GUÍA PSU

MÓDULO QUÍMICA.

“MODELOS ATÓMICOS Y ESTRUCTURA ATÓMICA” 1, Cada elemento químico está compuesto por partículas pequeñas e indivisibles llamadas

Modelo Atómico de Dalton átomos. En cada proceso químico el número de átomos debe permanecer constante antes y después de la reacción.

2, Todos los átomos de un mismo

elemento químico poseen masa,

propiedades físicas y químicas iguales,

pero son distintos a átomos de otro

elemento químico.

3, Los átomos se pueden combinar para

formar nuevos compuestos.

4, Postuló los primeros símbolos químicos para algunos elementos.

Modelo Atómico de Thomson 1, Experimentó con los rayos catódicos aplicándoles un campo eléctrico, con esto, descubre que los rayos se desviaban al acercarse al polo positivo y alejarse del polo

negativo.

2, Descubrió que los rayos estaban formados por partículas negativas, a la cual le llamó

“electrón” y determinó que su carga eléctrica era negativa.

3, El modelo atómico corresponde a una masa de carga positiva con electrones de carga

negativa insertos en él. Las partículas subatómicas no presentan movimiento.

4, Se pensaba que el átomo era neutro.

1897 5, ROBERT MILLIKAN, realizó una serie de experimentos para medir la carga del electrón

y determinó que esta era de -1,6022 x 10-19 Coulomb.

Modelo Atómico de Rutherford 1, Con el experimento de la lámina

de Oro, descubre que el átomo

está conformado por una parte

central que posee carga positiva

(núcleo atómico); y una corteza en

la cual giraban los electrones

libremente.

2, En este experimento, utilizó

partículas alfa (+), las que en su

mayoría, atravesaron la lámina de

oro sin problemas, pero algunas se

desviaron; debido a esto,

1911 Rutherford, comprobó que la

mayor parte de la masa del átomo

estaba en el centro, conformado

por protones y los electrones

girando alrededor.

Eugen Goldstein descubrió las partículas subatómicas positivas (que más tarde se denominaron PROTONES). Para ello realizó algunos experimentos con un tubo de descarga con el cátodo perforado, en el que observó que los rayos precedían del ánodo (electrodo positivo) y llegaban hasta el cátodo (electrodo negativo). Por lo tanto, analizó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta dependiendo del gas que estaba encerrado en el tubo.

James Chadwick descubrió el Neutrón, descubrió la existencia de una tercera partícula subatómica; NEUTRÓN, cuando comprobó que los núcleos de Berilio podían emitir partículas sin carga eléctrica.

NOMBRE:………………………………….

PROFSORA : ANA MARIA MARIHUAN

4 AÑO ELECTIVO QUIMICA

Modelo Atómico de Böhr

1913

Niels Böhr explica porque el núcleo y los electrones no se atraen, ya que si ocurriera, el electrón se proyectaría rapidamente hacia el núcleo hasta destruirlo; para lo cual postuló: 1, Existen niveles de energía, que van desde el nivel 1 hasta el infinito. 2,Los electrones se encuentran ubicados en Órbitas estacionarias (como los planetas). 3, El electrón puede saltar de un nivel de energí a otro, solo si se le entrega cierta cantidad de energía; Si el electrón pasa de un nivel menor a uno mayor de energía, el proceso de llama Absorción, y si va desde uno mayor a uno menor, se llama Emisión; cuando ocurre este último proceso, se libera una partícula electromagnética que se llama „Fotón“. 4, Con este modelo, se propone que en el núcleo se encuentran protones y neutrones, y en las órbitas giran los electrones. 5, La desventaja de este modelo es que no era aplicable para todos los átomos, solo funcionaba para el átomo de Hidrógeno.

• EL ÁTOMO: Origen del concepto de átomo: Demócrito (S. IV a.C) “sin-división”. Estructura Atómica: Los electrones se encuentran en los orbitales atómicos, mientras que los protones y neutrones se ubican en el núcleo. La masa de neutrones y protones es prácticamente idéntica, en cambio, la de los electrones es 1836 veces menor. Según varios científicos (Thomson, Rutherford, Bohr, Goldstein, Millikan y Chadwick): - Los átomos son neutros, debido a que presentan la misma cantidad de protones y de electrones.

• PROPIEDADES DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Los elementos químicos presentan dos números en la tabla periódica, el MENOR de ellos representa el número atómico y el MAYOR es el número másico.

