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1.- ¿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.
2.- Explica por qué no pueden definirse órbitas en el átomo según la Mecánica cuántica.
3.- ¿Qué es un orbital? Explica las diferencias entre órbita en el átomo de Bohr y orbital en la
Mecánica cuántica.
4.- 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.
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
5.- Utilizando la regla de n + l, ordena de menor a mayor energía los subniveles 3p, 3d, 4s, 4p,
4d, 4f, 5s. Sol: 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 4f.
6.- ¿A qué se debe el efecto llamado Zeeman?.
7.- Escribe los valores de los cuatro números cuánticos para los electrones del berilio.
8.- Escribe la configuración electrónica fundamental de un átomo que tiene 27 electrones.
Sol: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7.
9.-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:  =4,86.10-7m
10.- 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
11.- Calcula en 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  = 1,54 A. Solución: 8,06.10-3 eV
12.- 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. Solución: 2,11 eV
13.- 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
14.- La constante de Rydberg (R), que aparece en la ecuación que determina 1/ 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: 1,22.10 17 1/s
15.- ¿Por qué los espectros atómicos no son continuos?
16.- Calcula 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.
17.- Escribe el enunciado y la expresión matemática de los postulados de Bohr.
18.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Cuáles de los siguientes números cuánticos (listados
en el orden n, l, m y 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
19.- 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 O2-.
20.- 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?.
Sol : 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.