Examen - química - 1º bachillerato - 05-03-2012

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Examen de Química – 1º Bachillerato – 05/03/2012

Primera parte – formulación inorgánica Formula los siguientes compuestos: (Cada compuesto fallado o no respondido descontará 1 pto) 3ptos Silicato triferroso: Fe3(HSiO4)2

Trióxido de dinitrógeno: N2O3

Sulfito ácido de cinc: Zn(HSO3)2

Óxido de cloro (V): Cl2O5

Cromato ácido mercurioso: HgHCrO4

Dicromato niqueloso: NiCr2O7

Hidruro de magnesio: MgH2

Permanganato de aluminio: Al(MnO4)3

Fosfito dimanganoso: MnHPO3

Yoduro de plata: AgI

Telurito de cinc: ZnTeO3

Fosfato monoférrico: Fe(H2PO4)3

Anhídrido fosfórico: P2O5

Sulfito cuproso: Cu2SO3

Nitrato de bario: Ba(NO3)2

Bromato de estroncio: Sr(BrO3)2

Seleniato cobáltico: Co2(SeO4)3

Hidróxido argéntico: Ag(OH)

Hidróxido plúmbico: Pb(OH)4

Ácido sulfhídrico: H2S

Ácido nitroso: HNO2

Hipoclorito de sodio: NaClO

Peryodato mercúrico: Hg(IO4)2

Hidróxido de rubidio: RbOH

Fluoruro plumboso: PbF2

Manganito manganoso: MnMnO3



Segunda parte – Estructura de la materia

1. Enumera los modelos atómicos estudiados y explica claramente en qué consiste cada uno de ellos. 2’5ptos

En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas indivisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos. Debido a la imposibilidad de demostrar científicamente la presencia de átomos, la teoría atómica de Dalton no fue aceptada por la comunidad científica hasta cerca de cien años después. Durante todo el s. XIX compitió con otra que explicaba las reacciones químicas basándose en los llamados "pesos equivalentes" de las sustancias. Modelo atómico de Thomson Tras el descubrimiento del electrón, Thomson propone el primer modelo de átomo compuesto. Para él el átomo tiene forma de esfera de materia con carga positiva uniformemente distribuida. Los electrones estarían incrustados en dicha esfera. La carga de los electrones compensaría la carga positiva de la esfera de masa y el átomo sería neutro. Como los electrones apenas tienen masa sería la carga positiva la responsable de la masa atómica. Este modelo permitía explicar los hechos observados en los experimentos con tubos de descarga así como la formación de iones. Modelo atómico de Rutherford Rutherford realiza en 1911 un experimento con el que trataba de demostrar la validad del modelo atómico de Thomson. Consistía en bombardear una lámina fina de oro con partículas alfa, y observó que la mayor parte de las partículas atravesaban dicha lámina sin desviarse, otras se desviaban y en rarísimas ocasiones las partículas rebotaban en la lámina. El modelo de Thomson no permitía explicar este hecho ya que los átomos serían neutros y las partículas no rebotarían. Este experimento permitió a Rutherford plantear un nuevo modelo:

-‐ Dado que la mayoría de las partículas no se desvían el átomo debe estar prácticamente hueco. -‐ Ya que hay partículas que rebotan debe existir un una zona con carga positiva (núcleo). -‐ El modelo tiene estructura de sistema planetario, con un núcleo cargado positivamente y los electrones

orbitando alrededor, en órbitas circulares.

El inconveniente del modelo era que las partículas cargadas que se mueven con aceleración emiten energía en forma de radiación. Por este motivo, los electrones, orbitando al rededor del núcleo, perderían energía, lo cual disminuiría su energía cinética haciendo que la órbita no fuese estable y el electrón caería finalmente sobre el núcleo y el átomo se destruiría. Modelo atómico de Bohr Para resolver los problemas del modelo de Rutherford y para explicar el espectro de hidrógeno Bohr, en 1913, enunció un nuevo modelo atómico, apoyado de la hipótesis de Planck, que sugería que la radiación (energía) no podías ser absorbida o emitida de forma continua, sino solo como múltiplo de una cantidad mínima denominada cuanto de energía. Bohr describió su modelo de acuerdo a tres postulados fundamentales: -‐ En cualquiera de las órbitas descritas por un electrón, éste no emite energía. -‐ A cada órbita le corresponde una energía determinada, mayor cuanto más alejada esté del núcleo. No están

permitidas todas las órbitas. Solo existen aquellas que tengan unos valores de energía determinados y dados por el número cuántico principal n.

-‐ Si un electrón salta de una órbita a otra emite o absorbe una energía en forma de radiación cuya energía será la diferencia de las energías de ambas órbitas.



