8.1 Describa brevemente la importancia de la tabla periódica de Mendeleev. Mendeleev descubrió la ley periódica junto con Meyer, la cual dice que “Las propiedades físicas y químicas de los elementos varían periódicamente al aumentar su masa” , sin embargo Mendeleev ordeno los elementos de forma creciente de masa atómica, pero no siempre pudo detener este criterio dado que aún no era conocido el número atómico.
8.2 ¿Cuál fue la contribución de Moseley a la tabla periódica moderna?
Moseley estudio los espectros de rayos x de los elementos descubrió la ley: “La energía de una línea espectral especifica es proporcional al número atómico del elemento. Posteriormente se determinó que el número atómico correspondía con el número de protones del núcleo. Por lo tanto Moseley ordeno los elementos de la tabla periódica por el número atómico y la forma de distribución fijada por la configuración electrónica.
8.3 Describa los lineamientos generales de la tabla periódica moderna.
Permite la rápida identificación de un elemento conociendo su número atómico.
Permite la identificación de un elemento en particular, su número atómico y configuración electrónica, cuando solo se conoce su periodo y grupo.
Permite comparar las propiedades de los elementos que forman un mismo grupo o periodo.
Rápida identificación de elementos metálicos contra los no metálicos.
Análisis de las propiedades periódicas de los elementos, es decir, la comparación de sus propiedades según su ubicación en la tabla periódica. 8.4 ¿Cuál es la relación más importante entre los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica?
8.5 ¿Cuáles de los siguientes elementos son metales, cuáles no metales y cuáles metaloides?: As, Xe. Fe, Li, B, CI. Ba, P, I, Si.
Metaloides: B, As,Si Metales: Fe,Li,Ba No metales: Xe,Cl,P,I
8 6. Compare las propiedades físicas y químicas de los metales y de los no metales.
Físicas de los metales:
Brillo
Conducen calor
Maleables
Dúctiles
Conducen electricidad
Químicas de los metales:
Hay metales más activos que otros (series de act. de los metales)
Pierden electrones (poder reductor)
Químicas de los no metales:
Sus átomos tienen en la última capa 4, 5, 6 y 7 electrones.
Al ionizarse adquieren carga eléctrica negativa.
Al combinarse con el oxígeno forman óxidos no metálicos o anhídridos.
Físicas de los no metales:
Los no metales varían mucho en su apariencia
No son lustrosos
Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 º C).
8.7 Dibuje un esquema general de una tabla periódica (no se requieren detalles). Indique dónde se localizan los metales, los no metales y los metaloides.
8.8 ¿Qué es un elemento representativo? Proporcione nombre y símbolo En química y física atómicas, los elementos representativos o elementos de los grupos principales son elementos químicos de los grupos largos de la tabla periódica, es decir los que encabezan cada familia.
Hidrógeno (H) Berilio (Be), Boro (B) Nitrógeno (N) Metales No Metales Metaloides
8.9 Sin consultar la tabla periódica, escriba el nombre y el símbolo de un elemento de cada uno de los siguientes grupos: IA, 2A, 3A. 4A, 5A, 6A. 7A, 8A y de los metales de transición.
IA: Litio (Li)
IIA: Magnesio (Mg) IIIA: Aluminio (Al) IVA: Germanio (Ge) VA: Fosforo (P) VIA: Selenio (Se) VIIA: Flúor (F) VIIIA: Argón (Ar) Metales de Transición IB: Cobre (Cu)
IIB: Zinc (Zn) IIIB: Itrio (Y) IVB: Circonio (Zr) VB: Niobio (Nb) VIB: Molibdeno (Mo) VIIB: Renio (Re)
8.10 Indique si los siguientes elementos existen como especies atómicas, como especies moleculares o formando grandes estructuras tridimensionales, en su estado más estable a 25°c y 1atm y escriba la formula empírica o molecular de cada uno: fosforo, yodo, magnesio, neón, carbono, azufre, cesio y oxigeno
8.11 A una persona se le proporciona un sólido oscuro, brillante y se le pide que determine si se trata de yodo o de un elemento metálico. Sugiera una prueba que no destruya la muestra, que permita responder correctamente
Se realizaría una prueba de conductividad eléctrica al sólido, si el sólido conduce electricidad se trataría de elemento metálico y si no sería el yodo que por no ser metal no conduciría electricidad
8.12 ¿Qué son electrones de valencia? Para los elementos representativos, el número de electrones de valencia de un elemento es igual al número del grupo al que pertenece. Demuestre que esto se cumple para los siguientes elementos: Al, Sr, K, Br, P, S, C.
Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento, incluyendo únicamente los orbitales “s y p”.
Elemento Grupo Electrones de Valencia
Al III 3 Sr II 2 K I 1 Br VII 7 P V 5 S VI 6 C IV 4
8.13 Escriba la configuración electrónica externa de: a) los metales alcalinos, b) los metales alcalinotérreos, c) los halógenos, d) los gases nobles.
A) Electrones de valencia en s1 B) Electrones de valencia en s2 C) Electrones de valencia en s2 p5 D) Electrones de valencia en s¹ p6
8.14 Utilizando los elementos de la primera serie de transición (desde Sc hasta Cu) como ejemplo, muestre las características de las configuraciones electrónicas de los metales de transición.
El orbital 4s siempre se llena antes que los orbitales 3d. Cuando se forma el ion Mn2+, esperaríamos que los dos electrones a ser removidos salieran de los orbitales 3d para formar [Ar]4s23d3. De hecho, la configuración electrónica del Mn2+
es [Ar]3d 5! La razón es que las interacciones electrón-electrón y electrón-núcleo en un átomo neutro pueden ser muy diferentes de las que se presentan en su ion. Así, mientras que el orbital 4s siempre se llena antes que los orbitales 3d en el Mn, los electrones se pierden primero del orbital 4s para formar Mn2+ debido a que los orbitales 3d son más estables que el orbital 4s en los iones de los metales de transición. Por tanto, cuando se forma un catión de un átomo de un metal de transición, los electrones que siempre se pierden primero son los del orbital ns y después los de los orbitales (n – 1)d.
8.15 Las configuraciones electrónicas de los iones derivados de elementos representativos siguen un patrón común. ¿En qué consiste ese patrón y como se relaciona con la estabilidad de estos iones?
Para ello los átomos de los metales ceden electrones, mientras que los átomos de los no metales los cogen. La estabilidad se consigue completando su última capa, que viene determinada por el periodo de la tabla periódica. Así pues, los metales tenderán a dar electrones para parecerse al gas noble (grupo VIII) del periodo anterior, y los no metales querrán apropiarse de electrones para parecerse al gas noble que esté en ese mismo periodo.
8.16 ¿Qué significa cuando se dice que dos iones o un átomo y un ion son isoelectrónicos?
Que tienen el mismo número de electrones de valencia y la misma estructura. 8.17 ¿Por qué es errónea la afirmación “los átomos del elemento X son isoelectrónicos con los átomos del elemento Y”?
Dos átomos pueden ser isoelectrónicos, o sea tener el mismo número de electrones, para que átomos de diferentes elementos sean isoelectrónicos, por lo menos uno de ellos debe ser un ion (anión o catión), si ambos están en su estado neutro, nunca átomos de diferentes elementos serán isoelectrónicos, porque no hay dos elementos con la misma cantidad de electrones.
8.18 Proporcione tres ejemplos de iones de metales de la primera serie de transición (desde Sr hasta Cu) cuya configuración electrónica esté representada por el argón como núcleo de gas noble.
