REPASO QUÍMICA 01

- Dalton: TEORIA ATÓMICA ( inicio del SIGLO XIX)

- Descubrimiento del electrónJoseph John Thomson

(1856-1940)

Modelo de Thompson

Modelo del budín de pasas

- EN 1895 WILHELM RONTGEN

Descubre Los

rayos X.

cuando los rayos

catódicos incidían sobre

el vidrio y los metales,

hacían que estos

emitieran unos rayos

desconocidos

Cuando la radiación de un mineral de uranio se hace pasar a

través de un campo eléctrico esta se divide en tres tipos de

radiaciones Rayos alfa, rayos beta, rayos gamma

Marie Curie, discípula de Becquerel, sugirió el nombre

de radiactividad para describir la emisión espontánea

de partículas y/o radiación

Ernest Rutherford gran científico de

origen neozelandez en 1910 utiliza

partículas alfa para escudriñar la

estructura del átomo

EXPERIMENTO DE

RUTHERFORD

Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina

de berilio con partículas , el metal emitió una

radiación de muy alta energía, similar a los rayos

Se demostró a posterior que esta radiación

era un tercer tipo de partícula llamada

NEUTRÓN de la misma masa del

neutrón y sin carga eléctrica.

1932

Masa y carga de las partículas subatómicas

Carga

Partícula Masa (g) Coulombs Carga unitaria Electrón 9, 10939 x 10-28 -1,6022 x 10-19 -1

Protón 1,67262 x 10-24 +1,6022 x 10-19 + 1

Neutrón 1,67493 x 10-24 0 0

Modelo planetario

de Rutherford

Posterior al modelo planetario y con la necesidad de

Explicar el fenómeno de los espectros surge el

MODELO DE BOHR

POSTULADOS DE BOHR

1º Cuando el electrón se encuentra en estado normal,

gira en órbitas estacionarias y no emite energía. El

electrón gira en orbitas circulares

2º En el desplazamiento del electrón hemos de introducir la

cuantificación de la energía. En otras palabras el electrón

solo tiene un conjunto de orbitas permitidas y en ellas no

emite energía.

La teoría actual sobre la estructura electrónica la

entrega la mecánica ondulatoria (mecánica

cuántica) es el llamado modelo mecano –

cuántico del átomo. Esta tiene sus bases en:

1) el principio de indeterminación (o de

incertidumbre) de Heisenberg establece que es imposible conocer exactamente

dónde esta un electrón en un determinado intervalo

de tiempo; su posición sólo puede ser determinada a

base de probabilidades.

(1927)

2) La naturaleza ondulatoria del

electrón

basada en la idea de De Broglie de que todas las

partículas tienen asociada una onda.

Cuando se combinan los conceptos que se

acaban de describir (el principio de incertidumbre y

el electrón como una onda estacionaria) el

resultado es la teoría mecánico ondulatoria

del átomo, expresada generalmente en forma de

una ecuación matemática, la llamada ecuación

de onda de Schrödinger.

Configuración electrónica de los

átomos

La resolución de la ecuación de onda de Schrödinger

produce 3 números conocidos como números cuánticos,

los que junto a un cuarto, que tiene su origen en un

“movimiento” del electrón, determinan las energías y

las posiciones probables de los electrones en un

átomo

La zona donde es mas probable encontrar un electrón

corresponde al ORBITAL

1.Número cuántico principal, n.

Número

cuántico principal

Designación con letras

1 2 3 4 5 6 7

K L M N O P Q

2 .Número cuántico secundario, l.

Especifica la forma de la región espacial en la cual

probablemente se encuentra un determinado

electrón(orbital) .Los valores numéricos sólo pueden ser

también números enteros, 0, 1, 2, 3, .. . , hasta (n –1).

Los valores de l dependen de los de n.

Número cuántico

secundario

Designación con letras

0 1 2 3

s p d f

n

1

2

3

4

.

.

l

0

0 , 1

0 , 1 , 2

0 , 1 , 2 , 3

representa la existencia de los subniveles energéticos en el átomo

3.Número cuántico magnético, m.

Este número cuántico describe el número de formas en las

cuales un orbital puede estar situado en el espacio con

respecto a un sistema de coordenadas rectangulares o

cartesiano (x, y, z). En otras palabras condiciona la

orientación espacial del orbital. Sus valores dependen de l y

están comprendidos entre -l y +l, incluyendo el 0.

Es decir:

0,1, 2,...., l

Para l = 0 m = 0

Para l = 1 m = + 1

-1 0

+2 +1

0 -1 -2

+3 +2 +1

0 -1 -2 -3

Para l = 2

Para l = 3

m =

m =

La forma de los orbítales s , p y d están ilustradas en la

siguientes figuras:

S

P

d

f

4.Número cuántico de espín, s. Indica el sentido del “giro” (espín) del electrón con respecto a

su eje imaginario. Puede tener 2 valores, +1/2 y -1/2, que

indican un sentido igual o contrario al de las manecillas de un

reloj.

