Actividades de repaso

ESTRUCTURA ATÓMICA

 

 

 

1.       Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 31, 20 y 35, respectivamente.

 

a)       Escribe la configuración electrónica de cada uno. b) ¿Cuál será el ión más establede cada uno? c) Indica el grupo y el período en el que se encuentran. d) Ordénalos de menor a mayor energía de ionización.

 

 

2.       a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de calcio? b) ¿Cuántos átomos de Boro hay en 1’5 g de este elemento?

 

c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’25 g de tetrahidruro de silicio? Masas atómicas: Si = 28; Ca = 40; B = 10; H = 1 ; 1 uma = 1,66·10-27 kg

 

 

 

3.       Explica, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones:

 

a)       El cloruro de sodio es soluble en agua.

 

b)      La plata es conductor de la electricidad.

 

c)       El metano tiene bajo punto de fusión.

 

d)      El punto de fusión del dióxido de silicio es muy elevado.

 

 

 

4.       Halla la longitud de onda asociada a la raya del espectro correspondiente a la transición entre el nivel n = 2 y n = 4 del átomo de hidrógeno. Calcula también la frecuencia y la energía de la onda. Datos:R=1,097·107 m–1; c=3·108 ms–1; h=6,63·1034 Js

 

 

 

5.       Explica:

 

La diferencia entre un  espectro atómico de absorción y otro de emisión.

 

Qué son y como varían: la afinidad electrónica y el radio atómico en la tabla periódica.

 

Por qué la masa atómica de los elementos químicos no coincide con sus números másicos.

 

 

 

6.       Escribe los cuatro números cuánticos correspondientes al último electrón colocado de un átomo cuya configuración electrónica es la siguiente:            1s22s22p63s23p64s2

 

Indica su número de protones, neutrones y electrones sabiendo que A=40.

 

Razona si son posibles los siguientes grupos de números cuánticos (n,l,m): (3,-1,-1),  (4,4,2),

 

(2,1,0), (3,0,0) e indica a qué subnivel  corresponden aquellos que sean permitidos.

 

 

 

7.       Escribe la configuración electrónica de los elementos X, Y y Z cuyos números atómicos son respectivamente:  19, 33  y 35 e indica razonadamente:

 

Grupo y periodo en el que se encuentran.

 

¿Cuál será el ión más estable de cada uno?

 

Ordénalos de mayor a menor radio atómico y afinidad electrónica.

 

 

 

8.       Un átomo emite fotones de luz amarilla de longitud de onda 570nm. Calcula la diferencia energética entre los niveles atómicos que produjeron dicha radiación. Expresa el resultado en eV.

 

Datos: Constante de Planck: h=6,62·10-34Js   ,   1eV=1,602·10-19J

 

 

 

9.       Calcula:

 

La masa de un átomo de cloro en gramos.

 

Masa en gramos de cloro que hay en 3,02·10-23 átomos de dicho elemento.

 

Masas atómicas:   Cl=35,5   1 uma=1,66·10-27kg.

 

 

 

10.    Un electrón del átomo de hidrógeno salta desde un estado excitado a un nivel de energía inferior emitiendo un fotón de longitud de onda 5,85·10-7m. Calcula:

 

La energía correspondiente a dicho salto.

 

Si el nivel superior de dicha transición o salto es n=4, ¿Cuál es el número cuántico del nivel inferior?

DATOS: Constante de Rydberg: R=1,097·107 m-1, Constante de Plank: h=6,62·10-34Js.

 

LEYES Y CONCEPTOS BÁSICOS DE LA QUÍMICA

 

 

 

1.       El oxigeno y el carbono forman dos compuestos diferentes. El primero tiene 42.9% de C y el otro 27.3 %de C. Comprueba que se cumple la ley de las proporciones múltiples. Las masas atómicas del carbono y del oxígeno son, respectivamente, 12 y 16 uma.

 

 

 

2.       Tenemos 250 ml de dióxido de carbono en condiciones normales. a) ¿Qué volumen ocupará a 30ºC y 700 mm Hg?

 

b) ¿Cuántos átomos de oxígeno habrá en el recipiente? Las masas atómicas del carbono y oxígeno son, respectivamente, 12; 16 uma.