Ion Mn 2+ [Ar ]3 d5 Ion FE 3+ [Ar] 3 d5 Ion V 2+ [Ar] 3 d3
8.20) Un átomo neutro de cierto elemento tiene 17 electrones. Sin consultar la tabla periódica a) escriba la configuración electrónica del estado fundamental del elemento, b) clasifique al elemento, c) determine si los átomos de dicho elemento son diamagnéticos o paramagnéticos.
a) 17Cl = 1s22s22p63s23p5 ó 10Ne3s23p5 b) Halógeno
c) Paramagnéticos
8.22) Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que representen átomos con propiedades químicas semejantes:
a) 1s22s22p5 = 9F y d) 1s22s22p63s23p5 = 17Cl b) 1s22s1 =
3Li y e) 1s22s22p63s23p64s1 = 19K c) 1s22s22p6 =
10Ne y f) 1s22s22p63s23p64s23d104p6 = 36Kr
8.24) Especifique el grupo de la tabla periódica en el que se encuentra cada uno de los siguientes elementos:
a) [Ne]3s1 =Grupo 1A b) [Ne]3s23p3 = Grupo 5A c) [Ne] 3s23p6 = Grupo 8A d) [Ar]4s23d8 = Grupo 8B
8.26) Un ión metálico con una caga neta de +3 tiene cinco electrones en el subnivel 3d. Identifique el metal.
Es el Hierro (26Fe)
8.28) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de los siguientes iones, los cuales tienen una función importante en los procesos bioquímicos del cuerpo humano:
a) Na+ = [ 10Ne] b) Mg2+ = [ 10Ne] c) CI- = [18Ar] d) K+ = [ 18Ar] e) Ca2+ = [ 18Ar] f) Fe2+ = [18Ar3d6] g) Cu2+ = [ 18Ar3d9] h) Zn2+ = [ 18Ar3d10]
8.30) Nombre los iones con carga +3 que tienen las siguientes configuraciones electrónicas:
a) [18Ar]3d3 =Cr3+ b) [18Ar] = Sc3+ c) [36KR]4d6 = Rh3+ d) [54Xenon]4f145d6 = Ir3+
8.32) Agrupe las especies que son isoelectrónicas: Be2+, F-, Fe2+, N3- , He, S2- , Co3+, Arl.
1) Be2+ y H 2) S2- y Ar
3) Fe2+ y Co3+ 4) F- y N
3-8.38) Acomode los siguientes átomos en orden decreciente de su radio atómico: Na, Al, P, CI, Mg.
Na > Mg > Al > P > Cl
8.40) ¿Cuál es el átomo más pequeño del grupo 7ª? 9F (Flúor)
8.42) Utilizando el segundo periodo de la tabla periódica como ejemplo, demuestre que el tamaño de los átomos disminuye según se avanza de izquierda a derecha. Explique esta tendencia
El radio atómico está determinada en gran medida por la intensidad con que los electrones de la capa externa son atraídos por el núcleo. Cuanto mayor sea la carga nuclear efectiva, más fuertemente los electrones son atraídos y el más pequeño es el radio atómico. Para el segundo período, el radio atómico de Li es mayor debido a que el electrón 2s está bien protegido por el 1s que está lleno. La carga nuclear efectiva que los electrones más externos se sienten aumenta en todo el período como resultado de blindaje incompleta por los electrones en la misma. En consecuencia, el orbital que contiene los electrones se comprime y el radio atómico disminuye.
8.44) Acomode los siguientes iones en orden creciente de radio iónico: N3- . Na+. F- , M2+, O2- .
