La solución del examen es la siguiente, he procurado siempre utilizar la ' como separador de decimales, para que no se confunda con comas y puntos de escritura. He revisado y parece que siempre lo he hecho así, si alguna vez se me escapa un separador decimal diferente, lo siento.
Por otra parte, la teoría desarrollada en 1º de bachillerato obliga a una pérdida de rigor teórico por el nivel educativo que manejamos, que hace que en ocasiones se simplifiquen los modelos, o que no nos fijemos en los detalles más minuciosos de la química.
De rojo figuran lo enunciados de los ejercicios, los alumnos han dispuesto durante del examen de una tabla periódica con información sobre masas atómicos y número atómico.
1.
Completa la tabla indicando el número de partículas que hay o
el símbolo a utilizar.
Para completar bien la tabla no hay más que tener en
cuenta que Z es el número atómico, y concide con el número de protones. A es el
número másico, que es la suma de protones y de neutrones, por lo que sabiendo Z
y A, restando sabremos el número de neutrones.
Si el átomo es neutro, el número de protones y electrones
serían iguales. Si no fuera así, tendríamos un ion, la diferencia entre
protones y electrones nos daría la carga del ion.
Simbología del átomo o ion: el número abajo a la izquierda
es el Z, superior izquierda es A, y la carga del ion arriba a la derecha.
2. A) Dibuja un átomo según el modelo de Rutherford formado por 6 protones, 7 neutrones y 6 electrones. Deja claro el dibujo, que no dé lugar a errores de interpretación.
B) ¿Qué problemas presenta el modelo de Rutherford para explicar los espectros atómicos?
C) ¿Qué solución al caso B propone Böhr?
El átomo según el modelo de Rutherford tendría un núcleo con los protones y neutrones, y orbitando a su alrededor los electrones. Esta imagen la he obtenido de la simulación PHET:
El modelo de Rutherford implicaría
un átomo inestable porque una partícula cargada como es el caso del electrón,
al girar debería emitir energía. Al perder energía el electrón se acercaría
cada vez más al núcleo hasta caer en él. Cosa que no ocurre.
Por otra parte, es imposible de
justificar la existencia de los espectros atómicos de emisión y de absorción.
Böhr establece que el electrón
cuando está girando alrededor del núcleo, lo hace en unas órbitas estacionarias
en las cuales al moverse no emite energía, tales órbitas deben cumplir que el
momento angular del electrón sea un múltiplo de la constante de Planck:
m·v·r=n·h, siendo m, v y r la masa, velocidad y radio de la órbita del
electrón, y n un número entero mayor que cero.
Por tanto el electrón no puede
girar a cualquier distancia del núcleo, sólo en aquellas que cumplan la
condición anterior. El electrón al saltar de una órbita a otra emite/absorbe energía,
y como el salto está definido entre órbitas bien determinadas por la condición
anterior, los saltos están limitados a una cantidad concreta de energía,
permitiendo explicar los espectros atómicos.
3. De una forma un
tanto informal podemos asociar cada número cuántico a una característica de los
orbitales. Por ello:
a)
Define orbital
atómico.
b)
Indica con
referencia al orbital, qué influencia tiene sobre el orbital el valor de los
números cuánticos n, l, y m.
Un orbital atómico es una región del
espacio alrededor del núcleo atómico donde la probabilidad de que en su
interior albergue un electrón es alta, podemos hablar de un 95%.
Informalmente, el número cuántico “n”
estaría asociado al tamaño del orbital, el número cuántico “l” sobre la forma
del orbital, y el número cuántico “m” sobre la orientación del mismo.
4. A) Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos: Ti, Cu y Br
B)
Escribe la configuración de la capa de valencia de los siguientes átomos, y
predice sus valencias lógicas: Ca, y N.
Para la configuración completa utilizamos la tabla periódica,
y el diagrama de Moller. Debemos tener cuidado con los metales de transición de
la columna del cromo y del cobre, que presentan unas anomalías en su configuración
al completar la subcapa “d”, (o dejarla a medias), por promoción de un electrón
de la subcapa “s”.
Ti(Z=22): 1s22s22p63s23p64s23d2
Cu(Z=29): 1s22s22p63s23p64s13d10
Br(Z=35): 1s22s22p63s23p64s23d104p5
La capa de valencia es deducible según la posición del átomo en la tabla periódica, en el calcio, al estar en el período 4º, (n=4), y en la segunda columna del bloque “s” de la tabla periódica le corresponde:
Ca à 4s2
Las posibles valencias, (tengamos en cuenta que es un metal,
y que estos no ganan electrones en los enlaces de forma habitual), serían las
resultantes de vaciar o llenar las subcapas electrónicas, en este caso +2,
resultado de vaciar la subcapa 4s.
