Átomo (página 2)

• Cuando un electrón se desplaza de un nivel de
  energía a otro, absorbe o emite energía en
  cantidades discretas llamadas cuantos de energía o
  fotones.

K, L,M,N,O,P,Q

1.7.- Diagrama de
orbitales:

Permite representar la distribución de los electrones dentro de
los orbitales, se representa por medio de cuadrados,
círculos, líneas.

1.8.- Tabla
Periódica: La Tabla Periódica moderna
está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella
se encuentran todos los elementos químicos conocidos,
tanto los 92 que se encontraron en la naturaleza
como los que se obtuvieron en el laboratorio
por medio de reacciones nucleares. Los elementos están
ordenados por su número atómico creciente, de
izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el
2He, 3Li, 4Be, 5B,
6C, 7N, 8O, etcétera.

A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el
correspondiente símbolo y otros datos, tales como
el número atómico, la masa atómica, la
distribución de los electrones, etcétera.

Propiedades de la Tabla Periódica: En la tabla
periódica, donde los elementos están ordenados por
sus números atómicos (Z) crecientes, se observa una
repetición periódica de las propiedades. Algunas de
las propiedades en las que se muestra dicha
periodicidad son el radio
atómico, el radio iónico, el potencial de
ionización y la afinidad electrónica.

Afinidad Electrónica: Recibe el nombre de
afinidad electrónica la variación de energía
asociada al proceso en el
que un átomo
capta un electrón transformándose en un ión
negativo.

Energía de Ionización: Un átomo
puede perder electrones transformándose en un ión
positivo. De la misma manera, puede ganar electrones
transformándose en un ión negativo. Recibe el
nombre de energía de ionización necesaria, para
arrancar un electrón de un átomo.

Radio Atómico: El radio atómico es la
distancia existente entre el centro del núcleo y la
órbita electrónica externa de un átomo.

Radio Iónico: Se entiende por radio
iónico a la distancia entre el centro del núcleo y
la órbita electrónica externa del ión.

Electronegatividad: La electronegatividad (EN) de un
elemento es una medida de la tendencia relativa de un
átomo a atraer los electrones cuando está
químicamente combinado con otro átomo.

Sustancia Paramagnética: Son las que contienen
electrones desapareados y son atraídos débilmente
por los campos magnéticos.

Sustancias Diamagnéticas: Son las sustancias
donde los electrones están apareados y son repelidos
débilmente por los campos magnéticos.

1.9.- Enlaces
Químicos: Los átomos se asocian entre ellos
y forman moléculas simples o estructuras
sólidas denominadas cristales, que contienen un
número enorme de átomos dispuestos de una forma
extraordinariamente ordenada. En cualquier caso, la
asociación de los átomos se debe a las fuerzas
eléctricas que un átomo ejerce sobre los otros.

Los distintos tipos de enlace no son más que
interpretaciones que sirven para explicar el comportamiento
de las sustancias; sin embargo, sólo existe un
único enlace
químico. Las sustancias, según sus propiedades
más destacadas, se clasifican en iónicas,
covalentes o metales.

Enlace Iónico: Se forma cuando un átomo
muy electronegativo se une con uno muy electropositivo. El
primero gana electrones transformándose en unión
negativa (anión); el segundo los pierde y se convierte en
un ión positivo (catión).

Enlace Covalente: Se caracterizan porque existen unas
uniones definidas entre átomos que originan
moléculas con una estructura
tridimensional característica de cada sustancia o bien
macromoléculas, estructuras gigantes con una celda
elemental que se repite de un modo parecido a los cristales
iónicos; sin embargo, la estructura por las uniones entre
átomos y no por fuerzas eléctricas entre iones. La
estructura de la sustancia covalente es la distribución en
el espacio de los átomos que forma una
molécula.

Enlace Covalente Coordinado: Cuando la
compartición de los pares de electrones del enlace es
aportado por ambos átomos.

Enlace Covalente Dativo: Cuando la compartición
de los electrones es aportado por un solo átomo.

Polaridad de Electrones de Enlace Covalente: Es cuando
un enlace covalente es polar y no polar.

1.10.- Enlace Covalente: No polar:

1.11.- Estructura de Lewis: Es la
representación o el diseño
estructural de una molécula, de un compuesto donde se
indican los átomos que intervienen en las
moléculas, los enlaces que unen a dicho átomo y los
electrones que forman las cuales pueden ser: un par enlazante,
los compartido y un par no enlazante.

Enlazante e – compartido.

No enzalante e – no compartido.

Regla del Octecto (Excepción).

1. Para moléculas con electrones de valencia es
   impar. ClO2, NO, NO2.
2. Para moléculas que forme menos de un octeto
   alrededor del alrededor del átomo central. Ejemplo:
   BF3, BcF2.
3. Para moléculas con más de un octeto.
   Ejemplo: PCl5, PF5.