8.46) Explique cuál de los siguientes aniones es mayor y por qué: Se2- o Te 2-Ambos elementos pertenecen al grupo 6ª dado que el radio atómico aumenta al bajar una columna en la tabla periódica se deduce que Te-2 > Se2-
8.48) Los puntos de ebullición del neón y del kriptón son -245.9°C y -152.9°C, respectivamente. Con estos datos calcule el punto de ebullición del argón. Datos: PbNe = -245.9ºc PbKr = -152.9ºc Formula: 𝑝𝑏 =𝑃𝑏1 + 𝑃𝑏2 2 Desarrollo: 𝑃𝑏𝐴𝑟 =𝑃𝑏𝑁𝑒 + 𝑃𝑏𝐾𝑟 2 = −254.9º𝑐 − 152.9º𝑐 2 = −407.8 º𝑐 2 = −199.4º𝑐
8.52) En general, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un determinado periodo. Sin embargo, el aluminio tiene una energía Ne > F > P>Ca >K
8.54) En general, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un determinado periodo. Sin embargo, el aluminio tiene una energía de ionización menor que el magnesio. Explique por qué.
Al= [10Ne] 3s23p1 Mg= [10Ne] 3s2
Como se ve, el aluminio tiene en su configuración electrónica externa un electrón desapareado, por lo que es más fácil de arrancarlo del átomo que sacar a algún electrón del magnesio, en donde ambos están apareados.
8.56) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas ls22s22p6 y ls22s22p63s1. La primera energía de ionización de uno de ellos es 2080 kJ/mol, y la del otro es 496 kJ/mol. Asigne cada uno de los valores de energía de ionización a cada una de las configuraciones electrónicas proporcionadas. Justifique la elección.
1s22s22p6 = 10Ne …Su energía de ionización es 2080 KJ/mol 1s22s22p63s1 = 11Na …Su energía de ionización es 496 KJ/mol Justificación
Los elementos que se encuentran a la izquierda de la tabla periódica como el Na del grupo IA, su nivel de energía de ionización es menor a comparación de aquellos que se encuentran a la derecha de la tabla periódica como lo es el Ne del grupo de los gases nobles. Por lo cual la energía de ionización aumenta mientras se encuentre más a la derecha y este más arriba de la tabla periódica
8.58) El plasma es un estado de la materia que consiste en iones positivos, gaseosos y electrones. En el estado de plasma, un átomo de mercurio puede perder sus 80 electrones y existir como Hg80+. Utilice la ecuación del problema 8.55 y calcule la energía requerida para el último paso de ionización
𝐸𝑛 = −(2.18𝑥10−18 𝐽)(𝑧2) (1 𝑛2) Datos: Z= 80 n = 1 1 KJ = 1000j 1 mol = 6.022x1023 Desarrollo: 𝐴𝐸 = (2.18𝑥10−18 𝐽)(802) (1 12) =𝟏. 𝟑𝟗𝟓𝑿𝟏𝟎−𝟏𝟒𝑱/𝒊𝒐𝒏 𝐴𝐸 = 1.395𝑋10 −14𝐽 1 𝑖𝑜𝑛 𝑥 6.022𝑥1023𝑖𝑜𝑛𝑠 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1 𝐾𝐽 1000 𝐽= 𝟖. 𝟒𝟎𝑿𝟏𝟎 𝟔 𝑲𝑱 𝒎𝒐𝒍
8.62 Especifique cuál de los siguientes elementos se esperaría que tuviera mayor afinidad electrónica y cual la menor He, K, Co, S, Cl.
Basándonos en la tabla periódica que aumenta de abajo a arriba y de izquierda a derecha desconocido los valores de afinidad reales el He tendría la mayor afinidad y el K la menor.
Pero realmente el que tiene mayor afinidad es el Cl y el que tiene menor es el He.
8.64 Explique porque los metales alcalinos tienen mayor afinidad por los electrones que los metales alcalinotérreos.
Por la configuración electrónica de cada grupo por ejemplo en el grupo 1A la configuración termina en ns¹ lo cual nos indica que hay un espacio disponible para un electrón en cambio en el grupo 2A la configuración termina en ns² que quiere
decir que los orbitales están llenos y que el efecto de apantallamiento hace más difícil la afinidad electrónica.