CATIÓN

ANIÓN

Número Atómico (Z): Indica la cantidad de protones de cada átomo, si éste es neutro, entonces presenta igual cantidad de electrones. Masa Atómica (A): Indica la masa del átomo, corresponde a la suma total de Protones más Neutrones. *Catión: Átomo que presenta carga eléctrica positiva, ya que pierde electrones. *Anión: Átomo que presenta carga eléctrica negativa, ya que acepta electrones.

Z = p+ Z = e- A = p+ + n n = A - Z

#p+ = 17

17

ÁTOMO

CL #e- = 17 0 = 35 – 17= 18 NEUTRO #n

35

TIPOS DE ÁTOMOS:

ISÓTOPOS ISÓBAROS ISÓTONOS Son elementos químicos iguales Son elementos químicos diferentes Son elementos químicos diferentes, que tienen diferente número que tienen el mismo número másico, que tienen distinto número másico, másico, pero igual número atómico pero distinto número atómico. distinto número atómico, pero la y por lo tanto, la misma cantidad misma cantidad de neutrones de protones.

MODELO ATÓMICO ACTUAL DE LA MATERIA: Postuló que el electrón posee doble comportamiento, como onda y

Louis de Broglie partícula, es decir, tiene frecuencia, carga eléctrica y masa definida.

Postuló que es improbable conocer la ubicación, energía y velocidad

Werner Heisenberg del electrón, a este fenómeno le llamó: Principio de Incertidumbre.

Postuló que para conocer la ubicación, energía y velocidad del Erwin Schrödinger electrón se pueden utilizar valores determinados, conocidos como

“números cuánticos”, lo cual proyecta a realizar la Configuración Electrónica.

Números Cuánticos: Número Cuántico Indica el nivel de energía en el cual se encuentra el electrón, este valor puede

Principal (n) tomar valores enteros a partir del número 1.

Determina la forma de la nube electrónica. Indica la zona probable donde es

posible encontrar un electrón, esta zona, se conoce como “Orbital”, para cada valor

Número Cuántico del Número Cuántico secundario se asigna un orbital.

Secundario o L = 0 Orbital s

Azimutal (L) L = 1 Orbital p

L = 2 Orbital d

L = 3 Orbital f

Determina la orientación espacial de la nube electrónica. Éste número magnético

depende del azimutal y toma valores desde - L hasta + L pasando por cero.

Número Cuántico Magnético (m)

Indica el giro del electrón en su propio eje; estos valores pueden ser dos, +1/2 y -1/2.

Número Cuántico de Spín (s)

PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN PARA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. (AUFBAU) Principio de Máxima

Principio de Mínima Energía Multiplicidad de Hund Principio de Exclusión de Pauli

Los electrones adoptan los No pueden existir dos Cuando los electrones empiezan a números cuánticos que electrones con los mismos llenarse en los orbitales, primero se representan la mínima energía, números cuánticos en un átomo. ubican con spín positivo y luego con es decir, siempre el primer spín negativo . electrón de cada átomo se

encuentra en el nivel 1. LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS El llenado de los electrones debe considerar los tres principios antes mencionados, a continuación se presenta el esquema que se debe seguir, según el diagrama de las diagonales:

Ejemplo: Desarrollar la configuración electrónica y determinar los 4 números cuánticos para el último electrón del C (Z=6) C: 6 electrones:

C. G: 1s22s22p2

C. G. E: [He]2 2s2 2p2

C. D. O [He]2

C. O. D [He]2 2s2 2px1 2py1 2pz0

Los números cuánticos para el último electrón son: n: 2 (Por encontrarse en el nivel 2)

L: 1 (Por encontrarse en el orbital p) m: 0 (Por encontrarse en el Segundo orbital p: -1,0,+1) s: +1/2 (La fleche hacia arriba indica que es positivo)

C.G: Configuración Global, en donde se escribe nivel y orbital de todos los electrones presentes en el átomo. C.G.E: Configuración Global externa; se identifica el gas noble anterior más cercano, se escribe entre corchetes con su respectivo número atómico y luego se añade la configuración restante. C.D.O: Configuración Diagrama de orbital; se escriben los orbitales de cada uno de los subniveles, s(1), p (3), d (5) y f (7). C.O.D: Configuración Orbital detalla; cada orbital se encuentra ubicado en un eje del plano cartesiano, por lo cual, cada

uno adquiere coordenadas definidas: px, py , pz ; dxy , dxz, dyz , dz2, dx2 – y2

GASES NOBLES: Elementos que poseen todos sus niveles y subniveles con la capacidad máxima de electrones, en su último nivel, a excepción del Helio que posee 2 electrones, poseen 8 electrones.

