Sistema periódico - Ejercicios resueltos (2º Bachillerato)

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Ejercicios resueltos sobre el sistema periódico, nivel de 2º de bachillerato y PAU.

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Sistema periódico - Ejercicios resueltos (2º Bachillerato)

  1. 1. -EL SISTEMA PERIÓDICO- Ejercicios resueltos MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ 2º BACHILLERATO
  2. 2. MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ – 2º BACHILLERATO OCTUBRE 2013 1.- El europio tiene dos isótopos estables; 151 Eu (150,9199 u) y 153 Eu (152,9212 u). Calcula la abundancia de cada isótopo. Masa atómica media = 151,96 u La definición de masa atómica media aplicada al caso del europio es: X Eu151 m Eu151 + X Eu153 m Eu153 = MEu Donde X simboliza el porcentaje en tanto por 1 existente de cada isótopo. Sustituyendo los datos: 150,9199X Eu151 + 152,9212X Eu153 = 151,96 Además, X Eu151 + XEu153 = 1. Las dos expresiones nos conducen a un sistema de ecuaciones: { 150,9199X Eu151 + 152,9212XEu153mEu153 = 151,96 X Eu151 + X Eu153 = 1 Resolviéndolo, se obtienen las soluciones: X Eu151 = 0,4802 X Eu153 = 0,5197 2.- El cromo (51,9961 u) consta de cuatro isótopos, cuyas masas son 49,9461 u, 51,9401 u, 52,9407 u, 53,9389 u. La abundancia de los dos últimos isótopos es, respectivamente, 9,50 % y 2,36 %. Halla la abundancia de los otros dos isótopos. De forma análoga al ejercicio anterior, la masa atómica media es: 49,9461X1 + 51,9401X2 + 52,9407 ∙ 0,095 + 53,9389 ∙ 0,0236 = 51,9961 O equivalentemente: 49,9461X1 + 51,9401X2 = 45,6938 Por otro lado, la suma de los tantos por 1 es, obviamente, la unidad: X1 + X2 + X3 + X4 = 1 ⟹ X1 + X2 = 1 − X3 − X4 = 0,8814 De nuevo, hemos de resolver un sistema de dos ecuaciones lineales: { 49,9461X1 + 51,9401X2 = 45,6938 X1 + X2 = 0,8814 X1 = 0,0432 X2 = 0,8381 En tanto por ciento, las abundancias son 4,32 % y 83,81 %, respectivamente.
  3. 3. MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ – 2º BACHILLERATO OCTUBRE 2013 3.- Indica la configuración electrónica, el período, el grupo y las valencias de los elementos correspondientes a Z = 31 y a Z = 50 Para Z = 31 la configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 . Período 4, grupo 13, valencia 3 (tiende a ceder los electrones del nivel 4 para quedar con pseudoestructura de gas noble). Para Z = 50 la configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 . Período 5, grupo 14, valencias 2 y 4. 4.- La afinidad electrónica del flúor es de -3,45 eV/átomo. Calcula la energía desprendida al obtener 3,6 g de iones fluoruro a partir de átomos en estado gaseoso y fundamental. Operando con factores de conversión: 3,6 g F ⋅ 1 mol F 19 g F ⋅ 6,022 ⋅ 1023 átomos 1 mol F ⋅ −3,45 eV 1 átomo = −3,93 ⋅ 1023 eV = −6,29 ⋅ 104 J 5.- Para cada caso, ¿cuál es el número total de electrones en un átomo que cumplen los valores indicados de los números cuánticos? a) n = 3, ℓ = 1; b) n = 3, ℓ = 1, m = -1 a) Son los electrones pertenecientes al nivel 3 y subnivel p, esto es, 6 electrones (m = 1, 0, -1). b) Son los electrones pertenecientes a un orbital. Por el principio de exclusión de Pauli, solo pueden existir dos electrones con sendos números cuánticos, de espines opuestos. 6.- El potencial de ionización del sodio es de 5,12 eV. Si se tienen 25 g de este metal, ¿qué cantidad de energía se necesita para ionizar todos los átomos? 25 g Na ⋅ 1 mol Na 23 g Na ⋅ 6,022 ⋅ 1023 átomos 1 mol Na ⋅ 5,12 eV 1 átomo = 3,35 ⋅ 1024 eV = 5,36 ⋅ 105 J 7.- ¿Cuál es la configuración electrónica de los halógenos? Explica los valores de radio atómico, electronegatividad y número de oxidación de cada uno de ellos. Su configuración característica termina con ns2 ns5 . El volumen atómico de los halógenos aumenta cuan mayor es el número atómico pues los electrones se colocan en posiciones más alejadas del núcleo. De este modo, el elemento de menor volumen atómico sería el flúor, y el de mayor volumen, el yodo. La electronegatividad, por el contrario, será mucho mayor en el flúor que en el yodo al depender la fuerza de atracción eléctrica del cuadrado del inverso de la distancia. Además, los halógenos son elementos muy electronegativos por hallarse muy a la derecha de la tabla periódica. De hecho, el flúor es el elemento más electronegativo que existe. En el caso del flúor (Z = 9), la configuración electrónica acaba en 2p5 , por lo que su número de oxidación será el -1. Los demás elementos, al poseer más electrones, pueden ceder 1, 3, 5 o 7 para obtener configuraciones estables.
