DESARROLLO DE LA QUÍMICAY EL ÁTOMO

CURSO: QUÍMICA TERCERO MEDIO

MATERIAL QT- N° 01

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INTRODUCCIÓN

Desde las ideas en Grecia hasta nuestro tiempo, el átomo ha sido un tema transversal eimportantísimo para el desarrollo de la ciencia. En un comienzo sólo se trató de una idea. Laposibilidad de que la materia fuese discontinua y que terminara en una minúscula partícula demasa despreciable parecía razonable sólo para unos pocos que quedaron a la sombra de filósofosde la talla de Aristóteles, acérrimo defensor de que la naturaleza de las cosas radicaba en laperfecta combinación de 4 elementos básicos.

Pasaron muchos siglos hasta el tiempo en que John Dalton, recordara y asumiera ciertas las ideasde Leucipo y Demócrito. En sus postulados Dalton no sólo planteó la teoría atómica sobre lanaturaleza de las cosas, sino que, además, sorprendió a muchos con leyes tan ciertas como lacombinación de átomos distintos para formar entidades más complejas.

Sin embargo, es a fines del siglo XIX donde el estudio de la química y el átomo viven sus días deoro. El inicio de la investigación por parte de connotados físicos en el área de la electricidad, traeconsigo avances insospechados que determinaron no sólo el nacimiento de una nueva ciencia(física cuántica) sino que el descubrimiento de elementos químicos y sorprendentes avancestecnológicos.

LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

El laboratorio de la universidad de Cambridge

El laboratorio de Cavendish, perteneciente a la Universidad de Cambridge (Inglaterra), esposiblemente la institución científica – académica más prestigiosa del mundo. Desde su fundación,a finales del siglo XIX, el laboratorio ha sido responsable de algunos de los avances másinnovadores y trascendentales de todos los tiempos: el descubrimiento del electrón (1897),descubrimiento de isótopos ligeros, la división del átomo, el descubrimiento del protón y delneutrón y la determinación de la estructura del ADN, por citar algunos ejemplos.

A finales del siglo XIX, poca gente sabía con exactitud a qué se dedicaban los físicos. El términomismo era relativamente nuevo, casi no existían laboratorios, pues la física era aún una disciplinaprimitiva. En Cambridge, la física se enseñaba como parte del grado en matemáticas y estabaconcebida para formar jóvenes destinados a las labores del imperio británico, por lo tanto, nohabía espacio para la investigación, la física sólo era una rama de las matemáticas.

UNIVERSIDAD DE CAMBRIDGE

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Durante la década de 1870, las universidades se ampliaron y tras iniciarse la construcción de unlaboratorio de física experimental en Berlín, Cambridge tuvo que ponerse al día. WilliamCavendish, Duque, Terrateniente y un acaudalado industrial, accedió a financiar un laboratorio, acondición de que la universidad fundara la cátedra de Física experimental. El laboratorio tomó sunombre y se conformó con científicos jóvenes y prestigiosos. En sus dependencias pasaronpersonajes notables como: lord Kelvin (contribuciones importantes en termodinámica), HermanVon Helmholtz (físico experimental, pionero en la idea del cuanto) y James Clerk Maxwell;considerado uno de los más grandes físicos, a la altura de Einstein y Newton, cuyos aportes en elárea de la electricidad, magnetismo y naturaleza de la luz no tienen precedentes.

En 1879, un joven de sólo 28 años, Joseph John Thomson (físico-matemático), se hizo cargo dellaboratorio y durante este tiempo, se realizaron los más importantes descubrimientos respecto ala naturaleza y conformación de los átomos. El propio Thomsom describió, analizó y cuantificó lanaturaleza de los electrones, consiguiendo el Nobel y de paso, situarse como descubridor ante lacomunidad científica mundial.

LOS ELECTRONES

EL TUBO DE DESCARGA ELÉCTRICA

Cuando Leucipo y su discípulo Demócrito propusieron por vez primera la noción de átomo loconcibieron como la partícula última e indivisible de la materia. Dalton, unos dos mil añosdespués, mantuvo esa opinión. Parecía necesario suponer que, por definición, el átomo no teníaestructura interna. Si el átomo podía dividirse en entidades aún menores, ¿no serían entoncesdichas entidades menores los verdaderos átomos?

A través del siglo XIX persistió esta concepción del átomo como partícula carente de fisonomía, deestructura e indivisible. Cuando esta teoría se vino abajo, fue producto de una línea deexperimentación que no era de naturaleza química, muy por el contrario, sucedió cuando serealizaban estudios respecto de la corriente eléctrica.

En esa fecha la concepción sobre la corriente era relativamente correcta, se sabía con exactitudque ciertos materiales eran capaces de conducir la corriente y otros no. También se tenía claroque la corriente fluye más fácilmente a través de algunos materiales comparados con otrosigualmente conductores. Los metales, por ejemplo, son conductores, y basta, incluso, con unpequeño potencial eléctrico para originar una corriente a través de ellos. Las sustancias como elvidrio, la mica y el azufre son no-conductores o aislantes, y se precisan potenciales eléctricosenormes para impulsar a través de ellos pequeños impulsos de corriente, más aún, estaba claroque algunas sustancias líquidas podían conducir la corriente, si es que había agua como mediodispersor.

A los experimentadores del siglo XIX les parecía razonable avanzar un paso más e intentarconducir una corriente eléctrica a través del vacío. Sin embargo, para obtener resultadossignificativos, se precisaba un vacío lo bastante perfecto como para permitir que la corrientecruzase (si es que lo hacía) sin interferencias significativas a través de la materia.

Los intentos de Faraday para conducir electricidad a través del vacío fracasaron por falta de unvacío suficientemente perfecto. Sin embargo, en 1855, un soplador de vidrio alemán, HeinrichGeissler (1814-79), ideó un método para producir vacíos más altos que los que se habíanobtenido hasta entonces. Preparó recipientes de vidrio, haciendo el vacío en ellos. Un amigo suyo,el físico alemán Julius Plücker (1801-68) utilizó estos tubos de Geissler en sus experimentoseléctricos.