Moléculas Polar: Es cuando los
átomos forman enlace, tienen diferentes
electronegatividad, es decir, el par de electrones compartidas
experimentan desigual atracción a ambos núcleos del
átomo.

(M = O)

Moléculas No Polar: Se forman cuando el
par de electrones se comparten por igual, es decir, el enlace no
tiene diferencia de electronegatividad.

(M = O)

1.12.- Nomenclatura de
Compuestos Inorgánicos.

Oxidos Básicos: Son compuestos que
resultan de la unión de un metal con el oxígeno.

Para formular estos compuestos se coloca el
símbolo del metal hacia la izquierda y el del
oxígeno hacia la derecha, intercambiando los estados de
oxidación. Estos compuestos se nombran con la palabra
óxido seguida del nombre del metal, indicando en
números romanos y entre paréntesis el estado de
oxidación.

Escriba la fórmula de los siguientes compuestos
químicos:

Óxidos Ácidos: Son compuestos que
resultan de la unión de un no metal con el
oxígeno.

Para la formulación y nomenclatura de
éstos compuestos son igualmente válidas las reglas
de los óxidos básicos.

Ejemplo:

Hidruros Metálicos: Son compuestos
formados por el hidrógeno unido a un elemento
metálico.

Para formularlos se coloca el símbolo H hacia la
derecha y el símbolo del metal hacia la izquierda. Estos
compuestos se nombran con la palabra "Hidruro de" seguida del
nombre del metal.

Acidos Hidrácidos o Acidos Binarios: Son
compuestos formados por el hidrógeno unido a un elemento
no metálico. Para formularlos se coloca hacia la izquierda
el símbolo del hidrógeno y hacia la derecha el
símbolo del no metal.

Para nombrarlos hacemos terminar la raíz del
nombre del elemento en "URO" seguida de la palabra del
hidrógeno. Cuando éstos compuestos se encuentran en
solución acuosa se deberán nombrar
asignándole la palabra ácida seguida de una
contracción del no metal terminada en el sufijo
"hidrica".

Sales Haloideas: Son compuestos por un metal
unido a un no metal. El símbolo del metal se deberá
colocar hacia la izquierda y el del no metal hacia la derecha.
Estos compuestos se nombran haciendo terminar la raíz del
nombre del no metal en "URO" seguida del nombre del
metal.

Hidróxidos: Son compuestos que resultan de
la unión de un óxido básico con el
agua.

Se caracterizan porque en solución acuosa
producen iones (OH) oxhídrilos.

Para su formulación se coloca el símbolo
del metal hacia la izquierda y el del radical oxhidrilo hacia la
derecha; cuando el estado de
oxidación del metal sea superior a 1, al producirse el
intercambio se deberá encerrar el radical OH dentro de un
paréntesis y colocar el subíndice
respectivo.

Se nombra con la palabra hidróxico seguida del
nombre del metal.

PARTE II.

2.1.-
¿Cuál es el significado del Orbital
Electrónico?

Representa la probabilidad
de encontrar un electrón en cualquier punta del espacio,
cada orbital puede contener máximo 12 electrones los
cuales deben tener esping opuesto, es el espacio donde se
encuentran los electrones para mantener el equilibrio.

2.2.- ¿Qué significa que la Estructura
Electrónica de un átomo está en su estado
Fundamental?

2.3.- ¿Qué condición debe
cumplir un segundo electrón para que pueda entrar en un
orbital que ya contiene un electrón?

La condición es que debe tener esping opuesto al
primer electrón que ya ocupa ese orbital.

2.4.- ¿En qué se parece los orbitales
1S y 2S? ¿En qué se diferencian?

Se parece en que cada orbital tiene la misma cantidad de
electrones pero distribuido en diferentes orbitales. (Nivel I y
Nivel 2).

2.5.- Los orbitales S, P, d y f,
¿Cuánto es el máximo de electrones que
pueden ubicarse en cada uno de ellos?

S2, P6, d10,
f14

2.6.- Es posible la configuración
3d12 ,
3S12 ¿Si o No? ¿Por
Qué?

No, porque el nivel d tiene un máximo de
10 electrones y la capacidad del s es de 2 electrones.

2.7.- ¿Qué significa
3d7 ?

1S2, 2S2, 2p6,
3S2, 3p6, 4S2, 3d7 =
27Z

2.8.- ¿En qué consiste el método de
AUFBAU?

Principio de Aufbau, el llamado de orbitales Spdf se
hace a partir del orbital de más baja energía y
subiendo hasta llegar al de mayor energía, deduciendo la
configuración electrónica de ese
átomo.

Se usa el diagrama de Mouller conocido como la regla de
la cascada o lluvia para descifrar los electrones que se
encuentran en cada nivel de un átomo de un
elemento.