  4. 4. MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ – 2º BACHILLERATO OCTUBRE 2013 8.- Conocido el número de electrones de los elementos A(2), B(11), C(9), D(12) y E(13), justifica el elemento que: a) Es un gas noble. b) Es el más electronegativo. c) Es un metal alcalino. d) Presenta valencia 3. e) Puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2 a) Será el A, al presentar el nivel 1 lleno. b) El C. Dado que su configuración electrónica termina con 2p5 , presenta una gran tendencia a captar un electrón para adquirir la configuración de gas noble. c) El B, pues su configuración electrónica acaba en 3s1 . d) El E, cuya configuración acaba con 3s2 3p1 . Si cede tres electrones, pasa a tener estructura de gas noble. e) Se precisará un elemento de estado de oxidación +2. Se trata del D, cuya configuración confirma que su forma más estable es aquella en la que ha perdido dos electrones. 9.- Dadas las configuraciones que corresponden a átomos neutros: A (1s2 2s2 2p3 ), B (1s2 2s2 2p5 ), C (1s2 2s2 2p6 ), D (1s2 2s2 2p6 3s1 ), E (1s2 2s2 2p6 3s2 ): a) Ordénalas de forma que aumente gradualmente el primer potencial de ionización, indicando la configuración electrónica de cada átomo ionizado. b) Indica el elemento cuyo segundo potencial de ionización es el más elevado e indica la configuración electrónica del átomo doblemente ionizado. c) Indica el elemento con mayor afinidad electrónica. d) Indica el elemento más electronegativo. e) Indica los elementos que presentan carácter metálico y ordénalos de mayor a menor. a) D (1s2 2s2 2p6 ) < E (1s2 2s2 2p6 3s1 ) < A (1s2 2s2 2p2 ) < B (1s2 2s2 2p4 ) < C (1s2 2s2 2p5 ). b) El D, ya que su configuración pasaría a ser la de un gas noble si pierde un electrón, siendo necesaria pues una gran energía para quitarle otro de estos leptones. 1s2 2s2 2p5 . c) El B, pues al obtener un electrón pasaría a tener estructura de gas noble. d) El B, por el mismo motivo. e) Son aquellos que tienen tendencia a ceder electrones. Son D > E, y solo esos dos. 10.- Define el concepto de electronegatividad. Explica su variación en la tabla periódica. Comenta alguna aplicación de este concepto. Se define como la tendencia de un átomo a atraer los electrones de enlace. Cuantos más protones formen el núcleo atómico, mayor será la atracción electrostática sobre los electrones. Por tanto, la electronegatividad aumenta hacia la derecha en la tabla periódica. Dentro de un mismo grupo, los electrones se sitúan cada vez más lejos conforme descendemos, lo que supone una importante disminución de la atracción eléctrica al ser esta inversamente proporcional al cuadrado de la distancia. Concluimos que la electronegatividad crece hacia arriba en un mismo grupo. Como aplicación podemos citar el puente de hidrógeno en la molécula de agua, el cual surge a causa de la diferencia de electronegatividades del hidrógeno y oxígeno. El puente de hidrógeno tiene gran importancia, pues es gracias a este que el agua es líquida y no gaseosa.