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Plücker introdujo dos electrodos en tales tubos, estableció un potencial eléctrico entre ellos, yconsiguió hacer pasar una corriente a través de los tubos. La corriente producía efectosluminiscentes en su interior y dichos efectos variaban precisamente de acuerdo con el grado devacío. Si el vacío era muy alto, la luminiscencia desaparecía, aún cuando el vidrio del tubodespedía una luz verde en uno de sus electrodos.

El físico inglés William Crookes (1832-1919) ideó en 1875 un tubo con un vacío aún mejor quepermitía estudiar con mayor facilidad el paso de la corriente eléctrica a través del vacío. Parecíabastante claro que la corriente eléctrica se originaba en el cátodo y viajaba hasta el ánodo, dondechocaba con el vidrio que estaba junto a él y producía luminiscencia. Crookes demostró estocolocando un trozo de metal en el tubo, y mostrando que se proyectaba sombra sobre el vidrio enel lado opuesto al cátodo. Sin embargo, en aquella época los físicos no sabían de qué estabahecha la corriente eléctrica, ni podían decir con seguridad qué era lo que se estaba moviendodesde el cátodo al ánodo. Fuese lo que fuese, viajaba en línea recta (puesto que arrojaba sombrasnítidas), de modo que, sin comprometerse para nada acerca de su naturaleza, podían hablar deuna «radiación». En 1876, el físico alemán Eugen Goldstein (1850-1930) llamó al flujo RayosCatódicos.

Parecía natural suponer que los rayos catódicos podían ser una forma de luz, y estar formados porondas. Las ondas viajan en línea recta, como la luz, y, lo mismo que ésta, no parecían afectadaspor la gravedad. Por otra lado, podía igualmente inferirse que los rayos catódicos eran partículasveloces, que, al ser tan ligeras, no eran afectadas por la gravedad. El asunto fue motivo decontroversia durante algunas décadas, estando los físicos alemanes fuertemente inclinados haciala concepción ondulatoria, y los físicos ingleses hacia la corpuscular.

Un modo de decidir entre las dos alternativas era averiguar si los rayos catódicos eran desviadospor la acción de un imán. Las partículas podían ser magnéticas, o podían llevar una carga eléctricay en cualquier caso serían mucho más fácilmente desviadas por un campo que si fuesen ondas.

En 1897, Joseph John Thomson, logró demostrar la suposición corpuscular de estas partículassometidas a un campo eléctrico, ese fue el eslabón final en la cadena de pruebas, y a partir deentonces hubo que aceptar que los rayos catódicos eran corrientes de partículas quetransportaban una carga eléctrica negativa.

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La controversia respecto del tamaño y masa de estas partículas fue motivo de discusión durante eltiempo en que se sucedieron estas investigaciones. De ser cierta la teoría corpuscular de los rayoscatódicos, cabía preguntarse ¿cómo es que no se ven afectadas por la gravedad cuando viajan deun electrodo a otro?, ¿cuál es el valor de su masa?, ¿cuál es el valor de masa unitario? Lossupuestos apuntaban a un valor extraordinariamente pequeño, más pequeño aún que la propiamasa del átomo de gas más ligero que componía el tubo. Sólo pensar en una partícula conocidamás liviana que un átomo, mandaba a la basura los postulados establecidos en el siglo anteriorpor John Dalton.

John Joseph Thomson en el laboratorio de Cavendish

Hacia 1911 el físico americano Robert Andrews Millikan (1868-1953) resuelve el problema ya quepudo medir con bastante exactitud la mínima carga eléctrica que podía transportar una partícula.Basándose en esta descripción detallada y usando la relación carga / masa establecida por J.J.Thomsom Millikan determinó la masa de una sola partícula de “rayo catódico”.

Robert Millikan y su experimento para medir en forma exacta la carga de un electrón.

Desde la época de las leyes de Faraday sobre la electrólisis se había pensado que la electricidadpodía ser transportada por partículas. En 1891, el físico irlandés George Johnstone Stoney (1826-1911) había incluso sugerido un nombre para la unidad fundamental de electricidad, fuese o nouna partícula. Sugirió el nombre de electrón.

Ahora aparecía, por fin, en forma de partícula de rayos catódicos, el «átomo de electricidad»,acerca del cual habían especulado los hombres a lo largo de medio siglo. Esas partículas acabaronllamándose electrones, como Stoney había sugerido, y J. T. Thomson se considera, por tanto,como su descubridor.

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LOS PROTONES

Quedaba ahora por determinar si existía alguna relación entre el electrón y el átomo. El electrónpodía ser la partícula de electricidad y el átomo la partícula de materia; y ambas podían carecer,quizá, de estructura, ser partículas esenciales, completamente independientes la una de la otra.Quedaba, también, explicar la composición de un átomo, generar un modelo predictivo, y aclararsi existía o no una partícula de carga eléctrica opuesta que neutralizara al átomo.

En 1886, Goldstein (que había dado su nombre a los rayos catódicos) realizó algunosexperimentos con un cátodo perforado en un tubo en el que se había hecho vacío. Una vez queaparecían los rayos catódicos en un sentido hacia el ánodo, otros rayos se abrían paso a través delos agujeros del cátodo, y eran despedidos en sentido contrario.

Como estos nuevos rayos viajaban en el sentido contrario al de los rayos catódicos cargadosnegativamente, parecía que debían estar compuestos por partículas positivamente cargadas. Estahipótesis se confirmó al estudiar la forma en la que se desviaban en un campo magnético. En1907, J. J. Thomson los llamó Rayos Positivos.

Los rayos positivos se diferenciaban de los electrones en algo más que la carga eléctrica. Todoslos electrones tenían la misma masa, sin embrago, esto no pasaba con las partículas de los rayospositivos, donde la masa dependía de los gases que estuvieran presentes (en trazas) en el tubode vacío. Además, mientras que los electrones eran sólo 1/1837 de la masa del átomo más ligero,las partículas de los rayos positivos tenían la misma masa que los átomos. En otras palabras,existía una diferencia casi inconmensurable entre ambas masas, siendo la de la partícula positivaunas 1837 veces la del electrón.

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El físico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) decidió finalmente aceptar el hecho de que launidad de carga positiva era una partícula bastante diferente del electrón. Sugirió en 1914 que lapartícula más pequeña de los rayos positivos, fuese aceptada como la unidad fundamental decarga positiva. Sus opiniones se vieron confirmadas por los posteriores experimentos enreacciones nucleares. En 1920, Rutherford sugirió que la partícula positiva fundamental sedenominase Protón.