El nitrógeno es el tercer átomo del bloque “p” de la tabla
periódica, y está situado en el segundo período, (n=2). (En estos casos la capa
de valencia es del tipo ns2npx.
N à 2s22p3
Las valencias posibles, (no las reales necesariamente), sería
+3 por vaciar 2p, +5 por vaciar todo, +2 por vaciar 2s, y -3 por el llenado
completo. Además, si consideramos la posibilidad de tener las subcapas medio
llena, podemos añadir la +1 correspondiente a perder un electrón en 2s, y tener
2s y 2p ambas a medias.
5. Describe por medio de diagramas de Lewis el enlace
presente en la unión entre N2.
Es un enlace covalente, al tratarse de la unión entre dos no metales. El nitrógeno tal como hemos visto en el ejercicio anterior tiene 5 electrones en la capa de valencia, y según la teoría de Lewis busca por compartición de pares de electrones tener 8 electrones en su última capa. Si cada símbolo representa un electrón, con cruces para los de un átomo, y puntos para los del otro, si comparten tres pares, tendríamos 8 electrones alrededor de cada átomo, cumpliendo con las condiciones de la Teoría de Lewis:
6. De las siguientes sustancias representadas por su fórmula química: Cl2, HCl, KBr, C(diamante), señala justificadamente
a)
La más dura.
b)
La conductora de
electricidad en algún momento.
c)
La soluble en disolventes
orgánicos.
Lo
primero que debemos hacer es saber el tipo de enlace que hay entre los átomos
de la sustancia representada por la fórmula. Para ello tendremos en cuenta que
si se unen dos no metales entre sí sería un enlace covalente, si son metales
sería un enlace metálico, y si es un metal con un no metal es iónico.
En
el caso de los covalentes debemos distinguir entre polar y no polar, según
tengan diferente o similar electronegatividad.
Cl2
à Covalente apolar
HCl
à Covalente polar
KBr
à Iónico
C(diamante)
à Red covalente [Este caso se da a parte en la teoría]
El
más duro es el correspondiente al diamante, con su red covalente.
Los
conductores en alguna circunstancia sería el KBr, iónico, porque disueltos en
agua o fundidos lo hacen.
Los
que se disuelven “en un disolvente orgánico”, establecidos en clase como
disolventes apolares, sería el Cl2 por ser apolar.
7.
EJERCICIO DE
DISOLUCIONES.
a)
Tenemos una
disolución de NaOH, de densidad 1345 g/litro, con una concentración del 19%.
¿Cuál es su molaridad?
b)
No quiero que la
solución del ejercicio (A) te influya en la solución de (B), por eso te planteo
otro caso. Tenemos 100 ml de una disolución de NaOH 0’25 mol/litro, y la mezclamos
con 250 ml de otra disolución de NaOH pero de concentración 0’50 mol/litro.
¿Cuál es la concentración de la mezcla resultante?
Supongamos
que disponemos de 1 litro de disolución, podemos saber que la masa total de ese
litro de disolución, por medio de la densidad que nos dan, es de 1345 gramos,
de los cuales el 19% es de NaOH:
Masa de NaOH = 0’19·1345
gramos = 255’55 gramos de NaOH
Conocida
la masa de NaOH que hay en un litro de disolución, podemos pasarlo a número de
moles sabiendo que la masa molar del NaOH es 23+16+1=40 gramos/mol
Moles
de NaOH= m/M=255’55gramos/40g/mol=6’39 moles de NaOH
Ahora
podemos calcular la molaridad de la disolución:
[NaOH]=nNaOH/V=6’39
moles/1 litro= 6’39 mol·l-1
Para
hacer el caso (b), que es otro caso
diferente de (a), vamos a mezclar dos disoluciones diferentes de NaOH,
tanto en volumen como en concentración. Debemos saber qué aporta cada una a la
mezcla total, tanto en volumen como en moles de soluto:
Disolución 1ª:
Volumen
= 100 ml = 0’1 litros
Moles
de NaOH = V·[NaOH]=0’1 litros · 0’25 mol·l-1 = 0’025 moles
Disolución 2ª:
Volumen
= 250 ml = 0’25 litros
Moles
de NaOH = V·[NaOH]=0’25 litros · 0’50 mol·l-1 = 0’125 moles
TOTAL:
Volumen
= 100 ml + 250 ml= 350 ml
Moles
de NaOH = 0’025 moles + 0’125 moles = 0’150 moles
[NaOH]
= nnaOH/V = 0’150 moles/0’35 litros = 0’43 mol·l-1
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