estructura atomica

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DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y
QUÍMICA
2º Bachillerato – QUÍMICA
10 ESTRUCTURA ATÓMICA
Ejercicios para practicar02
1.- ¿Cuánto miden los radios de las tres primeras órbitas del electrón en el átomo de hidrógeno según el átomo de
Bohr? Expresa el resultado en Ángstrom. DATO: 1 A = 10–10 m
Solución: r1 = 0,53 A; r2 = 2,12 A y r3 = 4,77 A
2.- Si cada átomo de un mol de átomos emite un fotón con una longitud de onda de 4,15.103 A, ¿cuánta energía se
pierde? Expresa la respuesta en kJ / mol.
Solución: 2,82 . 102 kJ / mol
3.- ¿A qué línea del espectro del hidrógeno le corresponde una energía igual al potencial de ionización del
hidrógeno?
Solución: Límite de la serie Lyman
4.- ¿Cuál es la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve con una velocidad de 1 000 000 km / s? ¿A
qué zona del espectro corresponde?
Solución: 0,0073 A
5.- Explica por qué no pueden definirse órbitas en el átomo según la Mecánica Cuántica.
6.- Indica qué representan ψ y ψ2 en la Mecánica Cuántica. ¿Y en la Mecánica Clásica?
7.- ¿En qué se parecen y en qué se diferencian: (a) Los orbitales 1s y 2s de un átomo. (b) Los orbitales 2px y 2py de
un átomo?
8.- ¿Qué es un orbital? Explica las diferencias entre órbita en el átomo de Bohr y orbital en la Mecánica Cuántica.
9.- Las siguientes combinaciones de números cuánticos indica cuáles representan una solución permitida de la
ecuación de onda y cuáles no. Justifica la respuesta.
n l m s
a 1 0 0 +1/2
b 2 2 1 -1/2
c 3 2 -2 -1/2
d 3 -2 0 +1/2
e 2 0 -1 +1/2
f 2 1 0 0
g 2 1 1 +1/2
Solución: a, c y g
10.- Para que las siguientes expresiones sean correctas en el espacio en blanco hay que situar la palabra orbital o
subnivel. Indica qué palabra situarías en cada caso y en qué casos se pueden situar las dos. Justifica la respuesta.
El electrón puede ocupar el _________________ 2s.
Hay un ______________ que se llama 2p.
El electrón puede estar en el _____________ 3p.
En el ______________ 3d puede haber 10 electrones
Para los mismos valores de n siempre hay tres ______________ p diferentes.
Un _______________ dado nunca puede tener más de dos electrones.

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2º Bachillerato – QUÍMICA
10 ESTRUCTURA ATÓMICA
Ejercicios para practicar02
Solución: (a) subnivel u orbital; (b) subnivel o 3 orbitales; (c) subnivel o alguno de los tres orbitales; (d) subnivel; (e)
orbitales; (f) orbital
11.- Utilizando la regla de n + 1, ordena de menor a mayor energía los subniveles 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, 5s.
Solución: 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 4f
12.- ¿A qué se debe el efecto llamado Zeeman?
13.- ¿Cuántos electrones caben en los orbitales del nivel n = 3? Dibuja la solución en forma de diagrama.
14.- Escribe los valores de los cuatro números cuánticos para los electrones del berilio.
15.- Escribe la configuración electrónica fundamental de un átomo que tiene 27 electrones.
Solución: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
16.- Indica a qué salto entre niveles cuánticos correspondería el primer potencial de ionización del potasio.
17.-Calcula la longitud de onda correspondiente a la 2ª línea de la serie de Balmer del espectro de hidrógeno.
DATO: Constante de Rydberg: R = 1,097 107 m-1.
Solución: λ = 4,86.10-7m
18.- Para ionizar el átomo de sodio se necesitan 118 kcal / mol. Si esta energía es de procedencia luminosa, ¿cuál
será la frecuencia más baja del haz luminoso capaz de efectuar la ionización? ¿Y la longitud de onda? DATOS:
Constante de Planck: h = 6,62 10-27 erg.s; c = 3.108 m / s; 1A=10-10m
Solución: 2 420 A
19.- Calcula en ergios y electrón – voltios (1 eV equivale al producto de la carga del electrón por la diferencia de
potencial de 1 voltio, apareciendo el resultado en Julios) la diferencia de energías entre las órbitas 1s y 2p del átomo
de cobre, sabiendo que la longitud de onda de la radiación emitida cuándo el electrón salta entre estos niveles es λ
= 1,54 A. DATOS: Constante de Planck; h = 6,62·10-27 erg.s; carga del electrón = 1,6·10-19 C.
Solución: 8,06.10-3 eV
20.- El color amarillo de la luz de sodio posee una longitud de onda de 5 890A (1A = 10-8 cm). Estudia la diferencia
de energías correspondientes a la transición electrónica que se produce expresada en eV / átomo. DATOS: c = 3 .
108 m / s; h = 6,62 10-34 J . s; carga del electrón = 1,6 10-19 C
Solución: 2,11 eV
21.- Calcula la longitud de onda que corresponde a un 1 neutrón emitido en la fisión del uranio en una pila atómica,
con una energía de 0,05 eV. DATOS: Carga del electrón = 1,60.10-19 C; masa del neutrón = 1,67.10-27 kg.
Solución: 1,28.10-10 m
22.- La longitud de onda de un fotón de luz verde es de 5,4.10-5 cm. Calcula la energía de un mol de fotones de luz
verde. DATOS: h = 6,63.10-34 J.s; c = 3.108 m / s.

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10 ESTRUCTURA ATÓMICA
Ejercicios para practicar02
Solución: 2,22 . 102 kJ / mol
23.- La constante de Rydberg (R), que aparece en la ecuación que determina 1/λ vale 433.889,08 cm-1 para el He+.
Calcula la frecuencia de la luz absorbida cuando un electrón sufre una transición del nivel energético n = 1 al nivel
energético n = 4.
Solución: 1,22.1017 1 / s
24.- ¿Por qué los espectros atómicos no son continuos?
25.- Calcula en ergios / átomo y en electrón – voltio / átomo la diferencia de energía entre los orbitales 1s y 2p del
átomo de cobre a partir de los siguientes datos: Frecuencia de la radiación emitida en la transición 2p al 1s:
1,95.1012 Hz; constante de Planck, h = 6,62 10-34 J.s; carga del electrón, e = 1,6.10-19C.
Solución: 1,209.10-14 erg
26.- Escribe el enunciado y la expresión matemática de los postulados de Bohr.
27.- Explica y compara los conceptos de órbita y orbital. ¿Cuántos orbitales pueden llamarse 3px, 4s, 3d?
28.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Cuáles de los siguientes números cuánticos (listados en el orden n, l, ml y
ms) son imposibles para un electrón en un átomo? A:(4, 2, 0, +1); B:(3, 3, -3, -1/2); C:(2, 0, +1, +1/2) y D:(4, 3, 0,
+1/2).
Solución: A, B y C
29.- Los principios de Hund y de Pauli regulan las configuraciones electrónicas; expresa estos principios y aplícalos
al átomo de oxígeno (Z = 8) y al ión O2-.
30.- Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl-, K+
y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?
Solución: N3-: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+; Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+ y Fe:1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 3d8 4s2, que tiene electrones desapareados en los orbitales 3d.
CONSULTA EL ADJUNTO DE UNIDADES QUE APARECE EN LA WIKI