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PRUEBAS DE SELECTIVIDAD PROPUESTAS EN LA UNIVERSIDAD DE ZARAGOZA Teoría 2 2 6 2 6 2+ 1. La configuración electrónica 1s 2s 2p 3s 3p corresponde a un ion dipositivo X . Explique razonadamente: a) Cuál es el número atómico del elemento X y de qué elemento se trata. b) A qué periodo pertenece. c) El tipo de enlace que formaría el elemento X con un elemento A cuya configura2 2 5 ción electrónica fuera 1s 2s 2p . d) La fórmula de un compuesto formado por X y A. Septiembre 2004 2. Sabiendo que los números atómicos del argon y del potasio son 18 y 19 respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) El número de electrones de los iones K+ es igual al de los átomos neutros del gas argon. b) El número de protones de los iones 39K+ es igual al de los átomos 40Ar. c) Los iones K+ y los átomos de gas argon no son isótopos. d) El potasio y el argon tienen propiedades químicas distintas. Junio 2004 3. Dadas las configuraciones electrónicas para átomos neutros: M: 1s22s22p63s2 L: 1s22s22p63s13p1 explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas es falsa: a) La configuración L corresponde a un metal de transición. b) M y L representan elementos diferentes. c) Para pasar de la configuración M a la L se necesita energía. Septiembre 2003 4. Dados los elementos de números atómicos 19, 25 y 48: a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos. b) Indique el grupo y periodo al qué pertenece cada uno y explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo periodo o al mismo grupo que los anteriores. c) ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo? Junio 2003 5. Para los átomos A (Z = 8) y B (Z = 38) determine su estructura electrónica y su situación en la tabla periódica. Indique de qué elementos se trata, el tipo de compuesto que formarían entre ellos y las propiedades generales de este tipo de compuestos. Septiembre 2002 6. Explique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos (listados en el orden n, l, ml, ms) son imposibles para un electrón en un átomo: a) (4, 2, 0, +1/2); b) (3, 3, 2, -1/2); c) (2, 0, 1, +1/2); d) (4, 3, 0, +1/2); e) (3, 2, -2, -1) Septiembre 2002 7. Dadas las configuraciones electrónicas para átomos neutros: M : 1s22s22p63s1 N : 1s22s22p65s1, explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas es falsa: a) La configuración M corresponde a un átomo de sodio. b) M y N representan elementos diferentes. c) Para pasar de la configuración M a la N se necesita energía. Junio 2002 8. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas más externas:

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a) ns b) ns np c) ns np d) ns np Identifique dos elementos de cada uno de los grupos anteriores y razone cuáles serán los estados de oxidación mas estables de esos elementos y sus propiedades químicas mas significativas. Septiembre 2001 9. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s2 2s2 2p5 b)1s2 2s1 c) 1s2 2s2 2p6 3s23p5 d) 1s2 2s2 2p6 2 2 6 2 6 10 2 6 e) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p f) 1s2 2s2 2p6 3s1 Agrúpelas de tal manera que, en cada grupo que proponga, los elementos que representan las configuraciones tengan propiedades químicas similares. Para cada grupo propuesto explique alguna de estas propiedades. Junio 2001 10. Para cada uno de los siguientes apartados, indique el nombre, símbolo, número atómico y configuración electrónica del elemento de masa atómica más baja que tenga: a) Un electrón d b) Dos electrones p c) Diez electrones d d) Un orbital s completo Junio 2001 11. Explique cuál es el número máximo de electrones en un átomo que pueden tener los números cuánticos dados en los apartados siguientes: a) n = 2; b) n=3 y l = 1; c) n = 4, l = 2 y ml = 1; d) n = 3, l = 2, ml = 0 y ms = 1/2 Septiembre 2000 12) a) Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones: Na+, F-, Ne y Mg2+ indicando qué tienen en común estas especies. b) Clasifíquelos por orden creciente de sus radios, justificando esta clasificación. Septiembre 2000 13. Dados los átomos A (Z = 12), B (Z = 16) y C (Z = 37) indique: a) su configuración electrónica, b) qué elementos son y el grupo y periodo a los que pertenecen, c) cuál es el más electronegativo y d) el ion más estable que forma cada uno de ellos. Junio 2000 14. Los números atómicos de los elementos A, B y C son Z, Z+1 y Z+2, respectivamente.. Si se sabe que B es un gas noble que se encuentra en el tercer periodo, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Cuál es el estado (sólido, líquido o gaseoso) de A y C en condiciones estándar. b) En qué grupo y periodo de la tabla periódica se encuentran los elementos A y C. c) Cuáles son las configuraciones de la capa de valencia de A y de C. (LOGSE Septiembre 1999) 15. Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1 . Explique razonadamente si las siguientes frases son correctas: a) X se encuentra en su estado fundamental. b) X pertenece al grupo de metales alcalinos. c) X pertenece al periodo 5° del Sistema Periódico. d) Si el electrón pasara del orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el espectro de emisión. (Ejemplo de pruebas LOGSE) 16. Indique el nombre, símbolo y la configuración electrónica de los elementos de números atómicos 12,15,17 y 37. ¿Cuántos electrones desapareados tiene cada uno de estos elementos en su estado fundamental? (Ejemplo de pruebas LOGSE)