En síntesis, podemos decir que n nos indica el nivel, l el

subnivel y m los orbitales. Como cada orbital (cada valor de m)

puede tener 2 electrones con diferente espín (+1/2 y -1/2) resulta

lo siguiente:

Subnivel Nº de orbitales   Electrones por

orbital

Número de

electrones

s 1

(l=0,m=0)2 22

p 3

(l=1, m=-1,0,+1)2 6

d 5

(l=2, m=-2+1,0,1,2)

2 10

f 7(l=3, m=-3,-2,-

1,0,1,2,3)

2 14

EXISTEN CIERTOS PRINCIPIOS DE LA MECANICA

CUANTICA QUE SE DEBEN TENER EN MENTE A LA HORA

DE ESCRIBIR LAS CONFIGURACIONES DE LOS

ELEMENTOS QUIMICOS, ESTAS SON

1. EL PRINCIPIO DE CONSTITUCION DE BOHR O

principio de Aufbau

Principio de exclusión de Pauli, que nos dice que

para un mismo átomo cada electrón tiene una

combinación de n, l, m y s, la cual es diferente de

algún modo de las de todos los otros electrones.

Dicho de otro modo, no más de 2 electrones

pueden ocupar el mismo orbital.

Principio de máxima multiplicidad de Hund,

que establece que los electrones que entran en

un subnivel con más de un orbital (p, d o f), se

distribuyen en los orbítales disponibles con sus

espines en la misma dirección. Es decir, entran

de a uno en cada orbital disponible y después se

aparean.

3.3. Principio de Principio de HundHund o de máxima o de máxima multiplicidadmultiplicidad. .

Diagrama de orbitalesDiagrama de orbitales

2s 2p 2s 2p incorrectoincorrecto

2s 2p 2s 2p correctocorrecto

ejemplo

Siguiendo las reglas enunciadas en el párrafo anterior y

utilizando la simbología

xnlque combina n, l, m y el número de electrones x, podemos

ahora escribir la configuración electrónica de los elementos.

11H1s o H

1sEsto se

llama

diagrama

orbital

22He1s oHe

1s

213Li1s2soLi

1s2s

224Be1s2soBe

1s2s

2215B1s2s2poB

1s2s2p

2226C1s2s2poC

1s2s2p

2237N1s2s2poN

1s2s2p

2248O1s2s2poO

1s2s2p

2259F1s2s2poF

1s2s2p

22610Ne1s2s2poNe

1s2s2p

A partir del sodio, es mejor escribir las configuraciones en

forma abreviada

111Na Ne3s

2 113Al Ne3s3p

212Mg Ne3s

2 214Si Ne3s3p

2 315P Ne3s3p 2 4

16SNe3s3p

2 517Cl Ne3s3p 2 6

18Ar Ne3s3p

119K Ar4s

220Ca Ar4s

Existen algunas excepciones (por lo menos12) en el orden

de llenado que hemos seguido. Las 2 primeras

corresponden a los elementos cromo y cobre:

1 524Cr Ar4s3d 2 4

24Cr Ar4s3d

En

lugar de 11029CuAr4s3d

En

lugar de

2 929CuAr4s3d

Tabla Periódica

Consideramos 4 grandes grupos en la tabla periódica

Gases

nobles o

inertes

Todos los elementos del grupo (según tabla de la PSU)

1º (Li, Na,........) tienen estructura

En el grupo 2º (Be, Mg.......) es

En el grupo 13º (B, Al, Ga....) es

En el grupo14º (C, Si, Ge....) es

En el grupo 15º (N, P ,.........) es

En el grupo 16º (O, S..........) es

En el grupo 17º (F, Cl ........) es

En el grupo de los gases inertes (Ne, Ar . .) es

salvo el He que es

1ns2ns

2 1nsnp22nsnp

32nsnp42nsnp

52nsnp

2 6nsp21s

1. Respecto a la estructura del átomo es cierto afirmar

que:

I. Los electrones poseen cargas negativas.

II. Los neutrones poseen cargas positivas ubicadas en el

núcleo.

III. Los protones se ubican en el núcleo.

IV. Los electrones poseen cargas positivas.

a. Sólo I

b. Sólo II

c. Sólo I y II

d. Sólo II y IV

e. Sólo I y III

2. Entre los modelos atómicos fundamentales se

encuentran:

I. “modelo de Dalton”.

II. Modelo planetario.

III. Modelo de Millikan.

a. Sólo I

b. Sólo I y II

c. Sólo I y III

d. Sólo II y III

e. I, II y III

3. El número de electrones del ion “ ”de Z = 20 y A = 40

es:

a. 20

b. 25

c. 15

d. 40

e. 35

5X

4. El número de neutrones para el ion de A = 30 y Z

= 15, es:

a. 15.

b. 30

c. 20.

d. 25.

e. 10.

