Contestados - Ramón Hernández Academic Resources

PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DE PUERTO RICO
COLEGIO DE CIENCIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Examen III
OBJETIVOS CAPACITANTES
Capítulo 7 y 8: Estructura electrónica de los átomos
1.
Describir la naturaleza ondulatoria de la luz.
 Onda – es un cambio continúo o repetitivo en la materia o en un campo físico. Muestra un
patrón de crestas y valles que se repiten a intervalos regulares.
 Longitud de onda ()
 Frecuencia ().
2.
Definir los siguientes términos:
a. Radiación electromagnética – es la emisión y transmisión de energía en la forma de ondas
electromagnéticas.
b. Longitud de onda – (lambda), es la longitud entre puntos iguales de ondas sucesivas. Se
mide en metros (m).
c. Frecuencia – (nu), es el numero de ondas que pasan por un punto particular en un segundo.
Se mide en s-1 o en Hertz (Hz).
d. Cuanto (quantum) – es la mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) en
forma de radiación electromagnética (nombrada por Planck).
e. Fotones – “partículas” de luz.
f. Constante de Planck – (no puede ser un cientifico; es una constante) propuso que la energía
sólo puede ser liberada o absorbida por los átomos en “paquetes” de cierto tamaño mínimo.
g. Espectro contínuo – espectros de emisión o líneas (si es continuo no pueden ser solo lineas)
de radiación emitida por las sustancias.
h. Espectro de líneas – emisión de la luz solo a ciertas longitudes de onda.
i. Estado basal – (estado fundamental), estado de mas baja energía de un sistema.
j. Estado excitado – (nivel excitado), mayor energía que el estado fundamental
3.
Calcular la longitud de onda y/o la frecuencia para cualquier tipo de radiación.
 La longitud de onda y la frecuencia se relacionan de la siguiente manera:
Contestados por Jenny Pacheco (Sección 005) y revisados por Dr. Ramón Hernández. Lo que está en amarillo necesita clarificación.
C = 
Donde:
C = velocidad de la onda (si la onda es luz, c= 3.00 x 108m/s)
 = longitud de onda (m)
 = frecuencia (s-1)
4.
Calcular la energía que emite o absorbe un objeto.
 Fórmula: E = h x c = h x 

5.
Explicar las contribuciones científicas de Max Planck y Albert Einstein para entender el
comportamiento de la luz.
a. Max Planck (Radiación de cuerpo oscuro)
 Emisión de luz de parte de objetos calientes. La distribución de longitudes de onda
depende de la temperatura.