Fue el mismo Rutherford quien tiempo después, cuando establece su modelo atómico nucleado,dedujo la existencia de una partícula distinta, con masa similar a la del protón pero sin cargaeléctrica aparente.

En 1932 el físico inglés James Chadwick (1891-1974) realizó los experimentos necesariosintentando aislar esta partícula sin carga eléctrica. Bombardeó átomos de Berilio (un elementoliviano) con partículas alfa, consiguiendo emitir partículas eléctricamente neutras, que denominóNeutrón.

James Chadwick

Resumen:

PARTÍCULA MASA (KG) MASA (UMA) CARGA ELÉCTRICA (C)UBICACIÓN EN EL

ÁTOMO

Electrón 9,11·10-31 1/1837 -1,6022·10-19 PeriferiaProtón 1,67·10-27 1 +1,6022·10-19 Núcleo

Neutrón1,6725·10-

27 1 0 Núcleo

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ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS

Los descubrimientos anteriores, implicaron avances realmente importantes en la física departículas, pues el conocimiento atómico se amplió y más científicos se fueron a experimentar enlaboratorios. En forma paralela al descubrimiento de las partículas subatómicas, otros físicos,estudiaron los fenómenos de la radiactividad y los rayos X, de modo que el conocimiento delátomo estuvo sujeto al trabajo y colaboración de científicos de toda Europa.

Thomson propuso que el átomo podía visualizarse como una esfera uniforme cargadapositivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones (como un pan de pascua). Estaidea sólo se acepto un par de años.

En 1910, el físico Ernest Rutherford (Nueva Zelanda), estudiante y alumno del propio Thomsonutilizó partículas alfa ( ) con carga eléctrica positiva para demostrar un insólito modelo atómicoque según él era el correcto. Para Rutherford, el átomo era similar al sistema planetario, es decir,se componía de un centro o núcleo (el sol para el sistema, el núcleo para el átomo) y a sualrededor orbitaban partículas minúsculas que ya se sabía, correspondían a los electrones.

La lógica de Rutherford guardaba relación con el enorme vacío que se suponía en la estructura delátomo y la imposibilidad de existencia de sistemas cargados eléctricamente (suponiendo cierto elmodelo de Thomson). De este modo, en el propio laboratorio de Cavendish, Rutherford llevó acabo el siguiente experimento:

Sobre una delgada lámina de Oro puro, hizo incidir partículas alfa provenientes de un materialradiactivo (Uranio). Junto a su amigo y colega Hans Geiger observaron que en la colisión millonesde partículas alfa pudieron atravesar sin problemas el blanco metálico, pero unas pocas, sedesviaron de la dirección inicial, incluso algunas (las menos) no atravesaron la lámina y sedevolvieron.

Experimento de Rutherford

Bohr SchrödingerThomsom

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Colisión de partículas sobre los átomos de metal

Si Thomson estaba en lo cierto, aquellas observaciones no podían ocurrir, a menos que el átomofuese en gran medida sólo espacio vacío.

La explicación al fenómeno podría resumirse más o menos así:

La colisión de partículas positivas de gran tamaño ( ) con la lámina de oro es posibleporque ambas tienen masa.

Más del 90% del espacio ocupado por el átomo es vacío y no una masa uniforme ycompacta.

La gran mayoría de las partículas no se desvió porque no pasó cerca del núcleo. Las que pasaron cerca del núcleo experimentaron desviación. Las que colisionaron con el núcleo se devolvieron.

Representaciones del modelo atómico de Rutherford

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Sin embargo, la comunidad científica fue muy crítica con los resultados de Rutherford. Losresultados eran concluyentes, pero la explicación no. Según Rutherford:

El núcleo atómico debía ser en extremo pequeño (casi un 1% del volumen total delátomo).

El núcleo se componía de partículas positivas (protones). La periferia era ocupada por electrones en movimiento. El átomo era, en su conjunto, eléctricamente neutro.

Las preguntas que quedaban en el aire y generaban sospecha en el modelo eran las siguientes:

¿Cómo pueden los átomos ser estables energéticamente, si presentan un núcleoextraordinariamente denso?

¿Cómo se evita la repulsión de cargas eléctricas de igual magnitud y signo? ¿Por qué los electrones no sienten atracción por el núcleo? ¿por qué el menor espacio del átomo lo ocupan aquellas partículas de enorme tamaño?

Las respuestas a estos cuestionamientos, por parte de Rutherford y sus colaboradores, no sehicieron esperar:

La estabilidad energética se debe a la existencia de una partícula neutra, que evita larepulsión.

Si bien existe atracción núcleo – electrón, la enorme velocidad a la que orbitan les impidecaer.

La única explicación a la desviación de partículas alfa, se debe a que el núcleo es positivo yextraordinariamente pequeño.

La atracción entre el electrón y el núcleo (cargas eléctricas opuestas) era, sin lugar a dudas, elprincipal escollo en el modelo planteado por Rutherford, pues si la masa del electrón eraconsiderablemente pequeña, la atracción lo acercaría inevitablemente al núcleo. Se sabía ya queambas partículas presentaban la misma magnitud de carga eléctrica, de modo que eraperfectamente posible la colisión de ambas y la desestabilización del átomo, tal como lopresentaba Rutherford. Si a ello se suma la explicación al fenómeno, aludiendo que la velocidad ala que orbitaba el electrón era tan alta que era imposible la atracción, cabía preguntarse, ¿quéocurriría con su energía?, según los postulados de la física clásica, toda partícula con masa (comopor ejemplo el electrón) y que se mueve, debe emitir energía, así que el electrón no era la

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excepción. Algo debía ocurrir con su energía, al cabo de un tiempo esta debiera disminuir y conello hacer más importante la atracción electroestática de cargas eléctricas de signo distinto.En otras palabras, si el electrón pierde energía porque orbita, se hace más potente la atracción ycon ello el colapso del modelo planetario de Rutherford.

Error en el modelo de Rutherford

Con estos aciertos y errores, se descarta de plano la idea de Thomson y se acepta objetivamenteque el átomo es más o menos como dice Rutherford. El paso siguiente era resolver el problema delos electrones y mejorar sustancialmente el modelo.