3Y

5. ¿Cuál es el número de electrones de valencia según la

configuración electrónica ?

a. 2

b. 1

c. 3

d. 5

e. 4

2 2 11 2 2s s p

6. De los siguientes elementos, el (o los) que presenta(n)

dos electrones desapareados en su estado fundamental es

(o son):

a. Sólo I

b. Sólo III

c. Sólo I y II

d. Sólo II y III

e. I, II y III

2 2 2

6

2 2 4

8

2 2

4

:1 2 2

:1 2 2

:1 2

C s s p

O s s p

Be s s

7. Al comparar el poder de penetración de las radiaciones

emitidas por sustancias radiactivas, podemos afirmar que

el orden creciente en penetración es:

a. alfa < beta < gamma

b. alfa < gamma < beta

c. beta< alfa < gamma

d. gamma < beta <alfa

e. beta < gamma < alfa

8. Un elemento que:

es estable electrónicamente, no presenta tendencia a

ganar o perder electrones y en general los elementos del

grupo tienen estructura

Nos referimos seguramente a

a. Un gas noble

b. Un no metal

c. Un metal

d. Un Ion

e. Un neutrón

2 6ns p

9. el carbono esta formado por dos isótopos estables.

Estos isótopos difieren

a. el numero atómico

b. el numero másico

c. la carga nuclear

d. el numero de protones

e. la configuración electrónica

10.cual configuración es correcta para un átomo en su

estado fundamental:

a. 1s1 2s2 3s2

b. 1s2 2p2 3s2

c. 1s2 2s2 3p2

d. 1s2 2s2 2p2

e. 1s1 2s2 2p3

11. un elemento con configuración basal externa 3s2 3p2

pertenece al

a. periodo 3 y grupo IV A

b. periodo 4 y grupo III A

c. periodo 4 y grupo II A

d. periodo 3 y grupo II A

e. periodo 2 y grupo IV A

el siguiente esquema representa una zona de la tabla

periódica ( preguntas 10,11,12 y 13)

M

L X Z

Q R

2

3

4

IIA

III B IVB V B

12. El elemento de mayor radio atómico es

a. M

b. L

c. Q

d. X

e. R

M

L X Z

Q R

2

3

4

IIA

III B IVB V B

13. el elemento menos electronegativo es:

a. M

b. Q

c. X

d. R

e. Z

M

L X Z

Q R

2

3

4

IIA

III B IVB V B

14. el elemento que presentara mayor energía de

ionización será:

a. M

b. Q

c. Z

d. L

e. R

M

L X Z

Q R

2

3

4

IIA

III B IVB V B

15. ¿cuál de los elementos presenta configuración

electrónica terminal ns2 ?

a. Solo M

b. Solo Q

c. Solo R

d. X y R

e. M y Q

M

L X Z

Q R

2

3

4

IIA

III B IVB V B

16. ¿cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?

a. los gases nobles no reaccionan

b. el radio atómico de un elemento es mayor que el de su

catión

c. la electronegatividad es la capacidad de ceder electrones

d. los elementos mas electropositivos son los alcalinos

e. el fluor tiene mayor electronegatividad que el sodio

17. los elementos de un mismo periodo poseen:

a. igual cantidad de electrones de valencia

b. la misma densidad

c. el mismo numero de niveles de energía

d. igual radio iónico

e. ninguna de las anteriores

18. Dados los siguientes procesos:

¿Cuál(es) de ellos representa(n) un cambio químico?

a. solo I

b. solo II

c. solo III

d. solo I y II

e. solo II y

19. La configuración electrónica de un elemento es

conocer con respecto al elemento

I. su peso atómico.

II. su número másico.

III. su número atómico.

IV. su ubicación en el sistema periódico.

a. solo I

b. solo I y II

c. solo III y IV

d. solo II, III y IV

2 2 61 2 2s s p

20. El modelo atómico clásico, con sus protones, neutrones

y electrones, se puede considerar un

sistema planetario en miniatura, donde el sol correspondería

al núcleo atómico y los planetas a los electrones de la

envoltura. En este modelo del átomo:

a. La carga positiva está concentrada en la envoltura.

b. La carga negativa se concentra en el núcleo.

c. La envoltura es eléctricamente neutra.

d. Los protones y electrones se ubican en el núcleo.

e. Prácticamente toda su masa se concentra en el núcleo

atómico.

21. de las siguientes propiedades son extensivas

I. la masa

II. la temperatura

II. la densidad

a. solo I

b. solo II

c. solo III

d. solo I y II

e. solo I y III

22. ¿cuál de los siguientes corresponde a un cambio

físico?

a. la sublimación del yodo

b. la combustión del gas natural

c. la oxidación de un clavo

d. descomposición de un alimento

e. ninguna de las anteriores

23. Al transformarse en ion estable, un átomo de uno de

oxigeno ( magnesio ( ) y ) respectivamente:

a. gana y pierde 1 electrón.

b. gana y pierde 2 electrones.

c. gana y pierde 3 electrones.

d. pierde y gana 1 electrón.

e. pierde y gana 4 electrones.

12 Mg8O