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Átomo (página 2)

Enviado por Alfredo Gil



Partes: 1, 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:

H - H (sencillo)

O = O (doble)

N = N (triple)

H

l

H - C - H (sencillo)

l

H

O = C = O (doble)

H - C = C - H (sencillo y

Triple)

Polar:

H - F

H - N - H

l

H

H - O - H

l

H

Entre átomos iguales, los cuales tienen igual electronegatividad.

 

 

 

 

 

 

Entre átomos diferentes, con electronegatividad diferente, pero con una resultante nula del momento dipolar.

 

 

 

 

 

 

 

Entre átomos diferentes con electronegatividad diferente, pero con una resultante positiva del momento dipolar.

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.

Aniones

Cationes

N-3

F-1

O-2

H-1

Cl-1

Br-1

I-1

S-2

P-3

C-4

Si-4

Mg+2

Na+1

Al+3

H+1

K+1

Ca+2

Ag+1

Cu+2

Zn+2

Hg+2

Fe+2

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:

Oxido de Aluminio

Oxido de Bario

Oxido de Calcio

Oxido de Zinc

Oxido de Cobre (I)

Oxido de Cobre (II)

Oxido de Estaño (II)

Oxido de Estaño(IV)

Oxido de Hierro (II)

Oxido de Hierro (III)

Al2O3

Ba2O2 = BaO

Ca2O2 = CaO

Zn2O2 = ZnO

Cu2O

Cu2O2 = CuO

Sn2O2 = SnO

Sn2O4 = SnO2

Fe2O2 = FeO

Fe2O3

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:

Oxido de Azufre (II)

Oxido de Azufre (IV)

Oxido de Azufre (VI)

Oxido de Bromo(I)

Oxido de Cloro (I)

Oxido de Cloro (III)

Oxido de Cloro (V)

Oxido de Cloro (VII)

Oxido de Fósforo(III)

Oxido de Fósforo (V)

S2O2 = SO

S2O4 = SO2

S2O6 = SO3

Br2O

Cl2O

Cl2O3

Cl2O5

Cl2O7

P2O3

P2O5

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.

Cloruro de Aluminio

Cloruro de Calcio

Fluoruro de Zinc

Sulfuro de Cobre (II)

Cloruro de Hierro (III)

Sulfuro de Níquel (III)

Cloruro de Sodio

AlCl3

CaCl2

ZnF2

Cu2S2 = CuS

FeCl3

Ni2S3

NaCl

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


Partes: 1, 2


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