n = 1, 2, 3 y 4.

(a) ¿Cuántas longitudes de onda diferentes emiten estos átomos cuando los electrones caen en órbitas de menor energía?

(b) Calcule las energías mínima y máxima de la luz producida por las transiciones descritas en la parte (a).

(c) Calcule las frecuencias y longitudes de onda de la luz producida por las transiciones descritas en la parte (b).

29.

¿En qué se parecen el modelo de Bohr y el modelo de Rutherford del átomo? ¿En qué se diferencian?

30.

Aquí se muestran los espectros del hidrógeno y del calcio.

Se muestra una imagen con 5 filas. En la parte superior e inferior de la imagen hay una escala que comienza en 4.000 angstroms a la izquierda y se extiende hasta 740 angstroms en el extremo derecho. La fila superior es una banda continua del espectro visible, que muestra los colores desde el violeta en el extremo izquierdo hasta el índigo, el azul, el verde, el amarillo, el naranja y el rojo en el extremo derecho. La segunda fila, etiquetada como "N a", muestra el espectro de emisión del elemento sodio, que incluye dos bandas verticales estrechas en el rango azul, dos bandas estrechas en el rango amarillo-verde, dos bandas estrechas en el rango amarillo y una banda estrecha en el rango naranja. La tercera fila, etiquetada como "H", muestra el espectro de emisión del hidrógeno. Este espectro muestra bandas individuales en las regiones violeta, índigo, azul y naranja. La cuarta fila, etiquetada como "C a", muestra el espectro de emisión del calcio. Este espectro muestra bandas en los siguientes colores y frecuencias: una violeta, cinco índigo, una azul, dos verdes, dos amarillo-verde, una amarilla, dos amarillo-naranja, una naranja y una roja. La quinta fila, etiquetada como "H g", muestra el espectro de emisión del mercurio. Este espectro muestra bandas en los siguientes colores y frecuencias: dos violetas, un índigo, dos azules, un verde, dos amarillos, dos naranjas y un rojo-naranja. Es importante tener en cuenta que cada una de las bandas de color de los espectros de emisión de los elementos se corresponde con una longitud de onda de luz específica. Si se extiende una línea vertical desde las bandas hasta la escala por encima o por debajo del diagrama, la banda coincidirá con una medida específica en la escala.

¿Qué causa las líneas en estos espectros? ¿Por qué los colores de las líneas son diferentes? Sugiera una razón para la observación de que el espectro del calcio es más complicado que el del hidrógeno.

6.3 Desarrollo de la teoría cuántica

31.

¿En qué se parecen el modelo de Bohr y el modelo mecánico cuántico del átomo de hidrógeno? ¿En qué se diferencian?

32.

¿Cuáles son los valores permitidos para cada uno de los cuatro números cuánticos: n, l, ml, y ms?

33.

Describa las propiedades de un electrón asociadas a cada uno de los cuatro números cuánticos siguientes: n, l, ml, y ms.

34.

Responda las siguientes preguntas:

(a) Sin utilizar los números cuánticos, describa las diferencias entre las capas, las subcapas y los orbitales de un átomo.

(b) ¿En qué se diferencian los números cuánticos de las capas, subcapas y orbitales de un átomo?

35.

Identifique la subcapa en la que se encuentran los electrones con los siguientes números cuánticos:

(a) n = 2, l = 1

(b) n = 4, l = 2

(c) n = 6, l = 0

36.

¿Cuál de las subcapas descritas en la pregunta anterior contiene orbitales degenerados? ¿Cuántos orbitales degenerados hay en cada una?

37.

Identifique la subcapa en la que se encuentran los electrones con los siguientes números cuánticos:

(a) n = 3, l = 2

(b) n = 1, l = 0

(c) n = 4, l = 3

38.

¿Cuál de las subcapas descritas en la pregunta anterior contiene orbitales degenerados? ¿Cuántos orbitales degenerados hay en cada una?

39.

Dibuje la superficie límite de un orbital dx2 y2dx2 y2 y un orbital py. Asegúrese de mostrar y etiquetar los ejes.

40.

Haga un croquis de los orbitales px y dxz. Asegúrese de mostrar y etiquetar las coordenadas.

41.

Considere los orbitales que se muestran aquí en forma de esquema.