NIELS BOHR Y EL MODELO DE LOS NIVELES DE ENERGÍA

En 1913, Niels Bohr, apoyándose en la teoría cuántica de la energía, planteada por el físicoMax Planck, resolvió los problemas del modelo de Rutherford planteando un nuevo modeloatómico. Según Bohr, la energía de un electrón se encuentra cuantizada, vale decir, a diferenciade los planteamientos clásicos para un cuerpo que emite energía en forma continua, el electrón lohace en forma discontinua y su energía viene dada por la ecuación E = h· ν . En palabras mássimples, los electrones son partículas extrañas que no se comportan de acuerdo con losparámetros establecidos por la física clásica y deben ser tratados como entes distintos. Ademásde lo anterior, existe un campo magnético asociado al movimiento del electrón conforme vaorbitando alrededor del núcleo. Esto implica, que se debe sumar un segundo movimiento a loselectrones (tan similar como la rotación de la Tierra en torno de sí misma), el Spin (giro, eninglés), le confiere más estabilidad a los electrones y contribuye también a la estabilidad delátomo.

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Niels Bohr y el spín del electrónLa comunidad científica quedó atónita con la información y se generó una gran polémica, puestoque por vez primera las ecuaciones de Newton no se ajustaban a una partícula. El nuevo modeloatómico se realizó considerando sólo 1 electrón orbitando y precisamente este detalle, condujo aerrores que hicieron imperfecto este planteamiento. En el año 1905, el físico alemán AlbertEinstein corrobora la teoría cuántica del electrón cuando describe y justifica, de manera notable,el efecto fotoeléctrico.

Estos son los principios fundamentales del modelo atómico de Bohr:

1. El átomo de Hidrógeno está constituido por un núcleo (positivo) de masa superior a unas 1837veces la del electrón.

2. Se constituye de 1 electrón que gira alrededor del núcleo en una orbita circular de radio r y noemite energía (onda estacionaria)

3. El electrón presenta un momento angular que se relaciona también con la cuantización de suenergía.

4. A medida que el átomo presente más niveles de energía con electrones, mayor energíatendrán aquellos que se encuentren más lejos del núcleo.

5. El electrón sólo puede saltar de un nivel de energía estacionario a otro emitiendo oabsorbiendo una determinada energía que será la diferencia entre esos niveles. Dicha emisiónprovocará una radiación de tipo electromagnética observable en espectros.

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Representaciones del modelo de Bohr y los niveles de energía cuantizados

Los planteamientos de Niels Bohr tuvieron gran aceptación, una vez entendido el efectofotoeléctrico, sin embargo, los análisis espectroscópicos en átomos superiores en masa alHidrógeno, no concordaban con lo estimado por Bohr. El problema del modelo ya no estaba en elnúcleo, si no más bien, en la periferia, los electrones y su “órbita” alrededor del núcleo eranmotivo de discusión evidente. Para no complicar el análisis ni la lectura, los problemas tenían quever con la órbita circular del electrón y por lo tanto, con su energía. Los cálculos físicos noconcordaban y era imposible que todos los electrones de un átomo tuvieran una trayectoriadefinida alrededor del núcleo. Todo lo anterior radicaba en la imposibilidad de aplicar física clásica(Newton) a una partícula como el electrón.

En ese tiempo, un joven y brillante físico francés, Louis De Broglie, propone una soluciónintrigante, según sus cálculos, el electrón debía presentar propiedades ondulatorias a pesar de sudespreciable masa. En otras palabras, el electrón podría ser tratado perfectamente como unaonda. La comunidad científica cuestiona duramente estos resultados, pues la masa del electrón yaestaba determinada y figuraba en numerosos textos de divulgación científica. Los resultadosanteriores no podían estar tan errados.

Con los postulados de De Broglie y la cuantización de la energía propuesta por Planck, se inicia eldesarrollo de una ciencia nueva, “la Física Cuántica”, que busca resolver y desentrañar lacompleja composición de los átomos.

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Foto histórica de uno de los congresos Solvay (Dinamarca Copenhague), en estas reuniones se discutieron,resolvieron y construyeron las bases de la física cuántica (en la fotografía, Madame. Curie, Einstein, Planck,Pauli, Lorentz, Bohr, Heisenberg, De Broglie, por nombrar algunos)

En ese mismo tiempo, el alemán Werner Karl Heisenberg pone de manifiesto el error que secomete al medir 2 propiedades físicas en el electrón usando la física Newtoniana. La posición deéste en el átomo y la velocidad con la que orbita, son 2 variables físicas que jamás se podránmedir en forma simultánea, sencillamente porque la masa del electrón es demasiado pequeña.

La ecuación de Heisenberg es brillante y pone de manifiesto, la necesidad urgente de resolver yproponer parámetros nuevos en la física. El dogma planteado por Heisenberg tuvo eco en lacomunidad científica y se le bautizó con el nombre de la ecuación de incertidumbre.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

De todos modos, esto no detuvo a Bohr y su modelo alcanzó fama mundial. Es importante señalarque para el átomo de Hidrógeno, el modelo se ajusta a la perfección, sin embargo, presentaerrores cuando se aplica a átomos con mayor número de partículas.

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ERWIN SCHRÖDINGER Y EL MODELO MECÁNICO CUÁNTICO

El físico austríaco Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger, interpreta la ecuación deincertidumbre y valiéndose de los aportes de Bohr y otros físicos como Sommerfeild, da unasolución coherente en términos de probabilidad.

Erwin Schrödinger y la interpretación elíptica de la trayectoria de un electrón dada por Sommerfield

Este modelo atómico nuevo utilizaba sólo principios cuánticos, apartándose completamente de losprincipios clásicos. De acuerdo con sus postulados, Schrödinger interpreta que no es posibleaceptar como correcto la trayectoria circular de un electrón, aún cuando sea correcta para elátomo de Hidrógeno. El electrón es una partícula dual y por lo tanto, tiene propiedadesondulatorias. Para describir la trayectoria le asocia una función matemática al electrón sindespreciar su masa. Nace entonces, el término orbital, y lo define como la zona del espaciodonde es probable (estadísticamente) encontrar al electrón.Schrödinger estaba de acuerdo con Bohr respecto de que si el electrón permanece en un nivel deenergía siempre estará estable, pero al alejarse del núcleo, la energía aumentará (nivelesestacionarios).