b. Albert Einstein (Efecto fotoeléctrico)
 Emisión de electrones por superficies metálicas en las que incide la luz. La luz tiene
ambos: naturaleza de onda y naturaleza de partícula.
6.
Interpretar el modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno.
1. El electrón en el átomo de H se mueve alrededor del protón central en una órbita circular.
a. Este electrón tiene valores de energía específicos, que se conocen como niveles (órbita)
de energía.
2. En la ausencia de energía, un electrón en un átomo permanece indefinidamente en una de las
órbitas de energía permitidas, generalmente la de más baja energía posible que se conoce como
estado basal.
3.
7.
Cuando hay energía presente el átomo puede absorber y liberar energía y pasar de una órbita a
otro proceso que se conoce como transición. Cuando un electrón está en una órbita de mayor
energía se dice que el átomo está en un estado excitado.
Calcular la longitud de onda que ocurre para el átomo de hidrógeno cuando cambia de un estado a otro.
 Efotón= ∆E = RH( 1/ni2 – 1/nf2)
Donde, RH=es la constante de Rydberg (2.18X10-18J)
8.
Describir el comportamiento ondulatorio de la materia.
a. Mecánica cuántica – describe las propiedades de onda de partículas submicroscópicas.
9.
Explicar las contribuciones científicas de Louis de Broglie, Werner Heisenberg y Erwin Schrodinger.
Contestados por Jenny Pacheco (Sección 005) y revisados por Dr. Ramón Hernández. Lo que está en amarillo necesita clarificación.
a. Relación De Broglie - razonó que si la luz exhibe aspectos de partículas y de onda
entonces quizás la materia presente características de onda bajo ciertas circunstancias.
Fórmula:  = h/mv
esta v es velocidad
b. El Principio de Incertidumbre de Heisenberg - establece que es imposible conocer
simultáneamente el momento exacto de un electrón como su posición exacta en el
espacio.
c. Ecuación de Onda de Erwin Schrodinger - incorpora los comportamientos tanto
ondulatorios como de partículas del electrón.
10.
Explicar los conceptos de funciones de onda, densidad de probabilidad y densidad electrónica.
a. Función de onda () – energía de un electrón con un  dado. Probabilidad de encontrar al
electrón es un volumen particular del espacio. La funcion de onda NO nos da la probabilidad
La funcion de onda es una solucion matemática a la ecuacion de Schrodinger
b. Densidad de probabilidad (2) - es una distribución que determina la probabilidad espacial
de una o más partículas idénticas. La función de onda al cuadrado está relacionada con la
probabilidad de encontrar al electrón en determinada región del espacio
c. Densidad electrónica – probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del átomo.
11.
Describir los cuatro números cuánticos por su nombre, símbolo, valores y significado.
a. Número cuántico principal (n) - es el número del cuál la energía de un electrón depende.
 Valores permitidos son: enteros positivos n=1, 2, 3,…...
 Este número se relaciona con el tamaño del orbital. A mayor n mayor tamaño.
 Los orbitales con el mismo número n se dicen que pertenecen a la misma capa.
b. Número cuántico azimutal (l) o momentum angular
 Define la forma del orbital.
 Los valores permitidos son: l = 0,1,2..n-1
 Los orbitales con el mismo número n pero diferente l se dice que pertenecen a la
misma capa pero a diferente subcapa.
 Los valores de l para un orbital dado se designan con letras. Cuales letras?
c. Número cuántico magnético (ml)
 Describe la orientación del orbital en el espacio.
 Los valores permitidos son: ml = -l …0 …+l.
d. Número cuántico del espín electrónico (ms)
 Define el giro.
 Valores permitidos: + ½ ó – ½.
12.
Distinguir conjuntos de números cuánticos permitidos y conocer la letra y el significado de los números
cuánticos.
a. Para designar un orbital:
 n = capa (se designa con el número).
Contestados por Jenny Pacheco (Sección 005) y revisados por Dr. Ramón Hernández. Lo que está en amarillo necesita clarificación.
 l = subcapa (se designa con la letra).
 ml = cantidad de orbitales.
13.
Para los subniveles s, p, d y f conocer el número de electrones en cada orbital, el número de orbitales, la
energía de cada orbital y la forma del orbital.
a. Orbitales s – tienen forma esférica.
b. Orbitales p - tienen forma de lóbulos con tres orientaciones diferentes.
c. Orbitales d - tienen forma de cuatro lóbulos con cinco orientaciones diferentes.
14.
Definir los siguientes términos:
a. Configuración electrónica – es como los elementos electrones están distribuidos en los
orbitales atómicos en un átomo.
b. Electrones de valencia – electrones de la capa exterior.
c. Electrones internos – electrones de las capas interiores.
d. Especies isoelectrónicas - son aquellas que poseen el mismo número de electrones y por lo
tanto el mismo efecto de apantallamiento.
e. Principio de exclusión de Pauli – dos electrones no pueden tener los mismos cuatro
números cuánticos.
Contestados por Jenny Pacheco (Sección 005) y revisados por Dr. Ramón Hernández. Lo que está en amarillo necesita clarificación.
f. Regla de Hund – el arreglo más estable de electrones en las subcapas es en el que haya
mayor cantidad de espines paralelos.
15.
Dado el símbolo de un elemento o un ion escribir la configuración electrónica y el diagrama de orbitales.
16.
Escribir la configuración electrónica del nivel de valencia para los elementos representativos.
15.
Explicar cómo cambia el radio atómico, la energía de ionización, el radio iónico y la electronegatividad
de los elementos de acuerdo a su posición en la tabla periódica.
a. Carga nuclear efectiva???
b. Radio atómico – aumentan a medida que se avanzan de arriba abajo en un grupo. El radio
atomica disminuye de izq a der en la tabla.
c. radio iónico??? – es mejor comparar el radio en series isoelectrónicas en lugar de en toda el
periodo. Falta contestacion aquí
d. Energía de ionización – aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo
hacia arriba en un grupo para los elementos representativos.
e. Electronegatividad – aumentan de abajo hacia arriba de los grupos e izquierda a derecha a
lo largo del periodo.
Recuerden estudiar también el material discutido en clase referente a los capítulos 7 y 8 del libro de texto
Contestados por Jenny Pacheco (Sección 005) y revisados por Dr. Ramón Hernández. Lo que está en amarillo necesita clarificación.