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La Práctica de la Ciencia

QUÍMICA 2º BACHILLERATO

AJUSTE REDOX EN MEDIO BÁSICO

AJUSTE REDOX EN MEDIO BÁSICO

El próximo miercoles 6 de junio a la hora de química (10:00) tendremos la última clase donde veremos el ajuste de reacciones de transferencia de electrones en medio básico.

De todas formas os un documento general. "Redoxidate"

Un saludo

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PROBLEMAS SELECTIVIDAD REACCIONES OXIDACIÓN - REDUCCIÓN

PROBLEMAS SELECTIVIDAD REACCIONES OXIDACIÓN - REDUCCIÓN

Ya tenéis diponible el documento de problemas de selectividad de reacciones de transferencia de electrones. Para ello pulsar "Oxídate"

PROBLEMAS SELECTIVIDAD QUÍMICA RESUELTOS

PROBLEMAS SELECTIVIDAD QUÍMICA RESUELTOS

Os informo que he introducido un enlace donde encontraréis las resoluciones de los distintos problemas que se han puesto en los últimos años en SELECTIVIDAD.

 

En enlace es: Problemas selectividad química resueltos

 

Suerte a todos y ánimo que esto se acaba ya.

PROBLEMAS SELECTIVIDAD CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

PROBLEMAS SELECTIVIDAD CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Como siempre os dejo los problemas de selectividad de los últimos años de los bloques de CINÉTICA QUÍMICA Y EQULIBRIO QUIMICO. Así que ya sabéis...

"A EQUILIBRARSE"

PROBLEMAS SELECTIVIDAD TERMOQUÍMICA

PROBLEMAS SELECTIVIDAD TERMOQUÍMICA

Hola a todos y todas, en esta ocasión os dejo un enlace para descargaros los problemas de termoquímica de Selectividad que han salido en los últimos años, así como otros ejercicios. TERMOQUÍMICA

PROBLEMAS SELECTIVIDAD QUÍMICA ORGÁNICA

PROBLEMAS SELECTIVIDAD QUÍMICA ORGÁNICA

Os dejo los ejercicios que vamos a hacer sobre el tema en cuestión y los que han salido en los últimos años en selectividad. Para acceder "picha" QUÍMICA ORGÁNICA

PROBLEMAS SELECTIVIDAD ENLACE QUÍMICO

PROBLEMAS SELECTIVIDAD ENLACE QUÍMICO

Como siempre os dejo los problemas que han salido en los ultimos años en las pruebas de selectividad de qímica relacionados con el tema, en este caso, EL ENLACE QUÍMICO

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Apuntes Química Orgánica

Apuntes Química Orgánica

Vamos a seguir los siguientes apuntes para el tema de orgánica, para poder acceder solo teneis que pinchar APUNTES

CRITERIOS DE SELECTIVIDAD QUÍMICA 2011-2012

CRITERIOS DE SELECTIVIDAD QUÍMICA 2011-2012

Aquí teneis los Criterios de Selectividad 2011-2012 de Química

EJERCICIOS Y PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD: MODELOS ATÓMICOS Y SISTEMA PERIÓDICO

EJERCICIOS Y PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD: MODELOS ATÓMICOS Y SISTEMA PERIÓDICO

Aquí tenéis los ejercicios y problemas de los últimos años para el bloque: Átomo y Sistema Periódico.

2.- a) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+(Z=11) y F- (Z = 9).b) Justifique que el ion Na+  tiene menor radio que el ion F-.  c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor.

Examen-1(A)-2002

 

3.- Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19)

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.

b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad.

c) Razone cuál tiene mayor volumen.

Examen-2(B)-2002

 

2.- a) Defina afinidad electrónica.

b) ¿ Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica?

c) ¿ Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo?

Examen-3(A)-2002

 

2.- a) ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica?

b) ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos?

c) Defina el concepto de electronegatividad.

Examen-4(A)-2002

 

2.- Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20.

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.

b) Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen.

c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.

Examen-5(A)-2002

 

2.- Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado:

a) 1s2 2s2 2p4 3s1.

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.

c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2.

Examen-6(B)-2002

 

2.- a) Indique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un

electrón en un átomo: (4,2,0,+1/2); (3,3,2, -1/2); (2,0,1,+1/2); (3,2,-2,-1/2); (2,0,0,-1/2).

b) De las combinaciones de números cuánticos anteriores que sean correctas, indique el

orbital donde se encuentra el electrón.

c) Enumere los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía.

Examen-1(A)-2003

 

2.- Dado el elemento de Z = 19:

a) Escriba su configuración electrónica.

b) Indique a qué grupo y periodo pertenece.

c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón

más externo?

Examen-2(A)-2003

 

2.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia:

1) ns1 2) ns2 np4 3) ns2 np6

a) Indique el grupo al que corresponde cada una de ellas.

b) Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores.

c) Razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de los elementos de esos

grupos.

Examen-4(B)-2003

 

2.- a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento.

b) Justifique por qué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupo de la tabla periódica.

c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénelos de mayor a menor energía de ionización.

Examen-5(A)-2003

 

3.- a) Escriba las configuraciones electrónicas del cloro (Z = 17) y del potasio (Z = 19).  b) ¿Cuáles serán los iones más estables a que darán lugar los átomos anteriores?

c) ¿Cuál de esos iones tendrá menor radio?

Examen-6(B)-2003

 

2.- 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 que caracterizan a esos electrones desapareados.

Examen-1(A)-2004

 

2.-Dados los siguientes grupos de números cuánticos:

A(2,2,1,1/2); B(3,2,0,-1/2);C(4,2,2,0); D(3,1,1,1/2)

a)Razone qué grupos no son válidos para caracterizar un electrón

b)Indique a qué orbitales corresponden los grupos permitidos

Examen -2(A)-2004

 

2.- La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1.

Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento:

a) Pertenece al grupo de los alcalinos.

b) Pertenece al periodo 5 del sistema periódico.

c) Tiene carácter metálico.

Examen-3(A)-2004

 

2.- Dadas las especies: Cl- (Z = 17), K+ (Z = 19) y Ar (Z = 18):

a) Escriba la configuración electrónica de cada una de ellas.

b) Justifique cuál tendrá un radio mayor.

Examen-4(A)-2004

 

2.- Considere la serie de elementos: Li, Na, K, Rb y Cs.

a) Defina Energía de ionización.

b) Indique cómo varía la Energía de Ionización en la serie de los elementos citados.

c) Explique cuál es el factor determinante de esta variación.

Examen-5(A)-2004

 

3.- Los números atómicos de los elementos A, B y C son respectivamente 20, 27 y 34.

a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.

b) Indique qué elemento es el más electronegativo y cuál el de mayor radio.

c) Indique razonadamente cuál o cuáles de los elementos son metales y cuál o cuáles no

metales.

Examen-6(B)-2004

 

 

 2.- a) Escriba la configuración electrónica de los elementos A, B y C, cuyos números atómicos son 33, 35 y 37, respectivamente.

b) Indique el grupo y el periodo al que pertenecen.

c) Razone qué elemento tendrá mayor carácter metálico. 2005-A

 

 

 2.- Indique:

a) Los subniveles de energía, dados por el número cuántico secundario l, que corresponden al nivel cuántico n = 4.

b) A qué tipo de orbitales corresponden los subniveles anteriores.

c) Si existe algún subnivel de n = 5 con energía menor que algún subnivel de n = 4, diga cuál.2005-A

 

2.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas:

ns1; ns2np1; ns2np6

a) Identifique el grupo del sistema periódico al que corresponde cada una de ellas.

b) Para el caso de n = 4, escriba la configuración electrónica completa del elemento de

cada uno de esos grupos y nómbrelo.2005-A

 

2.- a) Indique el número de electrones desapareados que hay en los siguientes átomos:

As (Z = 33) Cl (Z = 17) Ar (Z = 18)

b) Indique los grupos de números cuánticos que corresponderán a esos electrones

desapareados.2005-A

 

 

 2.- a) Razone si para un electrón son posibles las siguientes series de números cuánticos: (0, 0, 0, −1/2); (1, 1, 0, +1/2); (2, 1, −1, +1/2); (3, 2, 1, −1/2).

b) Indique a qué tipo de orbital corresponden los estados anteriores que sean posibles.

c) Indique en cuál de ellos la energía es mayor. 2005-A

 

3.- Dadas las siguientes especies: Ar, Ca2+ y Cl- .

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.

b) Ordénelas, razonando la respuesta, en orden creciente de sus radios.

Números atómicos: Ar = 18; Ca = 20; Cl = 17.2005-B

 

2.- La configuración electrónica del ion X3+ es 1s22s22p63s23p6.

a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?

b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?

c) Razone si posee electrones desapareados el elemento X.2006-A

 

2.- Dadas las configuraciones electrónicas:

A : 1s2 3s1 ; B : 1s22s3 ; C : 1s22s22p63s23p5; D : 1s22s22px22py02pz0

Indique razonadamente:

a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.

b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.

c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.2006-B

 

3.- Razone qué gráfica puede representar:

a) El número de electrones de las especies: Ne, Na+, Mg2+ y Al3+.

b) El radio atómico de los elementos: F, Cl, Br y I.

c) La energía de ionización de: Li, Na, K y Rb.2006-B

 

 

2.- a) Escriba la configuración electrónica de los iones Mg2+ (Z=12) y S2- (Z=16).

b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

c) Justifique cuál de los dos elementos, Mg o S, tendrá mayor energía de ionización.2006-A

 

2.- a) Escriba la configuración electrónica de los iones: Al3+ (Z = 13) y Cl- (Z = 17).

b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

c) Razone cuál de los elementos correspondientes tendrá mayor energía de ionización. 2006-A

 

2.- Dadas las configuraciones electrónicas:

A : ls22s1; B : ls22s3 ; C : ls22s22p63s23p5; D : ls2 2s22px2

2py°2pz° Indique razonadamente:

a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.

b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.

c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.

Examen Junio-2006-(B)

 

2.- Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 2, 11, 17 y 25, respectivamente.

a) Escriba, para cada uno de ellos, la configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados.

b) Justifique qué elemento tiene mayor radio.

c) Entre los elementos B y C, razone cuál tiene mayor energía de ionización.

Examen Septiembre 2006-(A)

 

2.- Dados los conjuntos de números cuánticos: (2,1,2, ½); (3,1,−1, ½); (2,2,1,−½); (3,2,−2, ½)

a) Razone cuáles no son permitidos.

b) Indique en qué tipo de orbital se situaría cada uno de los electrones permitidos. 2007-A

 

2.- Dadas las especies químicas Ne y O2−, razone la veracidad o falsedad de las siguientes

afirmaciones:

a) Ambas especies poseen el mismo número de electrones.

b) Ambas especies poseen el mismo número de protones.

c) El radio del ion óxido es mayor que el del átomo de neón. 2007-B

 

2.- La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2p5.

a) Justifique si se trata de un metal o un no metal.

b) Indique, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización que A.

c) Indique, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización que A. 2007-B

 

2.- La configuración electrónica del ion X3− es 1s22s22p63s23p6.

a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?

b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?

c) Razone si el elemento X posee electrones desapareados. 2007-A

 