3.- COMPLETE.

3.1.- Las partículas fundamentales del
átomo son: Protones, Neutrones y
electrones.

3.2.- El número atómico es una propiedad del
átomo que indica el número de:
protones.

3.3.- El número de masa de un átomo viene
dado pro la suma de: Protones y
Neutrones.

3.4.- El isótopo que se tomó como
patrón para designar la masa atómica fue:
12C.

5.- A continuación se presentan varias
premisas. Selecciones la respuesta correcta o falsa. Justifique
la respuesta incorrecta. Sin justificación está
mala su respuesta.

5.1.- Los iones con cargas positivas son de mayor
tamaño que los iones neutros que lo general. (
).

5.2.- El cuarto nivel de energía posee un total
de 32e ( V ).

5.3.- Atomos de distintos elementos que poseen igual
número másico (A), pero diferentes números
atómicos (Z) se le conocen como isótopos. ( F
).

R.- A estos se les conoce como
isóbaros.

5.4.- La configuración general de un gas noble es
ns2p6 ( V ).

5.6.- Cantidad de energía que se requiere para
separar un electrón de ión gaseoso negativo es la
energía de congelación. (F)

R.- Esta es denominada ionización.

5.7.- La formación de los iones dependen del
número de protones que se encuentran del núcleo del
átomo. ( V ).

5.8.- El radio atómico aumenta de derecha a
izquierda en el período pero disminuye de arriba
abajo en el grupo de la
Tabla Periódica. ( F ).

R.- Esta disminuye de abajo arriba.

5.9.- La afinidad electrónica aumenta de
izquierda a derecha en el período, igual sucede en la
electronegatividad ( V ).

5.10.- Los iones con cargas positivas son de mayor
tamaño que los átomos neutros que los generan. (
).

5.11.- El radio atómico aumenta de izquierda a
derecha en el período, pero aumenta de arriba abajo en el
grupo de la Tabla Periódica ( V ).

5.12.- En los enlaces covalentes las especies
atómicas participantes comparten electrones. ( V
).

5.13.- Los no metales se encuentran al lado izquierdo de
la Tabla Periódica ( F ).

R.- Se encuentran al lado derecho.

5.14.- La afinidad electrónica aumenta de arriba
abajo y se disminuye de izquierda a derecha en la Tabla
Periódica ( F ).

R.- Esta se aumenta de izquierda a derecha en la
Tabla Periódica.

5.15.- El número de masa atómica de un
átomo viene dado por la suma de neutrones y protones. ( V
).

5.16.- Los átomos que ganan electrones se
convierten en cationes y los que pierden electrones se
transforman en aniones. ( F ).

R.- Si pierde se convierten en cationes y si ganan en
aniones.

5.17.- La afinidad electrónica aumenta de
izquierda a derecha en el período, igual sucede con la
electronegatividad. ( V ).

5.18.- Los metales se encuentran al lado derecho
de la Tabla Periódica ( F )

R.- Se encuentran al lado izquierdo.

5.19.- En la afinidad electrónica el proceso se
lleva a cabo es endotérmico ( F ). R.- Se denomina
exotérmico.

5.20.- La Tabla Periódica es un arreglo de los
elementos en orden creciente de su número atómico.
( V ).

5.21.- En los enlaces iónicos las especies
atómicas participantes comparten electrones ( F
).

R.- Es la transferencia de electrones de la capa externa
de un átomo a la capa externa del otro.

5.22.- Los iones con cargas positivas son de mayor
tamaño que los átoos neutros que los generan ( V
).

5.23.- El radio iónico aumenta de izquierda a
derecha y disminuye de arriba abajo en la Tabla Periódica
( V ).

6.- ¿Cuáles de las afirmaciones
siguientes son correctas? Si están incorrectas redáctelas de nuevo
correctamente.

6.1.- En el estado fundamental los elementos tienden a
ocupar los orbitales que tienen la mínima energía
posible.

6.2.- Un electrón 2s está en un
mismo nivel de energía que un electrón
2p?.

R.- Correcto.

6.3.- El nivel de energía de un electrón
3d es mucho mayor que de un electrón
4s?. R.- Correcto.

6.4.- La configuración de un átomo de
calcio (z=20) es 1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
3d2.

R.- Incorrecto. Es: 1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2.

6.5.- El tercer nivel de energía puede contener
un máximo de 18e- como
máximo.

R.- Correcto.

6.6.- Los orbitales electrónicas 2px
2py y 2pz están todos en el mismo
estado energético.

R.- Correcto.

6.7.- Cuando un orbital contiene dos e- estos
deben tener spines (sentido de giro) paralelo?.

R.- Incorrecto. Deben tener spines con sentido
contrario.

6.8.- Un orbital p tiene simétrica
esférica con respecto al núcleo del
átomo.

Autor:

Alfredo Gil