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17. Indique, en cada caso, el elemento de menor peso atómico que tiene las siguientes características: a) un electrón d b) Tres electrones 2p c) Un orbital s completo d) Un electrón 3p Escriba el nombre, símbolo, número atómico y configuración electrónica de los elementos indicados. (Junio 1998) 18. Enuncia el Principio de exclusión de Pauli y explique cuál, o cuáles, de las siguientes configuraciones electrónicas no son posibles de acuerdo con este principio: a) 1s2 3s1 b) 1s2 2s2 2p7 c) 1s2 2s2 2p6 3d6 d) 1s2 2s2 2d1 (Junio 1998) 19. El número atómico de un elemento es 19. Indique: a) su configuración electrónica ; b) de qué elemento se trata y a qué grupo y periodo pertenece; c) los valores de los números cuánticos del electrón de mayor energía. (Septiembre 1996) 20. Un átomo neutro de cierto elemento tiene 13 electrones. a) Escriba su configuración electrónica, indicando de que elemento se trata. b) ¿A qué grupo y periodo pertenece? c) ¿Cuáles son los valores cuánticos para los electrones de su última capa? (Junio 1996) 21. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a átomos neutros: a) 1s2 2s2 2p4 b) 1s2 2s2 2p6 3s1 c) 1s2 2s2 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Indique de qué elementos se trata y diga el grupo y periodo a los que pertenece cada elemento. (septiembre 1995) 22. Enuncie el principio de exclusión de Pauli y explíquelo con algún ejemplo (Septiembre 1994) 23. Explique razonadamente: a) Cuál es la importancia de los experimentos de rayos catódicos realizados por J. J. Thompson., b) Cómo son los rayos catódicos producidos en los tubos de descarga a vacío. (septiembre 1994) (Septiembre 1998) 24. Indique los posibles valores de los tres primeros números cuánticos correspondientes a los orbitales 2p y 4d. (Junio 1.994) 25. Enuncie el principio de máxima multiplicidad de Hund y explíquelo con algún ejemplo. (Junio 1.994) 26. Escriba la estructura electrónica de los elementos cuyos números atómicos son 11 y 17. Indique de qué elementos se trata y a qué grupos del Sistema Periódico pertenecen. (Junio 1.994) 27. Explique razonadamente los valores que puede tomar ml (número cuántico magnético) para los orbitales 3d y para los orbitales 4p. Indique cuántos orbitales hay para cada uno de estos tipos y el número máximo de electrones que puedan contener. (Septiembre 1.993); (Septiembre 1.992). 28. ¿Qué significado tiene decir que dos iones, o un átomo y un ión, son isoelectrónicos? ¿Se

-4puede decir que dos átomos de distintos elementos son isoelectrónicos? Explique sus respuestas con ejemplos concretos. (Septiembre 1.993) I. E.S. "Sierra de San Quilez" BINÉAR

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29. Enuncie el Principio de exclusión de Pauli y explique cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas no son posibles de acuerdo con este principio: a) 1s2 2s2 2p4 b) 1s2 2s2 2p6 3s3 2 1 c) 1s 3p d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p10 (Junio 1.993) 30. Dadas las siguientes distribuciones electrónicas para átomos neutros: A: 1s2 2s2 2p6 3s1 y B: 1s2 2s2 2p6 5s1 , explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas es falsa: a) la configuración A corresponde a un átomo de sodio, b) A y B representan elementos diferentes, c) para pasar de la configuración A a la B se necesita energía. (Junio 1.992) 31. Enuncia los postulados de la teoría de Bohr. (Junio 1.991) 32. Explique razonadamente los valores que puede tomar m (nº cuántico magnético) para los orbitales 4d y para los orbitales 3p. (Junio 1.990) 33. Enuncie el principio de Pauli y escriba la configuración electrónica del azufre (Z=16) y del hierro (Z=26). (Junio 1.989) 34. ¿Cuántos electrones se pueden colocar en la capa M (n=3) de un átomo? (Septiembre 1.988) 35. Describa la contribución de Rutherford al conocimiento de la estructura atómica. Compare las propiedades de los rayos catódicos y las partículas alfa. (Junio 1.987) 36. Los principios de Hund y de Pauli regulan las configuraciones electrónicas; exprese estos principios y aplíquelos al caso del oxígeno (Z = 8) y del ión óxido. (Septiembre 1996) 37. Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) En un átomo, el número máximo de electrones con el número cuántico n= 3 es 6. b) En un orbital 2p sólo puede haber 2 electrones. c) Si en los orbitales 3d se colocan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado. (Junio 1999)