2.- Para un átomo de número atómico Z = 50 y número másico A = 126:

a) Indique el número de protones, neutrones y electrones que posee.

b) Escriba su configuración electrónica.

c) Indique el grupo y el periodo al que pertenece el elemento correspondiente. 2007-A

 

3.- El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13,

respectivamente. Indique, razonando la respuesta, cuál de ellos:

a) Corresponde a un gas noble.

b) Es un metal alcalino.

c) Es el más electronegativo. 2007-B

 

2.- Para el ión Cl− (Z=17) del isótopo cuyo número másico es 36:

a) Indique el número de protones, electrones y neutrones.

b) Escriba su configuración electrónica.

c) Indique los valores de los números cuánticos de uno de los electrones externos. 2008-B

 

2.- El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente:

A = 9; B = 16; C = 17; D = 19; E = 20

Razone:

a) ¿Cuál es el más electronegativo?

b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?

c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable? 2008-A

 

2.- a) Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: N3– (Z = 7), Mg2+ (Z = 12),

Cl– (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18).

b) Indique los que son isoelectrónicos.

c) Indique los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos. 2008-A

 

2.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El neón y el O2− tienen la misma configuración electrónica.

b) El neón tiene una energía de ionización menor que la del oxígeno.

c) El neón y el O2− tienen el mismo número de protones. 2008-A

 

3.- Para un elemento de número atómico Z = 20, a partir de su configuración electrónica:

a) Indique el grupo y el periodo al que pertenece y nombre otro elemento del mismo grupo.

b) Justifique la valencia más probable de ese elemento.

c) Indique el valor de los números cuánticos del electrón más externo. 2008-A

 

2.- Para un átomo en su estado fundamental, razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6.

b) En un orbital 2p sólo puede haber 2 electrones.

c) Si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado. 2008-A

 

2.- Considere el elmento cuya configuración electrónica es 1s22s22p63s23p4.

a) ¿ De qué elemento se trata?

b) Justifique el periodo y el grupo del sistema periódico a los que pertenece.

c) ¿Cuál es la configuración de su ion más estable?. 2009-A

 

2.- El ion positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica: M2+:1s22s2p63s2p6d4

a)¿Cuál es el número atómico de M?

b)¿Cuál es la configuración de su ion M3+expresada en función dewl gas noble que la antecede?

c)¿Qué números cuánticos corresponderían a un electrón 3d de este elemento? 2009-A

 

 

2.- La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización(eV) de tres elementos.

 

Li

5,4

75,6

122,5

-----

Na

5,1

47,3

71,9

99,1

K

4,3

31,8

46,1

61,1

a)      ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio?

b)      ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor que la primera?

c)       ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio? 2009-A

 

3.- Conteste las siguientes cuestiones relativas a un átomo con Z=7 y A= 14;

a) Indique el número de protones, neutrones y electrones.

b) Escriba su configuración electrónica e indique el número de electrones desapareados en su estado fundamental.

c) ¿Cuál es el número máximo de electrones para los que n=2, l=0 y m=0? 2009-B

 

2.- Considerando las configuraciones electrónicas de las átomos: A (1s22s22p63s1) y B (1s22s22p66p1), razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) A y B representan elementos distintos.

b) Se necesita energía para pasar de A a B.

c) Se requiere una menor energía papa arrancar un electrón de B que de A. 2009-B

 

2.- a) Justifique, de las siguientes especies: F-,Ar, y Na+, cuáles son isoelectrónicas.

b) Enuncie el principio de Pauli y ponga un ejemplo.

c) Enuncie el principio de Hund y ponga un ejemplo para su aplicación. 2009-A

 

PROBLEMAS SELECTIVIDAD 1º BACHILLERATO

PROBLEMAS SELECTIVIDAD 1º BACHILLERATO

A Continuación os dejo las preguntas de selectividad relativas a los problemas o cuestiones de la materia de 1º de Bachillerato:

Ánimo.

2.- a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?  b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’5 g de este elemento?  c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’5 g de tetracloruro de carbono?

Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35’5.

Examen-1(B)-2002

 

2.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:

a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros.

b) En 17 g NH3 hay 6’023. 1023 moléculas.

c) En 32 g de O2 hay 6’023. 1023 átomos de oxígeno.

Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

Examen-2(B)-2002

 

6.- Dada la siguiente reacción química :

2 AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2 AgCl + ½ O2

Calcule:

a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3.

b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio.

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag = 108.2002-B

 

Examen-3(A)-2002

2.- En 0’5 moles de CO2 , calcule:

a) El número de moléculas de CO2.

b) La masa de CO2.

c) El número total de átomos.

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

Examen-3(B)-2002

 

4.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:

a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.

b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.

c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

Examen-4(A)-2002

 

5.- Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL:

a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?

b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5.

Examen-5(A)-2002

 

2.- En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay:

a) El mismo número de moles.

b) Idéntica masa de ambos.

c) El mismo número de átomos.

Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.

Examen-5(B)-2002

 

5.- El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:

Ni + H2SO4 →  NiSO4 + H2

a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de

ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra.

b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan

20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.

Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58’7

Examen-6(A)-2002

 

5.- a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y

densidad 1’22 g/mL.

b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25

M?

Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16;

Examen-6(B)-2002

 

2.- La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula es

C21H22 N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule:

a) El número de moles de carbono.

b) El número de moléculas de estricnina.

c) El número de átomos de nitrógeno.

Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16.

Examen-1(B)-2003

 

5.- Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule:

a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3.

b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO3

0’05 M.

Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

Examen-2(A)-2003

 

2.- Calcule:

a) La masa, en gramos, de una molécula de agua.

b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.

c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de H2 , que están en condiciones normales

de presión y temperatura.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

Examen-2(B)-2003

 

5.- Al tratar 5 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos en

condiciones normales, según la ecuación:

PbS + H2SO4  →   PbSO4 + H2S

Calcule:

a) La riqueza de la galena en PbS.

b) El volumen de ácido sulfúrico 0’5 M gastado en esa reacción.

Masas atómicas: Pb = 207; S = 32.

Examen-3(A)-2003

 

5.- Dada una disolución acuosa de HCl 0’2 M, calcule:

a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución.

b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0’2 M, para que la disolución pase a ser 0’01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

Examen-4(B)-2003

 

4.- Calcule el número de átomos que hay en:

a) 44 g de CO2 .

b) 50 L de gas He, medidos en condiciones normales.

c) 0’5 moles de O2 .

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

Examen-5(A)-2003

 

2.- Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente. Indique,

razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H2.

b) La masa de un átomo de helio es 4 gramos.

c) En un gramo de hidrógeno hay 6’023·1023 átomos.

Examen-6(B)-2003

 

5.- Se toman 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico concentrado del 92 % de riqueza en peso y de densidad 1’80 g/mL y se diluye con agua hasta 100 mL. Calcule:

a) La molaridad de la disolución concentrada.

b) La molaridad de la disolución diluida.

Masas atómicas: S = 32; H = 1; O = 16.

Examen-2(A)-2004

 

5.- Dada la reacción de descomposición del clorato de potasio:

2 KClO3  →  2 KCl + 3 O2

calcule:

a) La cantidad de clorato de potasio, del 98’5 % de pureza, necesario para obtener 12 L de oxígeno, en condiciones normales.

b) La cantidad de cloruro de potasio que se obtiene en el apartado anterior.

Masas atómicas: Cl = 35’5; K = 39; O = 16.

Examen-2(B)-2004

 

4.- Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule:

a) El número de moles de butano.

b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno.

Masas atómicas: C = 12; H = 1.

Examen-3(A)-2004

 

5.- a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico del 36 % de riqueza en peso y densidad

1’19 g/mL necesario para preparar 1 L de disolución 0’3 M.

b) Se toman 50 mL de la disolución 0’3 M y se diluyen con agua hasta 250 mL. Calcule la molaridad de la disolución resultante.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

Examen-4(B)-2004

 

6.- Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según:

CaCO3 + 2 HCl  → CaCl2 + CO2 + H2O

Calcule:

a) Los gramos de cloruro de calcio obtenidos.

b) El volumen de CO2 medido a 17 ºC y a 740 mm de Hg.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35’5; Ca = 40.

Examen-5(A)-2004

 

2.- En 10 g de Fe2(SO4)3:

a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal?

b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato?

c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?

Masas atómicas: Fe = 56 ; S = 32 ; O = 16.

Examen-5(B)-2004

 

2.- Calcule:

a) La masa de un átomo de potasio.

b) El número de átomos de fósforo que hay en 2 g de este elemento.

c) El número de moléculas que hay en 2 g de BCl3.

Masas atómicas: K = 39; P = 31; B = 11; Cl = 35’5.

Examen-6(B)-2004

 

 

 6.- El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción: Zn + H2SO4→ZnSO4+H2

Calcule:

a) La cantidad de ZnSO4 obtenido a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H2SO4 2 molar.

b) El volumen de H2 desprendido, medido a 25 ºC y a 1 atm, cuando reaccionan 20 g de Zn con H2SO4 en exceso.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Zn = 65’4; O = 16; S = 32; H= 1. 2005-A

 

2.- a) ¿Cuál es la masa de un átomo de calcio?

b) ¿Cuántos átomos de boro hay en 0’5 g de este elemento?

c) ¿Cuántas moléculas hay en 0’5 g de BCl3?

Masas atómicas: Ca = 40; B = 11; Cl = 35’5.2005-B

 

 

 5.- Calcule:

a) La molaridad de una disolución acuosa de ácido clorhídrico del 25 % en peso y densidad 0’91 g/mL.

b) El volumen de la disolución del apartado anterior que es necesario tomar para preparar 1’5 L de disolución 0’1 M.

Masas atómicas: Cl = 35’5; H = 1.2005-A

 

5.- La tostación de la pirita se produce según la reacción:

4 FeS2+ 11 O2 →2 Fe2O3 + 8 SO2

Calcule:

a) La cantidad de Fe2O3 que se obtiene al tratar 500 kg de pirita de un 92 % de riqueza en FeS2, con exceso de oxígeno.

b) El volumen de oxígeno, medido a 20 ºC y 720 mm de Hg, necesario para tostar los 500 kg de pirita del 92 % de riqueza.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Fe = 56; S = 32; O = 16. 2005-B

 

4.- Calcule el número de átomos contenidos en:

a) 10 g de agua.

b) 0’2 moles de C4H10 .

c) 10 L de oxígeno en condiciones normales.

Masas atómicas: H = 1; O = 16. 2005-A

 

5.- El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción:

Cu + HNO3 ⎯⎯→ Cu (NO)2 + NO + H2O

a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.

b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm

de Hg y 40 ºC.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masa atómica: Cu = 63’5.2005-A

 

6.- Dada la siguiente reacción redox: KI + H2SO4 ⎯⎯→ K2SO4 + I2 + H2S + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.

b) Calcule los moles de I2 que se obtienen cuando 1 L de una disolución 2 M de KI se

ponen a reaccionar con 2 L de una disolución 0’5 M de H2SO4.2005-B

 

2.- Para 2 moles de SO2 , calcule:

a) El número de moléculas.

b) El volumen que ocupan, en condiciones normales.

c) El número total de átomos. 2005-B

 

5.- Una disolución acuosa de H3PO4, a 20 ºC, contiene 200 g/L del citado ácido. Su densidad a esa temperatura es 1’15 g/mL.