8.68 Con base en el conocimiento de la química de los metales alcalinos, intuya algunas de las propiedades químicas del francio, el último miembro del grupo.
1. Es muy reactivo
2. No se encuentran en estado nativo en la naturaleza 3. Con agua, reacciona enérgicamente
4. Al aire, se oxida rápidamente
8.70 ¿Por qué los elementos del grupo 1B son más estables que los del grupo 1A a pesar de que ambos parecen tener la misma configuración electrónica externa, ns¹, donde n es el número cuántico principal del último nivel?
Porque tiene todos sus orbitales apareados esto hace que sea más estable además el efecto de apantallamiento hace que se necesite una menor energía de ionización para extraer un electrón del grupo 1A que del 1B.
8.72 Escriba ecuaciones balanceadas para la reacción entre cada uno de los siguientes óxidos y agua:
a) Li₂O Li2O + H2O = 2 LiOH b) CaO CaO + H2O = Ca(OH)2 c) SO₃ SO3 + H2O = H2SO4
8.74 ¿Cuál oxido es más básico, MgO o BaO? ¿Por qué?
Es más básico el (BaO) porque el bario tiene mayor carácter metálico que el Mg. Y los óxidos básicos son el resultado de la combinación de un metal y el oxígeno, en consecuencia el BaO es más básico que el MgO.
8.76 Consulte la tabla periódica y nombre:
b) Un elemento semejante al fosforo respecto de sus propiedades químicas Nitrógeno
c) El metal más reactivo del quinto periodo Rubidio
d) Un elemento que tenga un numero atómico menor que 20 y que sea semejante al estroncio Magnesio
8.78 Calcule el cambio de energía (en kJ/mol) para la reacción Na (g) + F (g) Na⁺ (g) +F⁻ (g) ¿Esta reacción es endotérmica o exotérmica?
Cambio de Energía= 168 kJ/mol
Es una reacción endotérmica. Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.
Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los reactivos.
8.80 El elemento M es un metal brillante y muy reactivo (punto de fusión 63°C); el elemento X es un no metal muy reactivo (punto de fusión -7.2°C). Reaccionan entre sí para formar un compuesto de formula empírica MX, solido incoloro, quebradizo que se funde a 734°C. Cuando se disuelve en agua o se encuentra fundido, la sustancia conduce la electricidad. Cuando se burbujea cloro gaseoso en una disolución acuosa que contiene MX, se produce un líquido café rojizo y se forman iones Cl⁻. A partir de estas observaciones, identifique M y X. (Puede ser necesario consultar un manual de química para consultar los valores de punto de fusión)
M K (Potasio) X Br (Bromo)
8.82 Acomode las siguientes especies en parejas isoeléctricas: O⁺, Ar, S²⁻, Ne, Zn, Cs⁺, N³⁻, As³⁺, N, Xe.
1. Xe y Cs⁺ 2. O⁺ y N 3. As³⁺ y Zn 4. N³⁻ y Ne 5. S²⁻ y Ar
8.84 ¿Cuál de las siguientes propiedades muestra una clara variación periódica?
R= a) y d)
a)Primera energía de ionización b)Masa molar de los elementos
c)Numero de isotopos de un elemento d)Radio atómico
8.86 A una persona se le proporcionan cuatro sustancias: un líquido rojo fumante, un sólido oscuro de apariencia metálica, un gas de color amarillo pálido y un gas de color verde que ataca al vidrio. Se le informa que dichas sustancias son los primero cuatro miembros del grupo 7A , los halógenos. Nombre cada uno.
Flúor (F) = Gas de Color Verde que ataca al vidrio Cloro (Cl) = Gas de color amarillo pálido
Bromo (Br) = Liquido rojo fumante
Yodo(I) = Sólido oscuro de apariencia metálica
8.88 Mencione el nombre del elemento que forma compuestos, en las condiciones apropiadas, con todos los elementos de la tabla periódica excepto con He, Ne y Ar.