Esta figura contiene tres diagramas. En x, se dibuja un círculo con un punto en el centro. En y, dos objetos con formas casi de elipsoide están orientadas horizontalmente con un punto entre ellas. En z, cuatro formas como las de y están orientadas en forma de x con un punto en el centro.

(a) ¿Cuál es el número máximo de electrones que contiene un orbital de tipo (x)? ¿De tipo (y)? ¿De tipo (z)?

(b) ¿Cuántos orbitales del tipo (x) se encuentran en una capa con n = 2? ¿Cuántos del tipo (y)? ¿Cuántos del tipo (z)?

(c) Escriba un conjunto de números cuánticos para un electrón en un orbital de tipo (x) en una capa con n = 4. De un orbital de tipo (y) en una capa con n = 2. De un orbital de tipo (z) en una capa con n = 3.

(d) ¿Cuál es el menor valor posible de n para un orbital de tipo (x)? ¿De tipo (y)? ¿De tipo (z)?

(e) ¿Cuáles son los posibles valores de l y ml para un orbital de tipo (x)? ¿De tipo (y)? ¿De tipo (z)?

42.

Enuncie el principio de incertidumbre de Heisenberg. Describa brevemente lo que implica este principio.

43.

¿Cuántos electrones podrían estar en la segunda capa de un átomo si el número cuántico de espín ms pudiera tener tres valores en lugar de solo dos? (Pista: Considere el principio de exclusión de Pauli).

44.

¿Cuál de las siguientes ecuaciones describe el comportamiento de las partículas? ¿Cuáles describen un comportamiento ondulatorio? ¿Hay alguna que implique ambos tipos de comportamiento? Describa los motivos de su elección.

(a) c = λν

(b) E=mν22 E=mν22

(c) r=n2 a0Zr=n2 a0Z

(d) E = hν

(e) λ=hmνλ=hmν

45.

Escriba un conjunto de números cuánticos para cada uno de los electrones con un n de 4 en un átomo de Se.

6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)

46.

Lea las etiquetas de varios productos comerciales e identifique los iones monatómicos de al menos cuatro elementos de transición contenidos en los productos. Escriba la configuración de electrones completas de estos cationes.

47.

Lea las etiquetas de varios productos comerciales e identifique los iones monatómicos de al menos seis elementos del grupo principal que contienen los productos. Escriba la configuración de electrones completas de estos cationes y aniones.

48.

Utilizando la notación completa de subcapas (no abreviaturas, 1s22s22p6, etc.), prediga la configuración de electrones de cada uno de los siguientes átomos:

(a) C

(b) P

(c) V

(d) Sb

(e) Sm

49.

Utilizando la notación completa de subcapas (1s22s22p6, etc.), prediga la configuración de electrones de cada uno de los siguientes átomos:

(a) N

(b) Si

(c) Fe

(d) Te

(e) Tb

50.

¿Es 1s22s22p6 el símbolo de una propiedad macroscópica o de una propiedad microscópica de un elemento? Explique su respuesta.

51.

¿Qué información adicional necesitamos para responder la pregunta sobre qué ion tiene la configuración de electrones 1s22s22p63s23p6?

52.

Dibuje el diagrama orbital de la capa de valencia de cada uno de los siguientes átomos:

(a) C

(b) P

(c) V

(d) Sb

(e) Ru

53.

Utilice un diagrama de orbitales para describir la configuración de electrones de la capa de valencia de cada uno de los siguientes átomos:

(a) N

(b) Si

(c) Fe

(d) Te

(e) Mo

54.

Utilizando la notación completa de subcapas (1s22s22p6, etc.), prediga la configuración de electrones de los siguientes iones.

(a) N3–

(b) Ca2+

(c) S

(d) Cs2+

(e) Cr2+

(f) Gd3+

55.

¿Qué átomo tiene la configuración de electrones 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2?

56.

¿Qué átomo tiene la configuración de electrones 1s22s22p63s23p63d74s2?

57.

¿Qué ion con carga +1 tiene la configuración de electrones 1s22s22p63s23p63d104s24p6? ¿Qué ion con carga -2 tiene esta configuración?

58.

¿Cuál de los siguientes átomos contiene solo tres electrones de valencia: Li, B, N, F, Ne?

59.