Calcule:

a) La concentración en tanto por ciento en peso.

b) La molaridad.

Masas atómicas: H = 1; O = 16; P = 31.2006-B

 

5.- Dada la siguiente reacción redox: Cu + HNO3 ⎯⎯→ Cu(NO)2 + NO + H2O

a) Ajústela por el método del ion-electrón.

b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene cuando

reaccionan 7’5 g de Cu con 1 litro de disolución 0’2 M de HNO3.

Masa atómica: Cu = 63’5.2006-A

 

2.- En una bombona de gas propano que contiene 10 kg de este gas:

a) ¿Cuántos moles de ese compuesto hay?

b) ¿Cuántos átomos de carbono hay?

c) ¿Cuál es la masa de una molécula de propano?

Masas atómicas: C = 12; H = 1. 2006-B

 

6.- Reaccionan 230 g de carbonato de calcio del 87 % en peso de riqueza con 178 g de cloro según: CaCO3 (s) + 2 Cl2 (g) ⎯⎯→ Cl2O (g) + CaCl2 (s) + CO2 (g)

Los gases formados se recogen en un recipiente de 20 L a 10 ºC. En estas condiciones, la presión parcial del Cl2O es 1’16 atmósferas. Calcule:

a) El rendimiento de la reacción.

b) La molaridad de la disolución de CaCl2 que se obtiene cuando a todo el cloruro de

calcio producido se añade agua hasta un volumen de 800 mL.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35’5; Ca = 40.2006-A

 

2.- En 20 g de Ni2(CO3)3:

a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal?

b) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?

c) ¿Cuántos moles hay de iones carbonato?

Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ni = 58’7.2006-B

 

5.- El ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario según la reacción:

H2SO4 (ac)+BaCl2(ac) → BaSO4(s) + 2 HCl(ac)

Calcule:

a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1 ‘84 g/mL y 96 % en peso de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21 ‘6 g de cloruro de bario.

b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.

Masas atómicas: H = 1; S = 32; O = 16; Ba = 137,4; Cl = 35,5.

Examen Junio 2006-(A)

 

5.- Una disolución de ácido acético tiene un 10 % en peso de riqueza y una densidad de 1 ’05 g/mL.

Calcule:

a) La molaridad de la disolución.

b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada.

Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

Examen Junio 2006-(B)

 

4.- Para un mol de agua, justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22’4 litros.

b) Contiene 6’02-1023 moléculas de agua.

c) El número de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno.

Examen Septiembre 2006-(A)

 

4.- Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo lo llenamos con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razone cada una de las siguientes afirmaciones:

a)El recipiente contenía el mismo número de moléculas de oxígeno que de amoniaco.

b)La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos.

c)En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos.

Examen-Junio-2007-(A)

 

5.- A temperatura ambiente, la densidad de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso es 1,17 g/mL. Calcule:

Su molaridad.

El volumen de disolución necesario para neutralizar 100 mL de disolución 2,5 M de KOH.

Masas atómicas: S = 32; O = 16; H = 1.Examen-Junio-2007-(B)

 

2.- Razone:

a) ¿Qué volumen es mayor el de un mol de nitrógeno o el de un mol de oxígeno, ambos

medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura?

b) ¿Qué masa es mayor la de un mol de nitrógeno o la de uno de oxígeno?

c) ¿Dónde hay más moléculas, en un mol de nitrógeno o en uno de oxígeno?

Masas atómicas: N = 14; O = 16. Examen 2007-B

 

5.- Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de disolución de HCl 6 M. Cuando finalice la

reacción y cese el desprendimiento de hidrógeno:

a) Calcule la cantidad del reactivo que queda en exceso.

b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y 760 mm Hg se habrá desprendido?

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Zn = 65’4; Cl = 35’5; H = 1. 2007-A

 

5.- Se disuelven 30 g de hidróxido de potasio en la cantidad de agua necesaria para preparar250 mL de disolución.

a) Calcule su molaridad.

b) Se diluyen 250 mL de esa disolución hasta un volumen doble. Calcule el número de

iones potasio que habrá en 50 mL de la disolución resultante.

Masas atómicas: K = 39; H = 1; O = 16. 2007-B

 

4.- Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo lo llenamos con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razone cada una de las siguientes afirmaciones:

a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de oxígeno que de amoniaco.

b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos.

c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos. 2007-A

 

5.- A temperatura ambiente, la densidad de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso es 1’17 g/mL. Calcule:

a) Su molaridad.

b) El volumen de disolución necesario para neutralizar 100 mL de disolución 2’5 M de

KOH.

Masas atómicas: S = 32; O = 16; H = 1. 2007-B

2.- En tres recipientes de la misma capacidad, indeformables y a la misma temperatura, se

introducen respectivamente 10 g de hidrógeno, 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno, los tres

en forma molecular y en estado gaseoso. Justifique en cuál de los tres:

a) Hay mayor número de moléculas.

b) Es menor la presión.

c) Hay mayor número de átomos.

Masas atómicas: N = 14; H = 1; O = 16. 2007-B

 

6.- En el lanzamiento de naves espaciales se emplea como combustible hidracina, N2H4, como comburente peróxido de hidrógeno, H2H4. Estos dos reactivos arden por simple

contacto según: N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(g)

Los tanques de una nave llevan 15000 kg de hidracina y 20000 kg de peróxido de

hidrógeno.

a) ¿Sobrará algún reactivo? En caso de respuesta afirmativa, ¿en qué cantidad?

b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtendrá en condiciones normales de presión y

temperatura?