8.90 El ion H- y el átomo de He tienen dos electrones 1s cada uno. ¿Cuál de las dos especies es mayor? Explique.
H- y He son especies isoelectrónicos con dos electrones. Puesto que H- tiene sólo un protón en comparación con dos protones para He, el núcleo de H- atraerá a los dos electrones con menor intensidad en comparación con He. Por lo tanto, H- es más grande.
8.92 Escriba las formulas y los nombres de los óxidos de los elementos del segundo periodo (del Li al N). Identifique dichos óxidos como ácidos, básicos o anfóteros.
Oxido Nombre Propiedades
Li2O Óxido de litio Básico
BeO Óxido de Berilio Anfótero
B2O3 Óxido de Boro Acido
CO2 Dióxido de Carbono Acido
N2O5 Pentóxido de
dinitrógeno
Acido
8.94 ¿Qué factores explican la naturaleza única del hidrógeno?
En su química, el hidrógeno puede comportarse como un metal alcalino (H +) y como un halógeno (H-). H + es un solo protón.
8.96) La fórmula para calcular la energía de un electrón en un ión hidrogenoide se proporcionó en el problema 8.55. Esta ecuación no se aplica a los átomos polielectrónicos. Una forma de modificar la ecuación para átomos más complejos es reemplazando Z por (Z-σ), donde Z es el número atómico y σ es una cantidad positiva adimensional llamada constante de apantallamiento. Considere cl átomo de helio como ejemplo. El significado físico σ es que representa la medida del efecto pantalla que ejercen entre sí los dos electrones 1s. Por lo que la cantidad (Z- σ ) se llama, apropiadamente, "carga
nuclear efectiva". Calcule el valor de σ si la primera energía de ionización del helio es 3.94 X 10-18 J por átomo. (Para los cálculos ignore el signo negativo de la ecuación dada.) Formula: 𝐸𝑛 = −(2.18𝑥10−18 𝐽)(𝑧2) ( 1 𝑛2) Datos: Z= 2 - O E1 = 3.94x10-18 J n = 1 Desarrollo: 𝐸1 = 3.94𝑋10−18𝐽 = (2.18𝑥10−18 𝐽)(2 − 𝑂)2(1 12) (2 − 0)2 = 3.94𝑋10 −18𝐽 2.18𝑥10−18 𝐽 2 − 0 = √1.81 0 = 2 − 1.35 =0.65 𝐴𝐸 = 1.395𝑋10 −14𝐽 1 𝑖𝑜𝑛 𝑥 6.022𝑥1023𝑖𝑜𝑛𝑠 1 𝑚𝑜𝑙 𝑥 1 𝐾𝐽 1000 𝐽= 𝟖. 𝟒𝟎𝑿𝟏𝟎 𝟔 𝑲𝑱 𝒎𝒐𝒍
8.98 El radio atómico del K es 227 pm y el del K+ es 133 pm. Calcule el porcentaje de disminución de volumen que ocurre cuando el K(g) se convierte en K+(g).
8.100 Para medir la energía de ionización de los átomos se emplea una técnica llamada espectroscopia fotoeléctrica. Al irradiar una muestra con la luz UV, emite electrones de su capa de valencia. Se mide la energía cinética de los electrones emitidos. Como se conoce la energía del fotón UV y la energía cinética de los electrones emitidos, podemos escribir
ℎ𝑣 = 𝐼𝐸 +1 2𝑚𝑢
2
Donde v es la frecuencia de la luz UV y m y u son la masa y la velocidad del electrón respectivamente. En un experimento se encuentra que la energía cinética del electrón emitido por el potasio es de 5.34x10-19 J utilizando una fuente UV cuya longitud de onda es de 162 nm. Calcule la energía de ionización del potasio ¿Cómo puede asegurar que esta energía de ionización corresponde al electrón atraído con menos fuerza?