 

3.       Una mezcla de dos gases formada por 14 g de nitrógeno gaseoso y 32 g de oxígeno gaseoso, está a la temperatura de 52 ºC en un recipiente de 40 l. Halla la presión de la mezcla y la presión de cada gas. Las masas atómicas del nitrógeno y del oxígeno son, respectivamente, 14 y 16 uma.

 

 

 

4.       Determina la composición centesimal de la urea, CO(NH2)2. Las masas atómicas del carbono, oxígeno, nitrógeno e hidrógeno son, respectivamente, 12; 16, 14 y 1 uma.

 

 

 

5.       En la reacción de obtención de agua en estado gaseoso a partir de oxígeno e hidrógeno, también gaseosos, la reacción total de 50 cm3  de oxígeno necesita de 100 cm3  de hidrógeno y se obtienen

 

100 cm3 de amoníaco. Calcula la cantidad de oxígeno y de hidrógeno que se necesitará para obtener

 

15 L de agua, medidos en las mismas condiciones.

 

 

 

6.       En un recipiente de volumen variable se tienen 300 ml de un gas a una presión de 3 atmósferas y

 

40 ºC.

 

a) ¿Cuál será la presión del gas en el interior si el volumen aumenta hasta 450 ml y se duplica la temperatura absoluta?

 

b) Si, en esas nuevas condiciones, escapa la mitad de la masa de gas, ¿cuál será el nuevo volumen del recipiente.

 

 

 

7.       Tenemos 500 ml de dióxido de carbono en condiciones normales. a) ¿Qué volumen ocupará a 80ºC y 375 mm Hg?

 

b) ¿Cuántas moléculas habrá en el recipiente?

 

 

 

8.       Una mezcla de dos gases formada por 28 g de nitrógeno gaseoso y 64 g de oxígeno gaseoso, está a la temperatura de 26 ºC en un recipiente de 20 l. Halla la presión de la mezcla y la presión de cada gas.

 

Las masas atómicas del nitrógeno y del oxígeno son, respectivamente, 14 y 16 uma.

 

 

 

9.       La urea es un compuesto de fórmula CO(NH2)2 .Si tenemos 5·1024 moléculas de urea:

 

a) ¿Cuántos gramos de urea contiene la muestra?

 

b) ¿Cuántos moles de oxígeno?

 

c) ¿Cuántos gramos de nitrógeno?

 

d) ¿Cuántos átomos de hidrógeno?

 

Las masas atómicas del carbono, oxígeno, nitrógeno e hidrógeno son, respectivamente, 12; 16, 14 y 1 uma.

 

 

 

10.    Determina la composición centesimal de la glucosa, C6 H12 O6

 

Las masas atómicas del carbono, hidrógeno y oxígeno son, respectivamente, 12, 1 y 16 uma.

 

 

 

11.    El acetileno es un gas que se utiliza como combustible en los sopletes de soldadura. En su composición interviene un 92,3% de carbono y un 7,7% de hidrógeno. Determina las fórmulas empírica y molecular del acetileno si cuando se introducen 4,5 g del mismo en una ampolla de 1,5 l a 70 ºC ejercen una presión de 3 atmósferas.

Las masas atómicas del del carbono y del hidrógeno son, respectivamente, 12 y 1 uma.

 

ESTEQUIOMETRÍA Y ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

 

 

 

1.       Al tratar una muestra de dióxido de manganeso con 100 g de cloruro de hidrógeno, se obtiene cloruro de manganeso (II), gas cloro y agua. Escribe y ajusta la reacción y calcula la masa de cloruro de manganeso (II) que se obtendrá. Las masas atómicas del oxígeno, del manganeso, del cloro y del hidrógeno son, respectivamente 16; 54,94; 35,45 y 1 u.