  5. 5. MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ – 2º BACHILLERATO OCTUBRE 2013 11.- a) Indica el número de protones, neutrones y electrones que hay en un átomo neutro del isótopo 17 del oxígeno (Z = 8). b) ¿En qué especie se convertiría si añades un neutrón? c) ¿Y si se eliminase un electrón de su corteza? d) ¿Y si se añadiese un protón más a su núcleo? a) 8 protones, 8 electrones, 9 neutrones. b) En el isótopo 18 del oxígeno. c) En el catión O8 17 1+ d) En el elemento de número atómico 9, esto es, flúor. 12.- Dados tres elementos del sistema periódico A, B y C de números atómicos 8, 16 y 19 respectivamente: a) Escribe su configuración electrónica. b) Indica el elemento cuyo primer potencial de ionización es mayor. c) Indica el tipo de enlace y dos características de los compuestos formados por los elementos A y B. a) A (1s2 2s2 2p4 ), B (1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ), C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ). b) Como el potencial de ionización crece hacia la derecha y hacia arriba, el elemento de mayor potencial de ionización es A. Además, los electrones se hallarán más próximos al núcleo que en B y la atracción eléctrica será mayor. c) A y B son no metales y formarían un enlace covalente. Podemos asegurar que no serían buenos conductores eléctricos ni térmicos. 13.- a) Define energía de ionización y escribe la ecuación que representa el proceso de ionización. b) Explica razonadamente por qué, para un mismo elemento, las sucesivas energías de ionización aumentan. a) Es la energía que se ha de aportar (o se desprende) en el proceso de separación del electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. Se representa del siguiente modo: A(g) → A(g) 1+ + e− b) Porque los electrones que son arrancados se hallan a una distancia cada vez menor del núcleo y la fuerza de atracción electrostática es mayor. 14.- Los números atómicos de los elementos A, B y C son, respectivamente, 19, 31 y 36. a) Escriba las configuraciones electrónicas de estos elementos. b) Indique qué elementos, de los citados, tienen electrones desapareados. c) Indique los números cuánticos de esos electrones desapareados. a) A (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ), B (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 ), C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ). b) El A presenta un electrón desapareado en el orbital 4s, el B tiene un electrón desapareado en uno de los orbitales 4p, el C no tiene electrones desapareados. c) Para el electrón de A, n = 4, ℓ = 0, m = 0, s = ½ o -½. Para el electrón de B, n = 4, ℓ = 1, m = -1, 0, 1; s = ½ o –½.
  6. 6. MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ – 2º BACHILLERATO OCTUBRE 2013 15.- Una disolución acuosa de CH3COOH, del 10 % en peso, tiene 1,055 g/mL de densidad. Calcule: a) La molaridad. b) Si se añade un litro de agua a 500 mL de la disolución anterior, ¿cuál es el porcentaje en peso de CH3COOH de la disolución resultante? Suponga que la densidad del agua es 1 g/mL. (C = 12, H = 1, O = 16) a) Aplicando factores de conversión: 10 100 g soluto g disolución ⋅ 1 mol soluto 60 g soluto ⋅ 1055 g disolución 1 L disolución = 1,76 M b) En 500 mL de disolución se tendrían los siguientes gramos de ácido acético: 500 mL disolución ⋅ 1,76 moles soluto 1000 mL disolución ⋅ 60 g soluto 1 mol soluto = 52,8 g HAc 500 mL de disolución corresponden a una masa: 500 mL disolución ⋅ 1,055 g disolución 1 mL disolución = 527,5 g disolución Un litro de agua son 1000 mL, que se traducen en 1000 g. En definitiva, resultaría el siguiente porcentaje en masa: 52,8 g soluto 527,5 + 1000 g disolución ⋅ 100 = 3,46 % 16.- a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de calcio? b) ¿Cuántos átomos de cobre hay en 2,5 g de este elemento? c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 20 g de tetracloruro de carbono? (C = 12, Ca = 40, Cu = 63,5, Cl = 35,5) a) La masa de un átomo de calcio será: 40 g Ca 1 mol Ca ⋅ 1 mol Ca 6,022 ⋅ 1023 átomos Ca = 6,64 ⋅ 10−23 g b) Tendremos que: 2,5 g Cu ⋅ 1 mol Cu 63,5 g Cu ⋅ 6,022 ⋅ 1023 átomos Cu 1 mol Cu = 2,37 ⋅ 1022 átomos Cu
  7. 7. MARTÍN DE LA ROSA DÍAZ – 2º BACHILLERATO OCTUBRE 2013 c) Pues resulta que: 20 g CCl4 ⋅ 1 mol CCl4 154 g Cu ⋅ 6,022 ⋅ 1023 moléculas CCl4 1 mol CCl4 = 7,82 ⋅ 1022 moléculas CCl4 17.- El número de protones de los núcleos de cinco elementos es A: 2; B: 11; C: 9; D: 12; E: 13. Justifique mediante la configuración electrónica el elemento que: a) Es un gas noble. b) Es el más electronegativo. c) Pertenece al grupo 1 del sistema periódico. a) El elemento A es un gas noble al presentar el nivel 1 completo. b) El elemento C es el más electronegativo pues, de obtener un electrón, pasaría a tener estructura de gas noble. c) El elemento B pertenece al grupo 1, lo cual se deduce de que su configuración termina en 3s1 .

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