2. Responde a estas cuestiones:

a) Enuncia el principio de exclusión de Pauli. 0’5ptos b) Define lo que se entiende por “carácter metálico” de un átomo. Y di cuál de los tres átomos A, B y C es el

más metálico, si sus números atómicos son, respectivamente, 10, 12 y 19. 0’5ptos

a) Dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio, o lo que es lo mismo, en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

b) El carácter metálico representa la mayor o menos tendencia de un átomo a perder electrones para adquirir una configuración electrónica más estable. 𝐴 = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! ⟶ 𝐺𝑎𝑠 𝑛𝑜𝑏𝑙𝑒 𝐵 = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! ⟶ 𝐺𝑟𝑢𝑝𝑜 2 𝐶 = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 4𝑠! ⟶ 𝐺𝑟𝑢𝑝𝑜 1: mayor carácter metálico (perdiendo un electrón

adquiere configuración de gas noble)

3. Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos, establece cuáles son posibles o imposibles, y justifica las

respuestas: 0’5ptos ( 5, 3, 4, ½ ) ( 3, 1, -‐1, -‐½ ) ( 4, 3, 3, ½ ) ( 2, 1, -‐1, 0 ) ( 2, -‐1, 0, ½ ) ( 3, 4, 1, -‐½ )

La expresión general de los números cuánticos es de la forma ( n, l, m, s ), cumpliéndose siempre que n toma valores enteros y sucesivos, n = 1, 2, 3, ...; l sólo puede tomar valores desde 0 hasta n – 1; m puede tomar los valores enteros comprendidos entre – l y + l, y s sólo puede tener, para los electrones, los valores + ½ y -‐ ½. Teniendo en esto en cuenta: ( 5, 3, 4, ½ ) No es posible ya que como l = 3, m no puede ser 4. ( 3, 1, -‐1, -‐½ ) Es posible. ( 4, 3, 3, ½ ) Es posible. ( 2, 1, -‐1, 0 ) No es posible ya que s, en el caso de electrones, no puede valer 0. ( 2, -‐1, 0, ½ ) No es posible ya que l no puede tener valores negativos. ( 3, 4, 1, -‐½ ) No es posible ya que l no puede tener un valor superior ni igual a n.

4. Escribe la configuración electrónica de los elementos 𝑍! = 9, 𝑍! = 35, 𝑍! = 47 y 𝑍! = 53. a) Define qué es la electronegatividad. 0’5ptos b) Ordena los elementos anteriores de mayor a menor electronegatividad. 0’5ptos

a) 𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! ⟶ 𝐹

𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 4𝑠! 3𝑑!" 4𝑝! 𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 3𝑑!" 4𝑠! 4𝑝! ⟶ 𝐵𝑟 𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 4𝑠! 3𝑑!" 4𝑝! 5𝑠! 4𝑑! 𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 3𝑑!" 4𝑠! 4𝑝! 4𝑑! 5𝑠! ⟶ 𝐴𝑔 𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 4𝑠! 3𝑑!" 4𝑝! 5𝑠! 4𝑑!" 5𝑝! 𝑍! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 3𝑑!" 4𝑠! 4𝑝! 4𝑑!" 5𝑠! 5𝑝! ⟶ 𝐼 La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí el par de electrones de un enlace.

b) 𝐹 > 𝐵𝑟 > 𝐼 > 𝐴𝑔



5. Tenemos tres átomos neutros cuyas configuraciones electrónicas son:

A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2

a) Indica el grupo y periodo al que pertenece cada elemento. 0’5ptos b) Define volumen atómico. ¿Cuál tendrá mayor volumen? 0’5ptos c) Define energía de ionización. Ordénalos de mayor a menor energía de ionización. 0’5ptos d) Escribe la configuración electrónica de cada átomo una vez ionizado. ¿Qué ión tendrá la segunda energía

de ionización mayor? 0’5ptos

a) 𝐴: Grupo 1 y Periodo 4 ⟶ 𝐾 𝐵: Grupo 15 y Periodo 3 ⟶ 𝑃 𝐶: Grupo 9 y Periodo 4 ⟶ 𝐶𝑜

b) El volumen atómico es el espacio que ocupa un mol de átomos.

El que tendrá mayor volumen será el 𝐾.

c) La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un catión.

𝐾 < 𝐶𝑜 < 𝑃

d) 𝑃! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 𝐾! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 𝐶𝑜! = 1𝑠! 2𝑠! 2𝑝! 3𝑠! 3𝑝! 4𝑠! 3𝑑! Claramente el 𝐾! tendrá la mayor energía de ionización, ya que su configuración electrónica es la del Argón, un gas noble.

Examen - química - 1º bachillerato - 05-03-2012

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