 

 

 

2.       Calcula cuántos litros de oxígeno gas, medidos a 25ºC y 725 mm Hg de presión y cuántos litros de aire, necesitaremos para conseguir la combustión completa de 30 g de pentano (C5H12). Considérese que el aire contiene un 21% de oxígeno. Las masas atómicas del oxígeno, del hidrógeno y del carbono son, respectivamente, 16; 1 y 12 u.

 

 

 

3.       Hacemos reaccionar 30 g de sodio metálico con 27 g de agua. Determina cuál de ellos actúa como reactivo limitante y qué masa de hidróxido de sodio se formará. En la reacción también se desprende hidrógeno gas. Las masas atómicas del sodio, hidrógeno y oxígeno son, respectivamente, 23, 1 y 16 u.

 

 

 

4.       Calcula la masa de hierro que reaccionará con 250 ml de disolución de sulfato de cobre (II) al 15% de riqueza y densidad de 1,05 g/ml. En la reacción se obtienen sulfato de hierro (II) y cobre metálico. Las masas atómicas del hierro, cobre, azufre y oxígeno son, respectivamente, 55,85; 63,54; 32 y 16 u.

 

 

 

5.       ¿Cuál es la molaridad de una disolución de ácido sulfúrico del 26% de riqueza y densidad 1,19 g/mL? Masas atómicas: S=32 , O=16,  H=1

 

6.       La sosa cáustica comercial, (NaOH) viene impurificada con cloruro sódico. Si al analizarla se comprueba que 10 mL de una disolución preparada disolviendo 30 g de la muestra en 1 L de disolución ha gastado 14 mL de HCl 0,5 M, calcula la pureza de la muestra comercial. Masas atómicas: Cl=35,5; Na=22,99.

 

 

 

 

 

7.       Calcula los gramos de hidróxido sódico comercial de un 85% de riqueza en masa que harán falta para preparar 250 mL de una disolución de NaOH 0,50 M.

 

 

 

8.       ¿Cuántos mililitros de una disolución 0,20 M de ácido sulfúrico se necesitarán para neutralizar completamente 25 mL de una disolución 0,14 M de Fe (OH)3 ?

 

 

 

9.        Se prepara en el laboratorio un litro de disolución 0,5 M de ácido clorhídrico a partir de uno comercial contenido en un frasco en cuya etiqueta se lee: pureza = 35% en masa; densidad 1,15 g/mL; masa molecular HCl = 36,5. Calcula el volumen necesario de ácido concentrado para preparar la disolución.

 

 

 

Formula o nombra según corresponda:


1.     Etenilbenceno.

 

 

 

2.     4-iodo-3,5-difenil-1-pentino.

 

 

 

3.      2–fenil–1,3–propanodiol.

 

 

 

4.      3,5–hexadien–2–ol.

 

 

 

5.      Butilciclopentiléter.

 

 

 

6.      5–ciclohexil–3–pentinal.

 

 

 

7.     3–cloro–2–butanona.

 

 

 

8.     Ácido 2,4–heptadienoico.

 

 

 

9.     Ácido 2–fenil–propanoico.

 

 

 

10.  3–cloropentanoato de etenilo.

 

 

 

 

11.  3–butenoato de isopropilo.

 

 

 

12.  3,5–dimetil–1–hexanamina.

 

 

 

13.  N–metilfenilamina.

 

 

 

14.  4–fenil–pentanamida.

 

 

 

15.  N–etil–4–hexenamida.

 

 

 

 

 

16.  CH3–CHOH–CH=CH2

 

 

 

17.  CH3–CO–CH2–CHO

 

 

 

18.  COOH–CH=CH–COOH

 

 

 

19.  BrCH2–(CH2)5–CH2OH

 

 

 

20.  NH2–CH2–CH3

 

 

 

 

 

21.  CHC–CHOH–CH2–COOH

 

 

 

22.  CH3–CO–O–CH2–CH3

 

 

 

23.  CH3–CH2–CH=CH–CH2–CO–NH2

 

 

 

24.  CH3–CH2–CHBr–CH2–CH2–CO–NH–CH3

 

 

 

 

 

27.  OHC–CH=CH–CHO