ÁTOMOS ISOELECTRÓNICOS: átomos que poseen la misma cantidad de electrones, por lo tanto su configuración electrónica es idéntica. *Solo puede ocurrir este fenómeno cuando los átomos han perdido o aceptado electrones. Ejemplos:

Z X

ELECTRONES DE VALENCIA: corresponde a los electrones que se sitúan en el último nivel de energía de la Configuración electrónica, son los responsables de la formación de enlaces. Ejemplo:

Configurar el elemento Ga (Z=31)

C.G: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

El último nivel de energía

corresponde al nivel 4, y

C.G.E: [Ar]18 4s2 3d10 4p1 en dicho nivel se

encuentran 3 electrones, por lo tanto, el átomo de

Galio, presenta 3

electrones de valencia.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Corresponden a los elementos que poseen electrones en su último nivel de energía orbitales tipo s y p; Los cuales se pueden representar mediante los símbolos de Lewis.

ns1 I A 1 electrón de valencia

ns2 II A 2 electrones de valencia ns2 np1

III A 3 electrones de valencia ns2 np2 IV A

4 electrones de valencia ns2 np3 V A 5

electrones de valencia ns2 np4 VI A 6

electrones de valencia ns2 np5 VI A 7

electrones de valencia

Ejercicios; Para la resolución de ejercicios se adjunta parte de la tabla periódica.

1. El Bromo es el único no metal que es líquido a temperatura ambiente. Considere el isótopo 35Br81 y seleccione la combinación que corresponde a su número atómico, número de neutrones y

número másico respectivamente.

a) 46, 26, 35 b) 35, 81, 26 c) 81, 46, 35 d) 46, 81, 35 e) 35, 46, 81

2. Los átomos X, Y, Z y R tienen las siguientes composiciones nucleares:

186X410 183Y410 186Z412

185R412

¿Cuáles pares corresponden a isótopos?

a) X, Y b) X, Z c) Y, R d) R, Z e) R, X

3. Un elemento tiene número másico 37 y 20 neutrones. Por lo tanto su número atómico es: a) 17 b) 20 c) 34 d) 57 e) 37

4. ¿Cuál(es) de los siguientes pares es o son Isóbaros?

17 17

I. N O

7 8

11 12

II. N C

7 6

14 14

III. C y N

6 7

a) Sólo I b) Sólo II c) I y II d) I y III e) I, II y III

5. La secuencia correcta para relacionar a cada científico con su respectivo descubrimiento

debe ser:

1. Dalton ( ) el neutrón a) 2–3–4–5–1

2. Thomsom ( ) carga y masa del electrón b) 2–1–5–4–3

3. Goldstein ( ) teoría atómica c) 3 – 4 - 2–5–1

4. Chadwick ( ) el electrón d) 4 – 2 – 3 – 1 – 5

5. Millikan ( ) el protón e) 4–5–1–2–3

6. El científico que descubrió la existencia de los electrones es: a) Dalton b) Ruthenford c) Thompson d) Le Chatelier e) Böhr

7. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas no es posible?

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 b) 1s2 2s2 2p6 3d2 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 d) 1s2 2s2 2p5 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

8. Las especies: Ne, F-1 y Mg+2 tienen en común

a) El mismo número de protones b) El mismo número de neutrones c) El mismo radio atómico d) El mismo número de electrones

e) que son isotopos

9. Considerando que el elemento Cobalto tiene número atómico 27 y número másico 56, se

puede afirmar que el núcleo de la especie Co+2 contiene

a) 27 electrones b) 29 protones c) 27 neutrones d) 27 protones e) 25 electrones

10. El átomo de magnesio difiere del ion Mg+2 porque

a) El ion tiene configuración electrónica de gas noble mientras que el átomo no tiene esa

configuración. b) El ion tiene dos protones más que el átomo. c) El ion magnesio tiene dos electrones más que el átomo. d) La carga positiva del núcleo del ion es dos veces mayor que la del átomo. e) El átomo de magnesio es inestable.