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Sus resultados se presentan en un importante congreso y los análisis posteriores ratificaron quees perfectamente posible asociar una función de onda al electrón (interpretación deCopenhague, en honor a la cuidad donde se realizó el congreso). Dicho de otro modo, sereconoce el error que proponía Heisenberg al medir la posición y velocidad de una partículapequeña como el electrón, pero también es cierto que es posible calcular matemáticamente laprobabilidad de encontrarlo.

Comportamiento dual del electrón, su posición sólo se entiende en términos de probabilidades

El concepto de orbital es relativamente nuevo (1926) y debe entenderse como las solucionesmatemáticas al principio de incertidumbre.

También es necesario entender que a pesar de que todos los electrones de un átomo seencuentran fuera del núcleo y que además todos presentan la misma masa, NO TODOS LOSELECTRONES TIENEN LA MISMA ENERGÍA; aquellos que estén más cerca del núcleo serán másestables y menos energéticos que los que se encuentren más lejos.

Soluciones matemáticas a la ecuación de Schrödinger (ecuaciones de onda)

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LOS NÚMEROS CUÁNTICOS:SOLUCIÓN A LA PROBLEMÁTICA DE LOS ELECTRONES

Con el modelo atómico de Niels Bohr, era posible aclarar la energía de un electrón y cómo éstapodía cambiar en la medida que el electrón se alejase del núcleo. La energía estaba cuantizada ysólo permitía valores enteros (n). El modelo mecánico cuántico acepta esta proposición ycomplejiza el análisis para los electrones, pues establece una probabilidad matemática de situar alelectrón respecto del núcleo. Más aún, el modelo se ajustaba y concordaba con los espectros deemisión tan confiables para la época. Sin embargo, quedaban muchas cosas por acordar, no sólola energía era variable en los electrones, también el campo magnético asociado al giro (spín), laorientación espacial del orbital e incluso la misma solución a la ecuación de onda para cadaelectrón diferían y debían de ser explicadas si se deseaba unificar y generalizar el modelocuántico.

En la época muchos científicos participaron en la construcción del modelo, confiados en las ideasde Schrödinger y seguros de que por fin se apuntaba a un modelo predictivo. La descripción de losnúmeros cuánticos permitió diferenciar, ordenar, clasificar y justificar, las diferencias entre unelectrón y otro en el átomo. A cada electrón le corresponde una única combinación de númerosque lo identifican y diferencian del resto de electrones. En palabras simples, este principiounificador corresponde a una serie de características asignables a los electrones y que justifica enforma correcta, los resultados empíricos obtenidos hasta esa fecha.

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)

Indica el nivel de energía que le corresponde al electrón. Puede entenderse también como ladistancia de éste respecto del núcleo y el campo eléctrico entre ambos. Mientras más lejos seencuentre el electrón más energía tendrá y mayor será su número cuántico asignado.

El número cuántico principal toma valores enteros (estados cuánticos) que van desde n=1, hastan=

En la figura anterior cada línea corresponde a un nivel de energía siendo la capa K la más cercanaal núcleo y donde se sitúan los electrones con menor energía. Si un electrón “salta” desde el nivel1 (K) hasta el nivel 2 (L), tendrá que absorber un cuanto de energía, por el contrario si se acercadeberá emitir energía en forma de fotón.

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NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO ( )

Determina la forma del orbital que le corresponde al electrón. Sus valores se asignan desde 0hasta n-1, siendo n el número cuántico principal. Los principales y más conocidos orbitalesasignados son los siguientes:

Orbital s ( =0)

Orbitales p ( =1)

Orbitales d ( =2)

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Orbitales f ( =3)

Cuadro resumen para los orbitales

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)

Describe la orientación espacial del orbital ( ). Es relevante en la interacción entre el electrón conun campo magnético externo y también con el campo que generan otros electrones. Sus valoresvan desde - hasta + , pasando por el cero.

NÚMERO CUÁNTICO DE SPÍN (s)

Se relaciona con el giro del electrón en torno de su propio eje. Esto fue descrito en su momentocomo un campo magnético anexo al que ya presenta el electrón por girar alrededor del núcleo.

El spin de un electrón toma 2 valores que corresponden a estos 2 campos magnéticos señalados.Se asigna el valor +½ y – ½ según corresponda. Por convención se acepta el valor positivopara el primer electrón en un orbital.

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ASIGNACIÓN DE NÚMEROS CUÁNTICOS PARA LOS ELECTRONESprincipio unificador o de construcción

La correcta asignación de las definiciones anteriores tardó tiempo en concretarse. A la comunidadcientífica le costaba entender aún la mecánica ondulatoria y los principios cuánticos aplicados alelectrón. La interpretación, sin embargo, parecía correcta, ahora era posible definir a loselectrones en un átomo, por separado y más aún no sólo la energía contenida era una evidenciaempírica, también era posible describir matemáticamente la ubicación de ellos respecto delnúcleo.

El principio de construcción publicado en la segunda década del 1900, ordenó y zanjó todocuestionamiento. Se basó en la lógica de que la estabilidad energética de los electrones tienerelación directa con la asignación de los números cuánticos más pequeños, de este modo, losprimeros electrones ubicados en la envoltura, son los de menor energía y por lo tanto, mayorestabilidad. Esta idea tuvo mucho asidero, pues los químicos preocupados por entender el enlaceentre los átomos estaban seguros de que no todos los electrones de un átomo participan en lainteracción, sino sólo algunos, los de mayor energía, precisamente los que se encuentren máslejos del núcleo.

MÍNIMA ENERGÍA

Principio que establece que a medida que los electrones “llenan los orbitales”, lo hacen primero enaquellos de menor energía y que correspondan al nivel cuántico más cercano al núcleo. Con elloconservan la estabilidad energética que sustenta la existencia de los átomos.

Energía de los orbitales en los niveles energéticos

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EXCLUSIÓN DE PAULI

En 1925 el brillante físico austríaco, Wolfgang Pauli estableció el siguiente principio: “en un orbitalatómico NO pueden existir 2 o más electrones con sus 4 números cuánticos idénticos. Sí puedenexistir electrones con 3 números cuánticos iguales, pero el cuarto (spín) debe ser distinto”. Cabenotar que para efectos prácticos suele indicarse a los electrones en un orbital con una flecha. Siésta apunta hacia arriba, por convención, se acepta spín + ½, si está hacia abajo, el spín será elopuesto (- ½ )

Distribución correcta e incorrecta de los electrones en los orbitales, considerando el principio de Pauli.

