- Dalton: TEORIA ATÓMICA ( inicio del SIGLO XIX) - Descubrimiento del electrónjoseph John Thomson ( )

Transcripción

1 REPASO QUÍMICA 01

2 - Dalton: TEORIA ATÓMICA ( inicio del SIGLO XIX) - Descubrimiento del electrónjoseph John Thomson ( )

3 Modelo de Thompson Modelo del budín de pasas

4 - 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

5 Marie Curie, discípula de Becquerel, sugirió el nombre de radiactividad para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación 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

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7 Ernest Rutherford gran científico de origen neozelandez en 1910 utiliza partículas alfa para escudriñar la estructura del átomo EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

8 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

9 Masa y carga de las partículas subatómicas Carga Partícula Masa (g) Coulombs Carga unitaria Electrón 9, x ,6022 x Protón 1,67262 x ,6022 x Neutrón 1,67493 x

10 Modelo planetario de Rutherford

11 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.

12 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:

13 1) el principio de indeterminación (o de incertidumbre) de Heisenberg (1927) 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.

14 2) La naturaleza ondulatoria del electrón basada en la idea de De Broglie de que todas las partículas tienen asociada una onda.

15 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.

16 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

17 1.Número cuántico principal, n. Número cuántico principal Designación con letras K L M N O P Q

18 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. n l Número cuántico secundario Designación con letras s p d f , 1 0, 1, 2 0, 1, 2, 3 representa la existencia de los subniveles energéticos en el átomo

19 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

20 Para l = 0 m = 0 Para l = 1 m = Para l = 2 Para l = m = m =

21 La forma de los orbítales s, p y d están ilustradas en la siguientes figuras: S

22 P

23 d

24 f

25 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.

26 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 2 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

27 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

28 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.

29 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.

30 ejemplo 3. Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Diagrama de orbitales 2s 2p incorrecto 2s 2p correcto

31 Siguiendo las reglas enunciadas en el párrafo anterior y utilizando la simbología nl x que combina n, l, m y el número de electrones x, podemos ahora escribir la configuración electrónica de los elementos. 1 1 H1s o H 1s Esto se llama diagrama orbital

32 2 2 He1s ohe 1s 21 3 Li1s2soLi 1s2s 22 4 Be1s2soBe 1s2s B1s2s2poB 1s2s2p

33 222 6 C1s2s2poC 1s2s2p N1s2s2poN 1s2s2p O1s2s2poO 1s2s2p F1s2s2poF 1s2s2p Ne1s2s2poNe 1s2s2p

34 A partir del sodio, es mejor escribir las configuraciones en forma abreviada Na Ne3s 21 Al Ne3s3p Mg Ne3s 22 Si Ne3s3p 15 P Ne3s3p S Ne3s3p Cl Ne3s3p Ar Ne3s3p

35 19 K Ar4s Ca 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: 24 Cr Ar4s3d 15 En 24 Cr Ar4s3d 24 lugar de 29 CuAr4s3d 1 10 En lugar de 29 CuAr4s3d 29

36 Tabla Periódica

37 Consideramos 4 grandes grupos en la tabla periódica Gases nobles o inertes

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39 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 2 1s 2 ns 21 nsnp 2 2 nsnp 2 3 nsnp 2 4 nsnp 2 5 nsnp 1 ns 26 nsp

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41 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

42 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

43 3. El número de electrones del ion de Z = 20 y A = 40 es: a. 20 b. 25 c. 15 d. 40 e X

44 4. El número de neutrones para el ion Y 3 de A = 30 y Z = 15, es: a. 15. b. 30 c. 20. d. 25. e. 10.

45 5. Cuál es el número de electrones de valencia según la configuración electrónica 2 2 1? a. 2 b. 1 c. 3 d. 5 e. 4 1s 2s 2p

46 6. De los siguientes elementos, el (o los) que presenta(n) dos electrones desapareados en su estado fundamental es (o son): C:1s 2s 2p O:1s 2s 2p Be :1s 2s 2 2 a. Sólo I b. Sólo III c. Sólo I y II d. Sólo II y III e. I, II y III

47 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

48 8. Un elemento que: es estable electrónicamente, no presenta tendencia a ganar o perder electrones y en general los elementos del grupo tienen estructura 2 6 Nos referimos seguramente a a. Un gas noble b. Un no metal c. Un metal d. Un Ion e. Un neutrón ns p

49 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

50 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

51 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

52 el siguiente esquema representa una zona de la tabla periódica ( preguntas 10,11,12 y 13) IIA 2 M III B IVB V B 3 L X Z 4 Q R

53 12. El elemento de mayor radio atómico es a. M b. L c. Q d. X e. R IIA M Q III B IVB V B L X Z R

54 13. el elemento menos electronegativo es: a. M b. Q c. X d. R e. Z IIA M Q III B IVB V B L X Z R

55 14. el elemento que presentara mayor energía de ionización será: IIA a. M b. Q c. Z d. L e. R M Q III B IVB V B L X Z R

56 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 IIA M Q III B IVB V B L X Z R

57 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

58 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

59 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

60 19. La configuración electrónica de un elemento es 1s 2s 2p 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

61 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.

62 21. de las siguientes propiedades son extensivas a. solo I b. solo II c. solo III d. solo I y II e. solo I y III I. la masa II. la temperatura II. la densidad

63 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

64 23. Al transformarse en ion estable, un átomo de uno de oxigeno ( magnesio ( ) y ) respectivamente: 8 O 12 Mg 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.