Repaso 01quimica 2016 Diapositivas

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
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
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
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Masa (g)
9, 10939 x 10-28
1,67262 x 10-24
1,67493 x 10-24
Carga
Coulombs
Carga unitaria
-1,6022 x 10-19
-1
+1,6022 x 10-19
+1
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 (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.
2) La naturaleza
electrón
ondulatoria
del
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
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
principal
Designación con letras
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
0
Designación con letras
s
1
p
2
d
3
f
n
l
1
2
3
4
.
.
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
Para l = 1
Para l = 2
Para l = 3
m=
0
+1
m= 0
-1
+2
+1
m= 0
-1
-2
+3
+2
+1
m= 0
-1
-2
-3
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
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
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.
ejemplo
3. Principio de Hund o de máxima
multiplicidad.
Diagrama de orbitales
2s
2p
incorrecto
2s
2p
correcto
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
H
1
s
1

o H
1
s
Esto se
llama
diagrama
orbital
2
H
e1
s
2


oH
e
1
s



L
i1
s
2
s oL
i
3
1
s
2
s
2
1




B
e
1
s
2
s oB
e
4
1
s
2
s
2
2





2
2
1
B
1
s
2
s
2
p
o
B
5
1
s
2
s
2
p






2
2
2
C
1
s
2
s
2
p
o
C
6
1
s
2
s
2
p







2
2
3
N
1
s
2
s
2
p
o
N
7
1
s
2
s
2
p








2
2
4
O
1
s
2
s
2
p
o
O
8
1
s
2
s2
p









2
2
5
F
1
s
2
s
2
p
o
F
9
1
s
2
s2
p










2
2
6
N
e
1
s
2
s
2
p
o
N
e
1
0
1
s
2
s
2
p
A partir del sodio, es mejor escribir las configuraciones en
forma abreviada
N
a N
e3
s
1
1
1
A
l N
e3
p
 s3
1
3
2 1
P
1
5
e
s3
p
N
3
2 3
2 5
C
l
N
e
3
s
3
p


1
7
2
M
g
N
e3
s
 
1
2
2 2
S
i
N
e
3
s
p
  3
1
4
2 4
S
N
e
3
s
p
  3
1
6
A
r
1
8
e
s3
p
N
3
2 6
K
1
9
r4
s
A
C
a
2
0
1
r
s
A
4
2
Existen algunas excepciones (por lo menos12) en el orden
de llenado que hemos seguido. Las 2 primeras
corresponden a los elementos cromo y cobre:
C
r
2
4
r4
d
A
 s3
1 5
En
lugar de
En
C
u
A
r4
d
 s3
2
9
lugar de
1 1
0
2 4
C
r
A
r4
s
3
d


2
4
2 9
C
u
A
r4
s
3
d


2
9
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 ns1
En el grupo 2º (Be, Mg.......) es ns2
2 1
En el grupo 13º (B, Al, Ga....) es n
sn
p
2 2
En el grupo14º (C, Si, Ge....) es n
sn
p
2 3
En el grupo 15º (N, P ,.........) es n
sn
p
En el grupo 16º (O, S..........)
2 4
sn
p
es n
En el grupo 17º (F, Cl ........)
2 5
es n
sn
p
26
En el grupo de los gases inertes (Ne, Ar . .) es n
s
p
2
salvo el He que es 1s
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 “ X 5 ”de Z = 20 y A = 40
es:
a. 20
b. 25
c. 15
d. 40
e. 35
4. El número de neutrones para el ion
= 15, es:
a. 15.
b. 30
c. 20.
d. 25.
e. 10.
Y
3
de A = 30 y Z
5. ¿Cuál es el número de electrones de valencia según la
configuración electrónica 1s2 2s2 2p1 ?
a. 2
b. 1
c. 3
d. 5
e. 4
6. De los siguientes elementos, el (o los) que presenta(n)
dos electrones desapareados en su estado fundamental es
(o son):
2
2
2
C:1s 2s 2p
6
2
2
4
O:1s 2s 2p
8
2
2
Be
:1
s
2
s
4
a. Sólo I
b. Sólo III
c. Sólo I y II
d. Sólo II y III
e. I, II y III
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
2 6
ns p
Nos referimos seguramente a
a. Un gas noble
b. Un no metal
c. Un metal
d. Un Ion
e. Un neutrón
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)
IIA
2
M
L
3
Q
4
III B
IVB
X
R
VB
Z
12. El elemento de mayor radio atómico es
IIA
a. M
b. L
c. Q
d. X
e. R
2
M
3
4
III B
L
Q
IVB
X
R
VB
Z
13. el elemento menos electronegativo es:
IIA
a. M
b. Q
c. X
d. R
e. Z
2
M
L
3
Q
4
III B
IVB
X
R
VB
Z
14. el elemento que presentara mayor energía de
ionización será:
IIA
a. M
b. Q
c. Z
d. L
e. R
2
M
L
3
Q
4
III B
IVB
X
R
VB
Z
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
2
M
L
3
Q
4
III B
IVB
X
R
VB
Z
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
1s22s22p6
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
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 ( 8 O magnesio ( 12 Mg ) y ) respectivamente:
a.
b.
c.
d.
e.
gana y pierde 1 electrón.
gana y pierde 2 electrones.
gana y pierde 3 electrones.
pierde y gana 1 electrón.
pierde y gana 4 electrones.