Wolfgang Ernest Pauli

MÁXIMA MULTIPLICIDAD, PRINCIPIO DE HUND

De acuerdo con la regla de Hund, para orbitales de igual energía, la distribución más estable deelectrones es aquella que tenga el mayor número de spines paralelos, es decir, electronesdesapareados y con el mismo valor de . Esto implica que los electrones se ubican de a uno encada orbital (todos con el mismo spín) y luego se completan adicionando los respectivoselectrones con spínes antiparalelos (signo contrario).

Ubicación de los electrones en los orbitales de igual energía,considerandola regla de Hund

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Otro ejemplo:

Una vez ubicados los 3 electrones con el mismo spín en 3 orbitales de igual energía, éstos sesemi-completan, luego el cuarto electrón entra al primer orbital con spín opuesto.

CONSIDERACIONES IMPORTANTES EN LA ASIGNACIÓN DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

1. De acuerdo con Pauli, en cada orbital atómico sólo hay 2 electrones que deben presentar almenos un número cuántico distinto del otro.

2. En los orbitales tipo s sólo pueden ubicarse 2 electrones como máximo.

3. Existen 3 distintos tipos de orbitales p, todos con distinto número m, pues presentandiferente orientación espacial.

4. Los orbitales d son 5 y los orbitales f son 7.

5. En el primer nivel de energía (n=1) sólo hay 2 electrones, en el segundo 8 y en el tercernivel 18.

6. De acuerdo con los puntos anteriores, en el primer nivel de energía sólo hay 1 orbital (s)

7. En el segundo nivel de energía hay 4 orbitales atómicos (s, px, py, pz)

8. En el tercer nivel de energía hay disponibilidad para 9 orbitales (s, px, py, pz, y 5orbitales d)

DISTIBUCIÓN DE NÚMEROS CUÁNTICOS PARALOS PRIMEROS ELECTRONES DE UN ÁTOMO

ē n m S

1º 1 0 0 +½

2º 1 0 0 -½

3º 2 0 0 +½

4º 2 0 0 -½

5º 2 1 - 1 +½

6º 2 1 0 +½

7º 2 1 +1 +½

8º 2 1 - 1 -½

9º 2 1 0 -½

10º 2 1 +1 -½

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EL NÚCLEO ATÓMICO

Con el tema de los electrones resuelto gracias a los nuevos conceptos cuánticos, es precisocentrar el estudio en el interior del núcleo y resolver la enorme cantidad de cuestionamientos quese generaron en la época en que se planteó el modelo atómico nucleado de Ernest Rutherford.

En la misma fecha en que se resolvían los problemas electrónicos, se desarrollaba, en formaparalela, una línea investigativa, para establecer correctamente la arquitectura del núcleoatómico. La enorme cantidad de energía acumulada en un espacio tan pequeño, le daba la razón aRutherford respecto a la constitución del núcleo, pero dejaba en el aire serias dudas en loreferente a la estabilidad de éste y las increíbles emisiones de energía que pudieron constatar,entre otros, Henry Becquerel, los esposos Curie y James Chadwick (neutrón).

Los estudios físicos y químicos en lo referente a la composición del núcleo atómico, permitieronestablecer parámetros importantes que han sido sumamente útiles como herramienta para derivary responder preguntas superiores. La definición de número atómico, el estudio de los isótopos enlos átomos, el conocimiento de una partícula sin carga eléctrica pero de similar masa que elprotón y la determinación de la masa de los átomos, fueron avances notables que facilitaron elconocimiento de la energía nuclear.

Propiedades del núcleo

El número atómico (Z): Corresponde a la cantidad total de protones presentes en un átomo.El número atómico, es el número que identifica a un elemento, lositúa en el sistema periódico, le da el nombre y le permite al científicoestablecer posibles propiedades químicas en él.

El número másico (A): Corresponde a la cantidad total de partículas en el núcleo.Técnicamente es la suma de protones y neutrones y guardarelación con la masa del elemento. Cabe señalar, eso sí, que elnúmero másico no tiene unidad de medición, pues conceptualmentesólo es un número. La masa de un átomo es un promedio de laabundancia isotópica de éste en la naturaleza.

Concepto de Isótopos: Se define isótopo como los átomos de un mismo elemento (igual Z),que difieren entre sí, sólo en el número de neutrones. Los isótopossiempre pertenecen a la misma especie química y varían en la masa,siendo el más abundante, casi siempre, el de masa menor. Todos losisótopos presentan las mismas propiedades químicas

Concepto de Isóbaros: Son átomos de especies distintas (Z diferente) que presentan elmismo número de partículas en el núcleo (tienen igual A). Todospresentan distintas propiedades químicas.

Concepto de Isótonos: Átomos de distinta especie que presentan el mismo número deneutrones, por lo tanto, no tienen el mismo Z ni el mismo A

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Fuerza del núcleo

En física se conocen 4 tipos de interacciones (fuerzas):

1. Gravitacionales2. Electromagnéticas3. Fuertes4. Débiles

Las que imperan en el núcleo son las 2 últimas, a estas se les conoce como fuerzas nucleares, ysólo las hay en el interior de los átomos. Ambas interacciones son de corto alcance, por lo tanto,no interaccionan con los electrones que orbitan. Estas fuerzas son las responsables de laestructura del núcleo y justifican en gran medida la enorme cantidad de energía concentrada.

ESTABILIDAD DEL NÚCLEO

En la naturaleza existen alrededor de 90 elementos en cantidades más o menos apreciables.Todos estos elementos presentan isótopos de mayor y menor masa, algunos estables y la granmayoría inestables, razón por la cual se desintegran y abundan menos. Hay aproximadamente unpromedio de 3 isótopos por elemento, siendo los del hidrógeno los más livianos.