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Teoría - Partículas elementales: Los rayos catódicos. Características. Descubrimiento del electrón. Los rayos canales. Características. Explicación de los rayos mediante el modelo atómico de Thomson. Descubrimiento del protón. El neutrón. Dificultad de su descubrimiento. - Experiencia de Rutherford. Modelo atómico de Rutherford. - Número atómico y número másico. Isótopos. Tamaño del átomo y tamaño del núcleo. - Número másico, masa isotópica y masa atómica. (diferencias entre ellas y ejemplos). - Espectros atómicos de emisión. Características. Espectro atómico de emisión del hidrógeno. - Limitaciones del modelo atómico de Rutherford. - Modelo atómico de Bohr. Postulados y consecuencias. - Explicación del espectro de emisión del hidrógeno a partir del modelo atómico de Bohr. ¿Qué significa que las órbitas de Bohr son estacionarias? Espectros de átomos polielectrónicos e introducción de los números cuánticos. Efecto Zeeman y efecto Zeeman anómalo. Explicación del segundo postulado de Bohr mediante la ecuación de De Broglie. (dualidad ondapartícula). El principio de indeterminación de Heisenberg. Consecuencias para el estudio del electrón. Orbital. Diferencia entre ψ (n,l,m) y ψ2 Los números cuánticos en la mecánica cuántica: a) ¿cuáles son ? b) ¿cómo surgen? c) posibles valores d) ¿Quién los había introducido y por qué? e) significado físico de los números cuánticos y su relación con las líneas espectrales del átomo. Configuraciones electrónicas. Principio de Exclusión de Pauli. Principio de mínima energía. Principio de máxima multiplicidad de Hund. ¿Por qué los niveles energéticos de los orbitales son distintos para cada átomo?

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ESPECTROSCOPIA 6.1.- La masa atómica del helio hallada experimentalmente resulta tener 0,03021 u.m.a.s menos que la calculada teóricamente, teniendo en cuenta que le corresponden 2 protones, 2 neutrones y 2 electrones. Con estos datos calcular la energía liberada al formarse dicho átomo. 6.2.- Hallar la energía, expresada en MeV (megaelectrón-voltios) que puede producir una unidad de masa atómica. (Equivalencia entre u.m.a. y MeV). El electrón voltio es una unidad de energía muy usada en física atómica y equivale a la energía necesaria para arrancar un electrón sometido a la diferencia de potencial de 1 voltio. 6.3.- Al excitar un átomo de hidrógeno su electrón periférico se sitúa en otro nivel energético absorbiendo 12 eV. Calcular la frecuencia y la longitud de onda de la radiación que emite el electrón al volver a su estado fundamental. 6.4.- Calcular la longitud de onda "asociada" a una pelota de 150 g de masa que posee una velocidad de 15 m/s. ¿Qué sugiere el resultado? 6.5.- Una estación de radio emite con una frecuencia de 101 MHz. ¿Qué energía corresponde a los cuantos de esta radiación electromagnética? Calcula la longitud de onda de emisión en metros. 6.6.- Un astronauta de 70 Kg de masa avanza en su camino hacia Marte con una velocidad de 4500 m/s. Demostrar que para este astronauta no se requiere una descripción ondulatoria. 6.7.- Hallar mediante análisis dimensional las unidades de la constante de Plank. ¿Qué son dimensiones de acción? 6.8.- Calcula la frecuencia de la radiación emitida cuando el electrón del átomo de hidrógeno pasa de un nivel energético de número cuántico n = 3 a otro de n = 2, así como la energía de la radiación en kJ/mol. 6.9.- Calcula en eV y kcal/mol la diferencia de energía entre los niveles 1s y 2p del cobre, sabiendo que en el espectro del cobre la línea que corresponde a este salto electrónico aparece a 1,54 anstromgs. 6.10.- Al realizar un espectro atómico con un espectroscopio de gran poder de resolución, se observa que una línea se desdobla en tres. Deduce cuál era el número cuántico principal del nivel en qué se encontraba el electrón cuyo salto energético produjo la citada línea. 6.11.- ¿Qué radiación hará que se emitan más electrones de un metal, una de gran intensidad o una de alta frecuencia? ¿Cuál de las dos radiaciones citadas anteriormente hará que los electrones salgan del metal con mayor velocidad. 6.12.- ¿A qué se llama número de ondas? ¿Cuál es su significado? 6.13.- Determina el valor del número cuántico n correspondiente a la línea de la serie de Lyman cuyo número de ondas es 97490 cm-1.