11. ¿Cuál es el número atómico de un átomo neutro que presenta los siguientes números cuánticos?

n= 4, L= 0, m=0, s= -1/2 a) 14 b) 16 c) 18 d) 20 e) 22

12. Es correcto afirmar que el átomo de 1939 K ye l ión 19

40 K 1+ tienen igual

I. Número de electrones II. Masa III. Número de protones

a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III d) I y II e) I, II y III

13. ¿Cuál de las siguientes especies contiene mayor número de electrones que neutrones?

a) 1225 MG +2

b) 1326 FE

c) 7533 RE

3− d) 16

33 AS −2 e) 11

23 NA +2

14. Dos electrones no pueden tener los mismos valores para sus cuatro números cuánticos. El enuncia corresponde al principio de:

a) Aufbau b) Exclusión c) Incertidumbre d) Mínima energía e) Máxima multiplicidad

15. ¿Qué valores tendrán los números cuánticos principal y secundario para un electrón que se encuentra en el orbital 4p?

n L

a) 3 1 b) 1 4 c) 4 1 d) 4 0 e) 3 0

16. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al V+4 (Z=23)? a) [Ar] 4s2 3d3 b) [Ar] 3d2 c) [Ar] 3d1 d) [Ar] 4s2 e) [Ar] 4s1

17. ¿Cuál opción relaciona correctamente al número cuántico con la orientación espacial, la forma y la energía de un orbital atómico?

Orientación Forma Energía Espacial

a) ℓ m n b) ℓ n m c) m n l d) n ℓ m e) m ℓ n

18. El experimento de Rutherford, que consistió en enviar partículas alfa contra una delgada lámina de oro, logro establecer:

a) La carga eléctrica del electrón. b) La existencia del núcleo. c) La masa del protón. d) La existencia del neutrón. e) La carga eléctrica de la partícula alfa.

19. Si un átomo neutro pierde un electrón:

a) Resulta un anión. b) Su carga total no se altera c) Su carga total queda negativa. d) Su carga total queda positiva. e) Su masa total disminuye considerablemente.

20. Los siguientes átomos: 5B12, 7N14, 8O15, pueden ser clasificados como: a) Isóbaros. b) Isótonos. c) Isotopos. d) Metales. e) Gases.

21. La notación orbital que representa el nivel energético principal más externo del azufre (Z= 16) en su estado fundamental es:

a)

b)

c)

d)

e)

22. El número cuántico de spin electrónico se asocia comúnmente con: a) El nivel de energía en que se encuentra el electrón. b) La orientación espacial de un orbital. c) La cantidad de electrones en un nivel. d) El giro del electrón en torno a su propio eje. e) El tamaño del orbital.

23. ¿Cuál de los siguientes enunciados es verdadero?

a) El núcleo de un átomo contiene neutrones y electrones. b) El número atómico de un elemento corresponde al número de protones de un átomo. c) El número de masa de un átomo indica el número de protones del núcleo más el de

electrones de la envoltura. d) El número de masa de un átomo describe al número de electrones de la envoltura. e) En el núcleo atómico están todas las partículas elementales.

24. A los subniveles energéticos 2 y 0 se le otorgan las letras:

a) s y p b) p y s c) d y s d) f y s e) e y p

25. El nivel de energía que presenta el átomo 4s2 corresponde a:

a) n=2 b) n=1 c) n=3 d) n=4 e) n=6

26. El numero cuántico magnético (ms) del átomo cuyo nivel de energía es n= 4 y L=3 corresponde a:

a) -4,-3,-2,-1,0,+1,+2,+3,+4 b) -1,0,+1 c) -2,-1,0,+1,+1 d) -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 e) 0

27. Un átomo tiene la configuración electrónica [Ne] 3s2 3p2, entonces

a) Tiene 2 electrones de valencia b) Se ubica en el grupo IV A. c) Se ubica en el periodo 2 d) Es un elemento de transición e) En un anfótero.

28. Las especies neutras 30Zn64 y 29Cu64 ; tienen igual número de: a) Protones b) Electrones c) Protones + neutrones d) Protones + electrones e) Electrones + neutrones

29. La configuración electrónica del Cloro es [Ne] 3s23p5. Por lo tanto, los números cuánticos principal, secundario y magnético del último electrón son:

a) n=3; l =3; m= (-1) b) n=3; l= 1; m= (0) c) n=3; l=2; m= (+1) d) n=3; l=1; m= (-1) e) n=3; l=2; m= (0)

30. Si la configuración electrónica de un átomo neutro es 1s22s22p63s23p3, se puede deducir que:

I. El átomo tiene los electrones distribuidos en 3 niveles de energía.

II. El número atómico del átomo es 16 III. El número cuántico “m” del último electrón es +1

a) Sólo I b) Sólo II c) I y II d) I y III e) II y III