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Colegio Ntra. Sra. de la Fuencisla · Segovia  

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  “carĂĄcter  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    

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  números  cuånticos  iguales.    

b) El   carĂĄcter   metĂĄlico   representa   la   mayor   o   menos   tendencia   de   un   ĂĄtomo   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)      

3. Dados  los  siguientes  conjuntos  de  números  cuånticos,  establece  cuåles  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  cuånticos  es  de  la  forma  (  n,  l,  m,  s  ),  cumpliÊndose  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  )     (  3,  1,  -­�1,  -­�½  )   (  4,  3,  3,  ½  )     (  2,  1,  -­�1,  0  )   (  2,  -­�1,  0,  ½  )   (  3,  4,  1,  -­�½  )    

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.  

 

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    

a)

 

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

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

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

b) đ??š > đ??ľđ?‘&#x; > đ??ź > đ??´đ?‘”   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.  0â&#x20AC;&#x2122;5ptos   b) Define  volumen  atĂłmico.  ¿CuĂĄl  tendrĂĄ  mayor  volumen?  0â&#x20AC;&#x2122;5ptos   c) Define  energĂ­a  de  ionizaciĂłn.  OrdĂŠnalos  de  mayor  a  menor  energĂ­a  de  ionizaciĂłn.  0â&#x20AC;&#x2122;5ptos   d) Escribe  la  configuraciĂłn  electrĂłnica  de  cada  åtomo  una  vez  ionizado.  ¿QuĂŠ  iĂłn  tendrĂĄ  la  segunda  energĂ­a   de  ionizaciĂłn  mayor?  0â&#x20AC;&#x2122;5ptos     a) đ??´:  Grupo  1  y  Periodo  4          â&#x;ś    đ??ž   đ??ľ:  Grupo  15  y  Periodo  3      â&#x;ś    đ?&#x2018;&#x192;   đ??ś:  Grupo  9  y  Periodo  4          â&#x;ś    đ??śđ?&#x2018;&#x153;     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?&#x2018;&#x153; < đ?&#x2018;&#x192;     d) đ?&#x2018;&#x192; !     = 1đ?&#x2018;  !  2đ?&#x2018;  !  2đ?&#x2018;? !  3đ?&#x2018;  !  3đ?&#x2018;? !   đ??ž !     = 1đ?&#x2018;  !  2đ?&#x2018;  !  2đ?&#x2018;? !  3đ?&#x2018;  !  3đ?&#x2018;? !   đ??śđ?&#x2018;&#x153; ! = 1đ?&#x2018;  !  2đ?&#x2018;  !  2đ?&#x2018;? !  3đ?&#x2018;  !  3đ?&#x2018;? !  4đ?&#x2018;  !  3đ?&#x2018;&#x2018; !     Claramente   el  đ??ž !   tendrĂĄ   la   mayor   energĂ­a   de   ionizaciĂłn,   ya   que   su   configuraciĂłn   electrĂłnica   es   la   del   ArgĂłn,  un  gas  noble.  

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