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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA 6.14.- ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s? 6.15.- Si el número cuántico principal es 4, ¿qué valores pueden tener l, ml, ms? 6.16.- Los números encerrados entre paréntesis representan conjuntos de valores de los números cuánticos. ¿Cuáles de dichos conjuntos corresponden a orbitales posibles?: a) (2,1,2,+½); b) (2,1,0,-½) ; c) (2,2,0,+½) ; d) (3,2,-2,-½) ; e) (3,0,1,+½) 6.17.- Establecer analogías y diferencias entre protón-neutrón, protón-electrón, y entre electrón-positrón. 6.18.- Demostrar que el producto de la longitud de onda "asociada" a un fotón por su momento lineal corpuscular es una constante. 6.19.- ¿En qué limitaciones prácticas se basa el principio de incertidumbre? 6.20.- Explicar los siguientes conceptos: órbita, orbital atómico, función de onda, función de probabilidad, nube de carga, forma del orbital atómico. 6.21.- ¿Qué son átomos hidrogenoides? ¿Y átomos polielectrónicos? 6.26.- Explicar en qué consiste el efecto Zeeman y el efecto Zeeman anómalo. 6.23.- ¿Por qué no es estable el modelo atómico de Rutherford? 6.24.- El núcleo de los átomos está formado fundamentalmente por protones y neutrones. ¿Cómo se explica que el peso atómico no es un múltiplo exacto de la masa atómica del hidrógeno? 6.25.- Dar los cuatro números cuánticos del último electrón que forma parte de los elementos que tienen los siguientes valores de Z: 1, 2, 24 .... (para cualquier valor de Z). 6.26.- ¿Cuántos electrones diferentes pueden existir con n = 4 y l = 3? 6.27.- ¿Qué significa que las órbitas de Bohr son estacionarias? 6.28.- Comparar la energía y posición de dos electrones cuyos números cuánticos son: 3,1,0,+½ ; 2,0,0,-½ 6.29.- Determinar la configuración electrónica de los siguientes átomos en su estado fundamental: Ca , Cu , I , La , Ca++, Cu++. 6.30.- Determinar el diagrama de orbital de los siguientes átomos o iones: Ca , Cu , I , La , Ca++ , Cu++ 6.31.- De las siguientes configuraciones electrónicas discutir cuáles pertenecen al estado fundamental, cuáles a estados excitados, o cuáles son incorrectas:

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(proponer cualquiera) 6.32.- ¿A qué átomos corresponden los siguientes diagramas de orbital?: (proponer cualquiera) 6.33.- Colocar los siguientes electrones por orden creciente de energía teniendo en cuenta los posibles estados degenerados: (2,0,0,+½) , (2,0,0,-½) , (2,1,0,+½) , (3,1,0,+½) (3,1,1,+½) , (3,1,-1,-½) , (3,2,1,-½) 6.34.- Justifica por qué los orbitales p se encuentran en grupos de tres. 6.35.- ¿A qué se debe que todos los electrones de un átomo no se encuentren en el nivel de más baja energía? 6.36.- Escribe las diferencias existentes entre los orbitales 2px y 3pz. 6.37.- Diferencias y analogías entre los diferentes modelos atómicos. 6.38.- Los números cuánticos en la teoría de Schrodinger: a) ¿cuáles son ? b) ¿cómo surgen? c) posibles valores d) ¿Quién los había introducido y por qué? e) significado físico de los números cuánticos y su relación con las líneas espectrales del átomo. 6.39.- Escribe la configuración electrónica, indica el electrón diferenciador y los números cuánticos del electrón diferenciador: a) de un elemento de número atómico Z . b) de un elemento cuyo símbolo es Sb. c) de un elemento que se encuentra en el grupo G y en el período P de la tabla de períodos.