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 Sulfito cuproso: Cu2SO3

Trióxido de dinitrógeno: N2O3

Nitrato de bario: Ba(NO3)2

Sulfito ácido de cinc: Zn(HSO3)2

Bromato de estroncio: Sr(BrO3)2

Óxido de cloro (V): Cl2O5

Seleniato cobáltico: Co2(SeO4)3

Cromato ácido mercurioso: HgHCrO4

Hidróxido argéntico: Ag(OH)

Dicromato niqueloso: NiCr2O7

Hidróxido plúmbico: Pb(OH)4

Hidruro de magnesio: MgH2

Ácido sulfhídrico: H2S

Permanganato de aluminio: Al(MnO4)3

Ácido nitroso: HNO2

Fosfito dimanganoso: MnHPO3

Hipoclorito de sodio: NaClO

Yoduro de plata: AgI

Peryodato mercúrico: Hg(IO4)2

Telurito de cinc: ZnTeO3

Hidróxido de rubidio: RbOH

Fosfato monoférrico: Fe(H2PO4)3

Fluoruro plumboso: PbF2

Anhídrido fosfórico: P2O5

Manganito manganoso: MnMnO3

Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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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. Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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 2. Responde  a  estas  cuestiones:  a) Enuncia  el  principio  de  exclusiĂłn  de  Pauli.  0’5ptos  b) Define  lo  que  se  entiende  por  â€œcarĂĄcter  metĂĄlicoâ€?  de  un  åtomo.  Y  di  cuĂĄl  de  los  tres  åtomos  A,  B  y  C  es  el  mĂĄs  metĂĄlico,  si  sus  nĂşmeros  atĂłmicos  son,  respectivamente,  10,  12  y  19.  0’5ptos  Â

a) Dos  electrones  no  pueden  ocupar  el  mismo  espacio,  o  lo  que  es  lo  mismo,  en  un  mismo  åtomo  no  puede  haber  dos  electrones  con  los  cuatro  valores  de  los  nĂşmeros  cuĂĄnticos  iguales.  Â

b) El  carĂĄcter  metĂĄlico  representa  la  mayor  o  menos  tendencia  de  un  åtomo  a  perder  electrones  para  adquirir  una  configuraciĂłn  electrĂłnica  mĂĄs  estable.  đ??´ = 1đ?‘ !  2đ?‘ !  2đ?‘? !                              â&#x;ś   đ??şđ?‘Žđ?‘  đ?‘›đ?‘œđ?‘?đ?‘™đ?‘’          đ??ľ = 1đ?‘ !  2đ?‘ !  2đ?‘? !  3đ?‘ !                      â&#x;ś   đ??şđ?‘&#x;đ?‘˘đ?‘?đ?‘œ  2  đ??ś = 1đ?‘ !  2đ?‘ !  2đ?‘? !  3đ?‘ !  3đ?‘? !  4đ?‘ !      â&#x;ś    đ??şđ?‘&#x;đ?‘˘đ?‘?đ?‘œ  1:  mayor  carĂĄcter  metĂĄlico  (perdiendo  un  electrĂłn     adquiere  configuraciĂłn  de  gas  noble)   Â

3. Dados  los  siguientes  conjuntos  de  nĂşmeros  cuĂĄnticos,  establece  cuĂĄles  son  posibles  o  imposibles,  y  justifica  las  respuestas:  0’5ptos  (  5,  3,  4,  ½  )       (  3,  1,  -­â€?1,  -­â€?½  )       (  4,  3,  3,  ½  )       (  2,  1,  -­â€?1,  0  )       (  2,  -­â€?1,  0,  ½  )       (  3,  4,  1,  -­â€?½  )  Â

La  expresiĂłn  general  de  los  nĂşmeros  cuĂĄnticos  es  de  la  forma  (  n,  l,  m,  s  ),  cumpliĂŠndose  siempre  que  n  toma  valores  enteros  y  sucesivos,  n  =  1,  2,  3,  ...;  l  sĂłlo  puede  tomar  valores  desde  0  hasta  n  â€“  1;  m  puede  tomar  los  valores  enteros  comprendidos  entre  â€“  l  y  +  l,  y  s  sĂłlo  puede  tener,  para  los  electrones,  los  valores  +  ½  y  -­â€?  ½.  Teniendo  en  esto  en  cuenta:  Â

(  5,  3,  4,  ½  )   (  3,  1,  -­â€?1,  -­â€?½  )  (  4,  3,  3,  ½  )   (  2,  1,  -­â€?1,  0  )  (  2,  -­â€?1,  0,  ½  )  (  3,  4,  1,  -­â€?½  )  Â

No  es  posible  ya  que  como  l  =  3,  m  no  puede  ser  4.  Es  posible.  Es  posible.  No  es  posible  ya  que  s,  en  el  caso  de  electrones,  no  puede  valer  0.  No  es  posible  ya  que  l  no  puede  tener  valores  negativos.  No  es  posible  ya  que  l  no  puede  tener  un  valor  superior  ni  igual  a  n. Â