Masas atómicas: N = 14; O =16; H = 1. 2007-A

 

2.- a) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 200 L de oxígeno molecular en condiciones

normales de presión y temperatura?

b) Una persona bebe al día 2 L de agua. Si suponemos que la densidad del agua es 1 g/mL

¿Cuántos átomos de hidrógeno incorpora a su organismo mediante esta vía?

Masas atómicas: H = 1; O =16. 2007-B

 

6.- a) Calcule la masa de NaOH sólido del 80% de riqueza en peso, necesaria para preparar 250 mL de disolución 0’025 M y determine su pH.

b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de una

disolución de ácido sulfúrico 0’005 M?

Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1. 2007-A

 

2.- Si consideramos los compuestos C6H6 y C2H2 , razone de las siguientes afirmaciones cuáles son ciertas y cuáles falsas:

a) Los dos tienen la misma fórmula empírica.

b) Los dos tienen la misma fórmula molecular.

c) Los dos tienen la misma composición centesimal. 2007-B

 

5.- El carbonato de calcio reacciona con ácido sulfúrico según:   

H2SO4+ CaCO3→CaSO4+ CO2 + H2O

a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1’84 g/mL y 96 % de riqueza en peso será necesario para que reaccionen por completo 10 g de CaCO3?

b) ¿Qué cantidad de CaCO3 del 80 % de riqueza en peso será necesaria para obtener 20 L de CO2 ,medidos en condiciones normales?

Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1; S = 32; Ca = 40. 2008-A

 

5.- Una disolución acuosa de ácido clorhídrico de densidad 1’19 g/mL contiene un 37 % en peso de HCl.

Calcule:

a) La fracción molar de HCl.

b) El volumen de dicha disolución necesario para neutralizar 600 mL de una disolución 0’12 M de hidróxido de sodio.

Masas atómicas: Cl = 35’5; O = 16; H = 1.2008-B

 

4.- Se tienen 8’5 g de amoniaco y se eliminan 1’5 · 1023 moléculas.

a) ¿Cuántas moléculas de amoniaco quedan?

b) ¿Cuántos gramos de amoniaco quedan?

c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?

Masas atómicas: N = 14; H = 1.2008-A

 

5.- Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24% de riqueza en peso y densidad 1’17 g/mL, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 100 mL. Calcule:

a) El pH de la disolución diluida.

b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL de disolución de KOH de densidad 1’05 g/mL y 15 % de riqueza en peso.

Masas atómicas: K = 39; S = 32; O = 16; H = 1.2008-B

 

2.- Un recipiente de 1 litro de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27 ºC y 0’1 atmósferas.

Calcule:

a) La masa de amoniaco presente.

b) El número de moléculas de amoniaco en el recipiente.

c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene.

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: N = 14; H = 1. 2008-B

 

 

5.- Una disolución acuosa de alcohol etílico (C2H5OH), tiene una riqueza del 95 % y una densidad de 0’90 g/mL.

Calcule:

a) La molaridad de esa disolución.

b) Las fracciones molares de cada componente.

Masas atómicas: C = 12; O = 16; H =1. 2008-B

 

6.- El clorato de potasio se descompone a alta temperatura para dar cloruro de potasio y oxígeno molecular.

a) Escriba y ajuste la reacción. ¿Qué cantidad de clorato de potasio puro debe descomponerse para obtener 5 L de oxígeno medidos a 20ºC y 2 atmósferas?

b) ¿Qué cantidad de cloruro de potasio se obtendrá al descomponer 60 g de clorato de potasio del 83 % de riqueza?

Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Cl = 35’5; K = 39; O = 16.2008-A

 

2.- Se tienen dos recipientes de vidrio cerrados de la misma capacidad, uno de ellos contiene hidrógeno y

el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Justifique:

a) ¿Cuál de ellos contiene mayor número de moles?

b) ¿Cuál de ellos contiene mayor número de moléculas?

c) ¿Cuál de los recipientes contiene mayor masa de gas? 2008-B

 

2.- La fórmula del tetraetilplomo, conocido antidetonante para gasolinas, es Pb(C2H5)4. Calcule:

a) El número de moléculas que hay en 12’94 g.

b) El número de moles de Pb(C2H5)4 que pueden obtenerse con 1’00 g de plomo.

c) La masa, en gramos, de un átomo de plomo.

Masas atómicas: Pb = 207; C = 12; H = 1. 2008-B

 

2.- En 0’6 moles de clorobenceno (C6H5Cl):

a) ¿Cuántas moléculas hay?

b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno?

c) ¿Cuántos moles de átomos de carbono? 2008-B

 

6.- Si 12 g de un mineral que contiene un 60% de cinc se hacen reaccionar con una disolución de ácido sulfúrico del 96% en masa y densidad 1,82 g/mL, según:

Zn + H2SO4→ZnSO4+ H2

Calcule:

a)Los gramos de sulfato de cinc que se obtienen.

b)El volumen de ácido sulfúrico que se ha necesitado

Masas atómicas: ==16; H=1;S=32;Zn=65 2009-A

 

2.- Calcule el número de átomos que hay en las siguientes cantidades de sustancia:

a) En 0,3 moles de SO2

b) En 14 g de nitrógeno molecular.

c) En 67,2 L de gas helio en condiciones normales.