¿Cuál de los siguientes tiene dos electrones no emparejados?

(a) Mg

(b) Si

(c) S

(d) Tanto el Mg como el S

(e) Tanto Si como S.

60.

¿Qué átomo se espera que tenga un subcapa 6p medio llena?

61.

¿Qué átomo se espera que tenga un subcapa 4s medio llena?

62.

En una zona de Australia, el ganado no prosperó a pesar de la presencia de forraje adecuado. Una investigación demostró que la causa era la ausencia de suficiente cobalto en el suelo. El cobalto forma cationes en dos estados de oxidación, Co2+ y Co3+. Escriba la estructura de electrones de los dos cationes.

63.

El talio se utilizó como veneno en el relato de misterio de Agatha Christie "El misterio de Pale Horse". El talio tiene dos formas catiónicas posibles, +1 y +3. Los compuestos +1 son los más estables. Escriba la estructura electrónica del catión +1 del talio.

64.

Escribe la configuración de electrones de los siguientes átomos o iones:

(a) B3+

(b) O

(c) Cl3+

(d) Ca2+

(e) Ti

65.

El cobalto-60 y el yodo-131 son isótopos radiactivos utilizados habitualmente en medicina nuclear. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los átomos de estos isótopos? Escriba la configuración de electrones completa de cada isótopo.

66.

Escriba un conjunto de números cuánticos para cada uno de los electrones con n de 3 en un átomo de Sc.

6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos

67.

Basándote en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene el menor radio atómico: Mg, Sr, Si, Cl, I.

68.

Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene el mayor radio atómico: Li, Rb, N, F, I.

69.

Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene la mayor energía de primera ionización: Mg, Ba, B, O, Te.

70.

Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, prediga cuál tiene la menor energía de primera ionización: Li, Cs, N, F, I.

71.

Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, clasifique los siguientes átomos en orden de aumento de la primera energía de ionización: F, Li, N, Rb.

72.

Basándose en sus posiciones en la tabla periódica, clasifique los siguientes átomos en orden de aumento de la primera energía de ionización: Mg, O, S, Si.

73.

¿Qué átomos del grupo de la tabla periódica tienen una configuración de electrones de la capa de valencia de ns2np3?

74.

¿Qué átomos del grupo de la tabla periódica tienen una configuración de electrones de la capa de valencia de ns2?

75.

Según su posición en la tabla periódica, enumere los siguientes átomos en orden de radio creciente: Mg, Ca, Rb, Cs.

76.

Según su posición en la tabla periódica, enumere los siguientes átomos en orden de radio creciente: Sr, Ca, Si, Cl.

77.

Según su posición en la tabla periódica, enumere los siguientes iones en orden de radio creciente: K+, Ca2+, Al3+, Si4+.

78.

Enumere los siguientes iones en orden de radio creciente: Li+, Mg2+, Br, Te2–.

79.

¿Qué átomo e/o ion es (son) isoelectrónico con el Br+: Se2+, Se, As, Kr, Ga3+, Cl?

80.

¿Cuál de los siguientes átomos e iones es (son) isoelectrónico con S2+: Si4+, Cl3+, Ar, As3+, Si, Al3+?

81.

Compare el número de protones y electrones presentes en cada uno de ellos para clasificar los siguientes iones en orden de radio creciente: As3–, Br, K+, Mg2+.

82.

De los cinco elementos Al, Cl, I, Na, Rb, ¿cuál tiene la reacción más exotérmica? (E representa un átomo). ¿Qué nombre recibe la energía de la reacción? Pista: Note que el proceso representado no corresponde a la afinidad electrónica).
E+(g)+eE(g)E+(g)+eE(g)

83.

De los cinco elementos Sn, Si, Sb, O, Te, ¿cuál tiene la reacción más endotérmica? (E representa un átomo). ¿Qué nombre recibe la energía de la reacción?
E(g)E+(g)+eE(g)E+(g)+e

84.

Los radios iónicos de los iones S2–, Cl- y K+ son 184, 181 y 138 pm respectivamente. Explique por qué estos iones tienen tamaños diferentes aunque contengan el mismo número de electrones.

85.

¿Qué átomo del grupo principal se espera que tenga la menor energía de segunda ionización?

86.

Explique por qué Al pertenece al grupo 13 y no al grupo 3.

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