Usando la longitud máxima de onda, la energía de ionización para el potasio será de 418 KJ/Mol
8.102 la energía necesaria para el siguiente proceso es de 1.196x104 KJ/Mol: Li(g) Li3+(g) + 3e
-Si la primera energía de ionización del litio es de 520 KJ/Mol. Calcule la segunda energía de ionización para el litio, es decir la energía que se requiere para el proceso
Li+(g) Li2+(g) + 3e
- Primera energía de ionización = 520.2 KJ/Mol
Segunda energía de ionización = 7298.10 KJ/Mol
Tercer energía de ionización = 11815.0 KJ/Mol
8.104 Un estudiante recibe muestras de tres elementos, X,Y,Z que podrían ser un metal alcalino, un miembro del grupo 4A y un miembro del grupo 5A. Hace las siguientes observaciones: el elemento X tiene brillo metálico y conduce la
electricidad. Reacciona lentamente con el ácido clorhídrico para producir hidrogeno gaseoso. El elemento Y es un sólido amarillo pálido que no conduce la electricidad y cuando se expone al aire desprende un polvo blanco. Una disolución acuosa del polvo blanco es básica. ¿Qué puede concluir respecto a los elementos a partir de esta observación?
Analizando la tabla periódica, enfocados a los grupos mencionados, se concluye que el elemento X puede ser Estaño o Plomo; el elemento Y es el elemento Fosforo, mientras que el elemento Z puede ser cualquier elemento de los metales alcalinos.
8.106 ¿Cuál es la afinidad electrónica del ion Na+? Afinidad electrónica (kJ.mol-1): 53
8.108 Experimentalmente, la afinidad electrónica de un elemento se determina al utilizar un rayo láser para ionizar el anión de un elemento en estado gaseoso:
X-(g) + hv X(g) + e-
¿A qué región del espectro electromagnético pertenece esa longitud de onda? La longitud de onda es de 343 nm y se encuentra en la región Ultra Violeta
8.110 La entalpia estándar de atomización de un elemento es la energía necesaria para convertir un mol de un elemento en su forma más estable a 25°C en un mol de gas monoatómico. Sabiendo que la entalpia estándar de atomización del sodio es de 108.4 KJ/mol, calcule la energía requerida en kilo joules para convertir un mol de sodio metálico a 25°C en un mol de iones Na+ en estado gaseoso.
Se requerirán la cantidad 604.3 KJ por cada mol
8.112 Con base en el conocimiento de la configuración electrónica del titanio, establezca cuál de los siguientes compuestos es improbable que exista: K3TiF6, K2Ti2O5, TiCl3, K2TiO4, K2TiF6
El compuesto más improbable es K2TiO4
8.114 En las reacciones de desplazamiento de los halógenos se puede generar un halógeno oxidando sus aniones con un halógeno situado arriba de este en la tabla periódica. Esto significa que no hay manera de preparar flúor elemental, ya que es el primer miembro del grupo 7A. En realidad durante muchos años la forma de preparar Flúor elemental era oxidando los iones F -por medios electrolíticos. Más tarde, en 1986, un químico publicó que al hacer reaccionar hexafluoromanganato(IV) de potasio (K2MnF6) con pentafluoro de antimonio (SbF5) a 150°C logro generar flúor elemental. Balancee la siguiente ecuación.
K2MnF6 + SbF5 KSbF6 + MnF3 + F2 2K2MnF6 + 4SbF5 4KSbF6 + 2MnF3 + F2
8.116 Escriba las formulas químicas de los óxidos de nitrógeno, con los siguientes números de oxidación: +1, +2, +3, +4, +5.
N2O Monóxido de dinitrógeno NO Monóxido de nitrógeno N2O3 Trióxido de dinitrógeno N2O4 Tetraóxido de dinitrógeno
NO2 Dióxido de nitrógeno N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno
8.118 En general el radio atómico y la energía de ionización tienen tendencias opuestas, ¿Por qué?
Porque cuanto más chico es el radio atómico, más fuertemente están unidos los electrones al átomo, por lo que la energía necesita más energía de ionización para poder ionizarlo.