Masas atómicas: N=14 2009-B

 

2.- Un cilindro contiene 0,13 g de etano, calcule:

a) El número de moles de etano

b) El número de moléculas de etano

c) El número de átomos de carbono

Masas atómicas: C=12;H=1 2009-B

 

4.- a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa (C12H22O11)?

b) Determine la masa en kg de 2,6.1020 moléculas de NO2

c) Indique el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de NH4NO3

Masas atómicas: O=16; N=14; H=1 2009-A

 

5.- El ácido nítrico concentrado reacciona con mercurio elemental en presencia de ácido clorhídrico produciendo cloruro de mercurio (II), monóxido de nitrógeno y agua

a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por elmétodo del ion-electrón

b) Calcule el volumen de ácido nítrico 2M que se debe emplear para oxidar completamente 3 g de mercurio elemental

Masa atómica: Hg=200,6

 

2.- Calcule:

a) El número de moléculas contenidas en un litro de metanol ( densidad 0,8 g/mL)

b) La masa de alumnio que contiene el mismo número de átomos que existen en 19,07 g de cobre. Masas atómicas: Al=27;Cu=63,5;C=12;O=16;H=1 2009-B

 

5.- Sebiendo que la reacción: FeS2 + O2 → Fe2O3+ SO2 es del 75%; a partir de 360 g de disulfuro de hierro, calcule:

a) La cantidad de óxido de hierro (III) producido.

b) El volumen de SO2, medido en condiciones normales, que se obtendrá

Masas atómicas: Fe=56;S=32;O=16 2009-A

 

5.- Una disolución acuosa de HNO3 15M tiene una densidad de 1,40 g/mL.Calcule:

a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3

b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 1 L de disolución de HNO3 0,5M. Masas atómicas: N=14;==16;H=1 2009-B

 

2.- Razone si en dos recipientes de la misma capacidad que contiene uno hidrógeno y otro oxígeno, amos en las mismas condiciones de presión y temperatura, existe:

a) El mismo número de moles.

b) Igual número de átomos

c) La misma masa. 2009-B

 

5.- Se prepara 1 L de disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,5M a partir de uno comercial de riqueza 35% en peso y 1,15 g/mL de densidad.Calcule:

a) El volumen de ácido concentrado necesario para preparar dicha disolución.

b) El volumen de agua que hay que añadir a 20 mL de HCl 0,5M, para que la disolución pase a ser 0,01M. Suponga que los volúmenes son aditivos.

Masas atómicas: H=1;Cl=35,5

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MODELOS ATÓMICOS

 

De qué están formadas las cosas? 

Todos nos hemos preguntado esta cuestión alguna vez, y hemos dicho, pues de moléculas, atomos..., pero... ¿Por qué no los vemos? pues pincha AQUI y lo verás.

Esta pregunta fue hecha por los científicos desde el siglo V a. C. Uno de los primeros que intentaron  responderla fue el filósofo griego Demócrito, quien dijo que la materia estaba formada por partículas indivisibles muy pequeñas a las que llamó átomos (sin división). 
En 1808,  John Dalton, científico y profesor inglés, formuló una definición precisa acerca de la estructura de la materia. Esta primera teoría marca el inicio de la era moderna de la química. Sus ideas se pueden expresar del siguiente modo:

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos de todos los demás elementos.
2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un entero o una fracción simple.
3. Una reacción química implica sólo una separación, combinación o reordenamiento de átomos; éstos no se crean ni se destruyen.

Para visualizar esta teoría pulsa "Teoría tómica de dalton" y de forma genérica "Modelos atómicos"

Con esta teoría, Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos; sin embargo, logró visualizar que, por ejemplo, las propiedades diferentes de los elementos hidrógeno y oxígeno se pueden explicar suponiendo que ambos átomos no son iguales. Por otra parte, intentó explicar cómo se unen estos elementos para formar un compuesto, señalando que se requiere un número correcto de átomos. Por ejemplo en la molécula de agua, H2O, se requieren dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

Ejercicio:
Clasifica en elementos, compuestos y mezclas: cloruro de sodio (NaCl); sacarosa o azúcar común; plata; agua azucarada; óxido de mercurio (II) (HgO); cobre; aire; y nitrato de potasio (KNO3).

Estructura del átomo

Luego de la formulación de la teoría de Dalton, a partir de 1850 comenzó una serie de investigaciones para determinar qué hay dentro de estas partículas indivisibles que conforman la materia. Las investigaciones dieron lugar al descubrimiento de tres partículas subatómicas: el electrón, el protón y el neutrón.

Electrones

Joseph Thompson realizó un experimento que le permitió descubrir pequeñas partículas con carga negativa a las que llamó electrones. Este experimento se realiza en un equipo de descarga eléctrica que consiste en una placa con carga positiva llamada ánodo, que atrae partículas con carga negativa (o electrones) emitidas por el cátodo (placa con carga negativa). El haz de electrones forma lo que los primeros investigadores llamaron rayo catódico. Este rayo viaja hasta incidir en la superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material fluorescente, como sulfuro de zinc, de manera que se observa una intensa fluorescencia o emisión de luz cuando la superficie es bombardeada por los electrones. Para conocer la carga de los rayos catódicos, a este sistema se le agregó un imán para ver si estas partículas eran o no desviadas por el campo magnético del imán. Se observó que en presencia de este campo las partículas eran desviadas de su trayectoria; sin embargo, en ausencia del campo magnético las partículas siguen una trayectoria rectilínea hasta chocar con la superficie recubierta con material fluorescente.

Esquema de un tubo de rayos catódicos de Thompson

Figura 1: Esquema de un tubo de rayos catódicos de Thompson

Esto dió lugar al "Modelo atómico de Thompson", pinchalo para comprenderlo mejor. También puedes comprenderlo con "Modelo Atómicos" y verlo de forma animada

Lo anterior permitió establecer que la carga de los rayos catódicos o electrones es negativa e igual a -1.6 x 10-19C y su masa igual a 9.09 x 10-28 g.
A partir de este experimento Thompson imaginó el átomo como una esfera sólida con cargas positivas a la cual se insertan electrones en la superficie. De modo que cuando se aplica la suficiente energía, dichos electrones salen del átomo como rayos catódicos. Esto caracteriza al átomo como eléctricamente neutro.