Â

4. Escribe  la  configuraciĂłn  electrĂłnica  de  los  elementos  đ?‘?! = 9,   đ?‘?! = 35,   đ?‘?! = 47  y  đ?‘?! = 53.   a) Define  quĂŠ  es  la  electronegatividad.  0’5ptos  b) Ordena  los  elementos  anteriores  de  mayor  a  menor  electronegatividad.  0’5ptos  Â

a)

Â

đ?‘?! đ?‘?! đ?‘?! đ?‘?! đ?‘?! đ?‘?! đ?‘?!

= 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â â&#x;ś Â đ??š Â = 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â 3đ?‘ ! Â 3đ?‘? ! Â 4đ?‘ ! Â 3đ?‘‘!" Â 4đ?‘? ! Â = 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â 3đ?‘ ! Â 3đ?‘? ! Â 3đ?‘‘!" Â 4đ?‘ ! Â 4đ?‘? ! Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â â&#x;ś Â đ??ľđ?‘&#x; Â = 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â 3đ?‘ ! Â 3đ?‘? ! Â 4đ?‘ ! Â 3đ?‘‘!" Â 4đ?‘? ! Â 5đ?‘ ! Â 4đ?‘‘ ! Â = 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â 3đ?‘ ! Â 3đ?‘? ! Â 3đ?‘‘!" Â 4đ?‘ ! Â 4đ?‘? ! Â 4đ?‘‘ ! Â 5đ?‘ ! Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â Â â&#x;ś Â đ??´đ?‘” Â = 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â 3đ?‘ ! Â 3đ?‘? ! Â 4đ?‘ ! Â 3đ?‘‘!" Â 4đ?‘? ! Â 5đ?‘ ! Â 4đ?‘‘!" Â 5đ?‘? ! Â = 1đ?‘ ! Â 2đ?‘ ! Â 2đ?‘? ! Â 3đ?‘ ! Â 3đ?‘? ! Â 3đ?‘‘!" Â 4đ?‘ ! Â 4đ?‘? ! Â 4đ?‘‘!" Â 5đ?‘ ! Â 5đ?‘? ! Â Â â&#x;ś Â đ??ź Â

La  electronegatividad  es  la  tendencia  que  tiene  un  åtomo  de  atraer  hacia  sĂ­  el  par  de  electrones  de  un  enlace.  Â

b) đ??š > đ??ľđ?‘&#x; > đ??ź > đ??´đ?‘” Â Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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  5. Tenemos  tres  åtomos  neutros  cuyas  configuraciones  electrĂłnicas  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  atĂłmico.  ¿CuĂĄl  tendrĂĄ  mayor  volumen?  0’5ptos  c) Define  energĂ­a  de  ionizaciĂłn.  OrdĂŠnalos  de  mayor  a  menor  energĂ­a  de  ionizaciĂłn.  0’5ptos  d) Escribe  la  configuraciĂłn  electrĂłnica  de  cada  åtomo  una  vez  ionizado.  ¿QuĂŠ  iĂłn  tendrĂĄ  la  segunda  energĂ­a  de  ionizaciĂłn  mayor?  0’5ptos   a) đ??´:  Grupo  1  y  Periodo  4      â&#x;ś   đ??ž  đ??ľ:  Grupo  15  y  Periodo  3    â&#x;ś   đ?‘ƒ  đ??ś:  Grupo  9  y  Periodo  4      â&#x;ś   đ??śđ?‘œ   b) El  volumen  atĂłmico  es  el  espacio  que  ocupa  un  mol  de  åtomos.  El  que  tendrĂĄ  mayor  volumen  serĂĄ  el  đ??ž .   c) La  energĂ­a  de  ionizaciĂłn  es  la  energĂ­a  necesaria  para  arrancar  un  electrĂłn  a  un  åtomo  en  estado  gaseoso  y  convertirlo  en  un  catiĂłn.  đ??ž < đ??śđ?‘œ < đ?‘ƒ   d) đ?‘ƒ !   = 1đ?‘ !  2đ?‘ !  2đ?‘? !  3đ?‘ !  3đ?‘? !  đ??ž !   = 1đ?‘ !  2đ?‘ !  2đ?‘? !  3đ?‘ !  3đ?‘? !  đ??śđ?‘œ ! = 1đ?‘ !  2đ?‘ !  2đ?‘? !  3đ?‘ !  3đ?‘? !  4đ?‘ !  3đ?‘‘ !   Claramente  el  đ??ž !  tendrĂĄ  la  mayor  energĂ­a  de  ionizaciĂłn,  ya  que  su  configuraciĂłn  electrĂłnica  es  la  del  ArgĂłn,  un  gas  noble. Â

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