Un átomo se generan fuerzas de repulsión entre el núcleo y los electrones por las cargas opuestas, si está cerca del núcleo significa que tiene mucha energía para poder combatir la repulsión de las cargas.
8.120 Considere lo halógenos Cloro, bromo, y yodo. Los puntos de fusión y de ebullición del cloro son -101 y -34.6°C en tanto que los el yodo son 113.5 y 184.4°C, respectivamente. Por tanto en condiciones ambientales el cloro es un gas y el yodo un sólido. Calcule los puntos de fusión y ebullición del bromo.
Nombre: Bromo Numero Atómico: 35 Punto de ebullición: 58°C
Punto de Fusión: 7.2°C
8.122 El único compuesto que se conoce del radón es el fluoruro de radón. RnF. Una razón que explica la dificultad de estudiar la química del radón es que todos sus isotopos son radioactivos, y por lo tanto es peligroso manipularlos. ¿Podría sugerir otra razón de por qué son tan poco conocidos los compuestos del radón?
En principal instancia se debe a que el calor que se genera por la desintegración nuclear puede llegar a descomponer los compuestos y por lo tanto no se pueden estudiar más a detalle.
Los radioisótopos son elementos químicos con un núcleo inestable que se desintegran de manera espontánea hasta alcanzar una situación de núcleo
estable. Dicha desintegración sigue un curso definido a través de la generación de un conjunto de radioisótopos denominado serie, secuencia o cadena de
desintegración, ya que los radioisótopos intermedios para cada radionúclido que se desintegra son casi siempre iguales al seguir un camino de mínima energía. Dicha desintegración produce radiaciones de alta energía que rompen literalmente los tejidos de los seres vivos cuando inciden directamente sobre ellos.
8.124 Como se estudió en el capítulo, la masa atómica del argón es mayor que la del potasio. Esta observación genero un problema en los inicios del desarrollo de la tabla periódica por qué significaba que al argón debía colocarse después del potasio,
A) Calcule la masa atómica para el argón y para el potasio
La Masa promedio para el Argón (Ar) es 39.95 uma
La masa promedio para el Potasio (K) es 39.10 uma
8.126 Prediga el número atómico y la configuración electrónica fundamental del siguiente miembro de los metales alcalinos, después del francio.
Elemento 119. [On] 8s1
8.128. Las cuatro primeras energías de ionización de un elemento es aproximadamente 738 KJ/mol, 1450 Kj/mol, 7.7x103 KJ/mol ¿A cuál grupo periódico pertenece este elemento?
Ar 36 35.9675 uma 0.337% Ar 38 37.9627 uma 0.063% Ar 40 39.9624 uma 0.0117% K 39 38.9637 uma 93.258% K 40 39.9640 uma 0.0117% K 41 40.9618 uma 6.730%
Las energías de ionización corresponden al grupo periódico 2ª
8.130 A) La fórmula del hidrocarburo más sencillo es CH3 Prediga las
fórmulas de los compuestos más sencillos formados entre el hidrogeno y lo siguientes elementos: Silicio, Germanio, Estaño y Plomo
SiH4
GeH4-
SnH4-
PbH4-
b) El hidruro de sodio (NaH) es un compuesto iónico ¿Esperaría que el hidruro de rubidio (RbH) fuera más o menos iónico que el NaH?
Forzosamente tendría que ser más iónico en comparación con el NaH
c) Prediga la reacción entre el radio (Ra) y el agua Ra(OH)2 + H2
d) Cuando se expone al aire, el aluminio forma una cubierta tenaz de un oxido (Al2O3) que protege al metal de la corrosión. ¿Cuál metal del grupo 2 A esperaría que mostrara propiedades semejantes?