Modelo atómico de Thompson

Figura 2: Modelo atómico de Thompson

Protones

En 1910, Ernest Rutherford (quién estudió bajo la dirección de Thompson) decidió usar partículas a (o núcleos de helio) para probar la estructura de los átomos. Las partículas a son más grandes y pesadas que los electrones y tienen un equivalente a dos cargas positivas.
Rutherford efectuó una serie de experimentos en los cuales se utilizaron hojas delgadas de oro y otros metales como blancos de partículas a emitidas por una fuente radiactiva. Como resultado de estas pruebas observó tres trayectorias:

1. La mayoría de las partículas penetraba la hoja sin desviarse o con ligera desviación.
2. Algunas partículas a se desviaban atravesando la lámina.
3. Pocas partículas chocaban con la lámina regresando hacia su fuente de emisión.

Con esto, Rutherford dejó a un lado el modelo atómico planteado por Thompson para plantear uno nuevo "Modelo Atómico de Rutherfor". Según el "Modelo de Rutherford", la mayor parte de un átomo debe ser espacio vacío (para que las partículas alfa pasen a través de la lámina sin desviar su trayectoria). Las cargas positivas del átomo se encuentran todas concentradas en un punto central llamado núcleo, de modo que cuando las partículas a se acercan al núcleo son fuertemente desviadas por repulsión electroestática. Por último, si una partícula a viaja directamente hacia el núcleo experimenta una repulsión que invierte por completo el sentido de su movimiento y la hace regresar hasta su fuente de emisión.
A las partículas positivas que están dentro del núcleo se les llamó protones y tienen la misma cantidad de carga que un electrón, pero positiva. Más adelante se determinó que la masa de un protón es 1.672 x 10-24 g.

Trayectoria de partículas alfa al atravesar una lámina de oro

Figura 3: Trayectoria de partículas alfa (a) al atravesar una lámina de oro

Resumiendo, los científicos de la época percibían que la estructura del átomo consiste en un núcleo donde se concentra la mayor parte de la masa total del átomo, pero que ocupa un pequeño volumen de éste. Los átomos son eléctricamente neutros y concentran la carga positiva en el núcleo, mientras que las cargas negativas se encuentran alrededor de éste.

Neutrones 
El siguiente problema referente a la estructura atómica se origina al comparar los dos átomos más pequeños que existen: el hidrógeno y helio. El hidrógeno tiene sólo un protón, mientras que el helio tiene dos protones. Por tanto, la relación de masas entre ambos debería ser 2:1; sin embargo, la relación es 4:1. Debido a esto, se supuso que en el interior del núcleo existía una tercera partícula, sin carga (para mantener la electroneutralidad del átomo). A esta partícula se le llamó neutrón, y su descubrimiento se le atribuye al científico James Chadwick. La masa de estas partículas es ligeramente mayor que la masa de los protones: 1.674 x 10-24 g.
Al modelo atómico que planteó Rutherford se le llamó modelo planetario del átomo, ya que propuso que los electrones giran en torno al núcleo en órbitas definidas, tal como lo hacen los planetas en torno al Sol.

Modelo Atómico de Borh

Borh se basó en el átomo de hidrógrno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de  Max Plank y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

  Postulados de Bohr

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:1

 Primer postulado

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.

La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica un carga en movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en módulo en toda la órbita. Esto nos da la siguiente expresión:

 k{Ze^2 over r^2} = {m_ev^2 over r}

Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, me es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:

r=k{Ze^2 over mv^2}

Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial:

E=T+V={1 over 2}mv^2-k{Ze^2 over r}=-{1 over 2}{kZe^2 over r}

Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.

 Segundo postulado

No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero de hbar={h over 2pi}. Esta condición matemáticamente se escribe:

L=m  v  r=n  hbar

con  n=1,2,3,dots

A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos eliminar v y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:

r_n={n^2hbar^2 over km_eZe^2}

con  n=1,2,3,dots; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer postulado.

Ahora, dándole valores a n, número cuántico principal, obtenemos los radios de las órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:

a_0={hbar^2 over k m_e e^2}=0.52

expresando el resultado en ångström.

Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos rn en la expresión para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel permitido:

E_n=-{1 over 2}{k^2mZ^2e^4 over n^2hbar^2}

Igual que antes, para el átomo de Hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1), obtenemos:

E_0=-{1 over 2}{k^2m e^4 over hbar^2}=-13.6(eV)

que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno.

Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:

E_n={Z^2over n^2}E_0

 Tercer postulado

El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

E_{gamma}=h nu=E_{n_i} - E_{n_f}

donde ni identifica la órbita inicial y nf la final, y ν es la frecuencia.

Entonces las frecuecias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:

nu = {k^2 m_e Z^2 e^4 over 2 h hbar^2} left({1 over n_f^2}-{1 over n_i^2}right)

A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:

overline{nu} = {1 over lambda} = {k^2 m_e Z^2 e^4 over 2 h c hbar^2} left({1 over n_f^2}-{1 over n_i^2}right)

Ésta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la formula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno, que venían dadas por:

overline{nu} = {1 over lambda} = R_H left({1 over 2^2}-{1 over n^2}right)

con n=3,4,5,dots, y donde RH es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y como vemos, la expresión teórica para el caso nf = 2, es la expresión predicha por Balmer, y el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg (1.097107m − 1), coincide con el valor de la formula teórica.


Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck E  =  h nu consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.

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