La razón por la que algunos isótopos tengan menor abundancia, guarda relación con la estabilidaddel núcleo y más precisamente con la relación entre el número de protones y el de neutrones. Latabla siguiente evidencia algunas relaciones interesantes para discutir:

Z (protones) n (neutrones) A (número másico) Nº isótoposPar Par Par 165Par Impar Impar 55

Impar Par Impar 50Impar Impar Par 4

Se observa claramente que aquellas especies con número atómico (Z) par son más abundantesque las con Z impar. Aquellos átomos menos abundantes en la naturaleza y con menor númerode isótopos tienen Z y n impar.

¿Cuál es la razón física por la cual un núcleo es inestable y por qué aquellos átomos con Z y n parabundan más que otros?

La explicación no es simple, pero está relacionada con relación n/Z. Anteriormente se señaló queen el núcleo operan las fuerzas de corto alcance que son unas 100 veces mayor que las fuerzascoulombianas. Pues bien, entre protones la fuerza de repulsión es enorme, pero estasinteracciones de corto alcance (mayores) mantienen unidas a estas partículas. Además, losneutrones interaccionan con los protones incrementando la estabilidad del núcleo. Ahora bien, sila relación entre ambos se mantiene en un valor cercano a 1 (un protón por cada neutrón), lasfuerzas de corto alcance serán suficientes para mantener al núcleo cohesionado. Sin embargo, enocasiones el número de protones excede al de neutrones o viceversa y esta relación se escapa delvalor 1, causando por un lado un aumento en la repulsión entre protones (hay pocos neutrones) ydesestabilizando al núcleo. Cuando esto ocurre, el átomo se fisiona naturalmente liberandoenergía, carga o masa hasta alcanzar la estabilidad buscada. Se dice entonces, que el átomo esradiactivo y emitió energía nuclear.

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FENÓMENOS RADIACTIVOS

En 1896, en forma casi accidental, el científico francés Antoine Henry Becquerel, descubre unfenómeno asombroso: la Radiactividad.

Henry Becquerel y los esposos Curie

Se trata una de las emisiones de energía atómica más sorprendentes y de mayor utilidad a lafecha. Estudiando en su laboratorio un mineral de Uranio, Becquerel observó fosforescencia sinque el mineral hubiera sido expuesto previamente a la luz. En sus estudios posteriores Becquerelpudo comprobar que el mineral emitía radiación con energía suficiente para velar una placafotográfica.

Al igual que los rayos X, los rayos provenientes del mineral de uranio eran de alta energía y fueimposible desviarlos con un campo electromagnético externo. Sin embargo, se diferenciaban delos otros, puesto que se emitían de manera espontánea.

Becquerel de inmediato compartió sus resultados con un joven matrimonio de físicos, los Curie,quienes pudieron acuñar este fenómeno con el nombre de Radiactividad.

En el año 1898 el matrimonio Curie, puedo aislar 2 elementos radiactivos nuevos, el Polonio y elRadio. El reconocimiento por estos trabajos les permitió a estos 3 científicos adjudicarse unpremio Nobel.

En concordancia cronológica Ernest Rutherford, en 1902, pudo demostrar que la radiactividadgeneraba transformaciones espontáneas en un elemento, de modo que el cambio en el número deprotones por sucesivos decaimientos, podría transformar a un elemento en otro.

Finalmente en 1911 Marie Curie aísla el radio y obtiene su masa atómica, el descubrimiento lesignifica un segundo premio Nobel. Los Curie identificaron tres radiaciones de intensidad ynaturaleza diferente en sus estudios con el Radio. A estas emisiones les denominaron, alfa (),beta (ß) y gamma (), sin embargo a la fecha se conocen otras dos formas anexas de emisiónatómica: la captura electrónica y la emisión de positrones.

Independiente de los procesos de desintegración que experimente un átomo, lo realmenteinteresante tiene que ver con la emisión o no de partículas en el núcleo. La enorme cantidad deenergía acumulada y que se libera durante los procesos de desintegración le permite al núcleoestabilizarse transmutando en otro elemento o permaneciendo tal cual, pero con menos energía.

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PROCESOS DE DESINTEGRACIÓN

Existen 3 tipos de desintegraciones radiactivas:

Emisión de partículas alfa ( ) Emisión de partículas beta ( ) Emisión de rayos gamma ( )

EMISIÓN ALFA ( 4 +22He ): Corresponde a partículas con carga positiva +2 y 4 unidades de masa

atómica. Son núcleos de helio con poco poder de penetración y gran capacidad ionizante

HePbPo 42

20682

21084

EMISIÓN BETA ( 0-1e ): Son partículas con carga negativa (electrones) que viajan a gran

velocidad. Se desvían frente a un campo electromagnético y son mucho más penetrantes que lasradiaciones alfa. Las emisiones beta provienen del núcleo producto de la desintegración de unneutrón.

eNC 10

147

146

EMISIÓN GAMMA ( ): corresponde a radiación electromagnética de alta energía; no poseen

masa. En la emisión de rayos gamma no hay cambios en el número de protones y neutrones en elnúcleo por lo tanto, no hay transmutación (cambio en la identidad de un átomo).

ee 10

10

La transmutación necesariamente implica un cambio en la naturaleza del átomo, vale decir,variación en el número de protones.

FUSIÓN NUCLEARCorresponde a la unión de núcleos ligeros con formación de núcleos más pesados yliberación de energía.La bomba de hidrógeno es la reacción de fusión más conocida:

Núcleos ligeros de deuterio y el tritio se combinan para originar núcleos más pesados. Estareacción tiene lugar en el sol, por lo tanto sólo se produce a altísimas temperaturas. Cerca de 200millones de grados Celsius son necesarios por tanto es prácticamente inútil intentar realizarla entierra.

Fusión nuclear en el Sol

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FISIÓN NUCLEAR

Es la división de un núcleo muy pesado en un par de núcleos de masa próxima a 60,proceso en el cual se libera gran cantidad de energía.

Ejemplo:

235 1 141 92 192 0 56 36 0U + n Ba + Kr + 3 n + ENERGÍA

PERÍODO DE SEMIDESINTEGRACIÓN O TIEMPO DE VIDA MEDIO (T½)

Se define como el tiempo promedio que tarda una muestra radiactiva en reducirse a la mitad desu masa inicial, independiente de la cantidad de muestra radiactiva. Las vidas medias de loselementos alcanzan, desde una fracción de segundo, hasta miles de millones de años.

