2.- ¿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 amstromg. Sol: r₁ = 0,53 A. r₂ = 2,12 A y r₃= 4,77 A.

3.- Si cada átomo de un mol de átomos emite un fotón con una longitud de onda de 4,15.10³A, ¿cuánta energía se pierde? Expresa la respuesta en kJ/mol. Sol: 2,82.10² kJ/mol.

4.- ¿A qué línea del espectro del hidrógeno le corresponde una energía igual al potencial de ionización del hidrógeno?. Sol: límite de la serie Lyman.

5.- ¿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?. Sol: 0,0073 A.

6.- Explica por qué no pueden definirse órbitas en el átomo según la Mecánica cuántica.

7.- Indica qué representan y y y ² en la Mecánica cuántica. ¿Y en la Mecánica clásica?

8.- ¿En qué se parecen y en qué se diferencian: (a) Los orbitales 1s y 2s de un átomo. (b) Los orbitales 2p_x y 2p_y de un átomo?.

9.- ¿Qué es un orbital? Explica las diferencias entre órbita en el átomo de Bohr y orbital en la Mecánica cuántica.

10.- Las siguientes combinaciones de números cuánticos indica cuáles representan una solución permitida de la ecuación de onda y cuáles no. Justifica la respuesta. Sol: a, c, y g.

11.- 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.

1. El electrón puede ocupar el _________________ 2s.
2. Hay un ______________ que se llama 2p.
3. El electrón puede estar en el _____________ 3p.
4. En el ______________ 3d puede haber 10 electrones
5. Para los mismos valores de n siempre hay tres ______________ p diferentes.
6. Un _______________ dado nunca puede tener más de dos electrones.

Sol: a) subnivel u orbital. b) subnivel o 3 orbitales. c) subnivel o alguno de los tres orbitales. d) subnivel. e) orbitales. f) orbital.

12.- Utilizando la regla de n + 1, ordena de menor a mayor energía los subniveles 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, 5s. Sol: 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 4f.

13.- ¿A qué se debe el efecto llamado Zeeman?.

14.- ¿Cuántos electrones caben en los orbitales del nivel n = 3? Dibuja la solución en forma de diagrama.

15.- Escribe los valores de los cuatro números cuánticos para los electrones del berilio.

16.- Escribe la configuración electrónica fundamental de un átomo que tiene 27 electrones.

Sol: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁷.

17.- Indica a qué salto entre niveles cuánticos correspondería el primer potencial de ionización del potasio.

18.-Calcula la longitud de onda correspondiente a la 2ª línea de la serie de Balmer del espectro de hidrógeno. Constante de Rydberg: R = 1,097 10⁷ m^-1. Sol: l =4,86.10^-7m

19.- 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. Sol: 2.420 A

20.- Calcula en ergios y electrón-voltios 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 l = 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

21.- 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

22.- 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

23.- 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. Sol: 2,22.10² kJ/mol

24.- La constante de Rydberg (R), que aparece en la ecuación que determina 1/l 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. Sol: 1,22.10¹⁷ 1/s

25.- ¿Por qué los espectros atómicos no son continuos?

26.- Calcula en ergios/átomo y en electrónvoltio/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.

Sol:1,209.10^-14erg.

27.- Escribe el enunciado y la expresión matemática de los postulados de Bohr.

28.- Explica y compara los conceptos de órbita y orbital. ¿Cuántos orbitales pueden llamarse 3p_x, 4s, 3d?

29.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Cuáles de los siguientes números cuánticos (listados en el orden n, l, m_l y m_s) 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).. Sol: A, B y C

30.- Los principios de Hund y de Pauli regulan las configuraciones electrónicas; expresa estos principios y aplícalos al átomo de oxígeno (Z = 8) y al ion O^2-.

31.- Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N^3-, Mg²⁺, Cl^-, K⁺ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?.

Sol : N^3-: 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.