Gráfica de vida media:

En la gráfica anterior se aprecia que para un átomo radiactivo cualquiera, el tiempo de vidapromedio que demora en emitir masa, carga y energía desde el núcleo, toma 4 unidades detiempo. Cada 4 unidades, su masa se reduce a la mitad de la anterior.

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 01

1. Dentro de las características que presenta la partícula Alfa, se cuenta

I) presenta 2 protones en su composición.II) tiene 4 unidades de masa atómica.III) posee 2 neutrones y 2 electrones orbitando.

De las opciones anteriores, ¿cuál(es) es (son) correcta(s)?

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) sólo II y III.

2. La siguiente gráfica corresponde al decaimiento de un elemento radiactivo desconocido (X). Alcabo de 3 vidas medias, una masa inicial de 120 gramos de X se reduce hasta 15 gramos,entonces, ¿cuánto tiempo transcurre en cada vida media?

Masa(gramos)

Años

120

60

30

15

0 120

A) 10 añosB) 20 añosC) 40 añosD) 80 añosE) 120 años

3. Considere la siguiente reacción nuclear

HCN 11

146

147 X

Respecto a X, corresponde a un(a)

A) protón.B) neutrón.C) electrón.D) partícula alfa.E) partícula beta.

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4. Al comparar las siguientes especies químicas216

8X 22412Y

Se infiere que

Son isoelectrónicos. Y tiene más protones que X. X tiene menos neutrones que Y. X e Y presentan 10 electrones en su envoltura.

¿Cuántas de las opciones son correctas?

A) 0B) 1C) 2D) 3E) 4

5. Considere la siguiente reacción de fisión

HeLinB 42

73

105 1

0

Analizando los núcleos de Boro y litio, se puede deducir correctamente que

I) B105 es isobaro con Li7

3 .

II) Li73 tiene número másico igual a 7.

III) B105 tiene 15 partículas en el núcleo.

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y IID) Sólo II y III.E) I, II y III.

6. Si en transcurso de 1500 años, la masa de un isótopo radiactivo se redujo en un 75%,entonces, la vida media de éste será de

A) 1500 añosB) 750 añosC) 500 añosD) 250 añosE) 150 años

7. Para que un radionuclido (átomo radiactivo) transmute en otro de menor masa, debenecesariamente cambiar el número de

A) electrones.B) protones.C) neutrones.D) orbitales con electrones.E) niveles de energía con electrones.

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8. Los siguientes 3 isótopos le corresponden al átomo de Hidrógeno

H11 H2

1 H31

Respecto del análisis de ellos, es INCORRECTO afirmar que

I) tienen el mismo número de neutrones.II) presentan el mismo número atómico.III) tienen la misma masa atómica.

A) Sólo I.B) Sólo III.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

9. El siguiente esquema representa a un átomo neutro (X)

5+5n

Del análisis se verifica correctamente que

A) el número atómico para X es 10.B) la notación correcta debe ser 510

5X

C) todos los electrones presentan la misma energía.D) el átomo tiene número másico igual a 10.E) el átomo presenta 15 partículas nucleares.

10.La definición correcta para el término ANIÓN es

A) especie química con exceso de neutrones.B) especie química con exceso de protones.C) especie química con carga eléctrica positiva.D) especie química radiactiva con electrones en el núcleo.E) especie química con mayor cantidad de electrones que protones.

11.Para la siguiente especie química cargada eléctricamente 24120 X , se cumple que

Z A n ē

A) 41 21 20 18B) 20 18 41 21C) 18 41 18 20D) 41 20 21 41E) 20 41 21 18

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12.Teniendo en cuenta los términos n, l y m, corresponden a

n = número cuántico principall = número cuántico azimutalm = número cuántico magnético

La correcta combinación de números asignados al segundo electrón de cualquier átomo quelo contenga, en estado fundamental, tiene valores

n l m

A) 1 1 0B) 1 0 1C) 1 0 0D) 1 0 2E) 1 2 0

13.A continuación se presentan 4 aseveraciones respecto de los modelos atómicos tratados eneste capítulo

1. El modelo atómico de Thomsom consideraba un núcleo macizo con carga eléctrica positiva,lleno de protones

2. El modelo denominado “de estado estacionario”, definía niveles cuantizados de energíapara los electrones.

3. En el modelo de Ernest Rutherford los protones y neutrones se ubican en el núcleo, entanto que los electrones ocupan orbitales s, p, d y f disponibles en el exterior.

Al evaluar con una V las afirmaciones VERDADERAS y una F las FALSAS, la única opcióncorrecta tendrá que ser

1 2 3

A) V V FB) F V FC) F F VD) V V VE) F F F

14.El siguiente dibujo corresponde al átomo de Nitrógeno ( N14 )

7+7n

Respecto de los electrones, es posible afirmar correctamente que

I) 5 de ellos se denominan “de valencia”.II) todos están igualmente atraídos por el núcleo positivo.III) los 2 electrones del primer nivel, tienen menos energía que el resto.

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo III.D) Sólo I y II.E) Sólo I y III.

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15.En química, la notación e01 se utiliza para identificar a un(a)

A) electrón externo.B) partícula beta.C) emisión gamma.D) positrón.E) neutrón.

16.¿Cuántos electrones debe tener un elemento que posee número másico 25 y 12 neutrones enel núcleo?

A) 10B) 12C) 13D) 15E) 25

17.En el modelo de atómico “de estado estacionario” propuesto por Niels Bohr, si un electróncualquiera, se aleja del núcleo, la energía de éste

A) se pierde.B) aumentaC) disminuyeD) permanece constanteE) lo hace colisionar con otro.

18.Analice el siguiente esquema

Metal cargado eléctricamente

Catión

Asignando correctamente la carga eléctrica del ion y el nombre del electrodo, la opcióncorrecta será

Carga eléctrica Electrodo

A) positiva ánodoB) negativa cátodoC) negativa ánodoD) positiva cátodoE) neutra ánodo

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19.La definición: Radiación electromagnética de alta energía sin carga eléctrica ni masa,corresponde a la emisión nuclear llamada

A) gamma.B) beta.C) alfa.D) captura electrónica.E) rayos U.V.

20.¿Cuántos orbitales con electrones presenta una átomo neutro con 8 electrones? (Asuma estadobasal)

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 5

DMDO-QT01

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