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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
6.1 TEORÍAS ATOMISTAS 6.1.1 Primeras ideas EMPÉDOCLES: La materia está formada de cuatro “elementos”: tierra, aire, agua y fuego.
DEMÓCRITO: “Las formas de la materia eran divisibles hasta cierto punto en partículas mu indivisibles llamadas átomos.”
ARISTÓTELES: Contradijo Contradijo la teoría de Demócrito y apoyó apoyó y desarrolló desarrolló la teoría de Emp teoría dominó el pensamiento científico y filosófico hasta principios del siglo XVII. 6.2 EL ÁTOMO
En la concepción de Dalton, decimos que átomo es la parte más pequeña de un elemento qu sus propiedades físicas y químicas, actualmente y en contraposición a Dalton, se sabe con el átomo es una unidad compleja, es decir, que está conformado por partículas más sim núcleo de un átomo se hallan neutrones (n0) con carga neutra y protones (p+) con carga alrededor del núcleo se hallan los electrones (e-) con carga negativa. 6.2.1 Teoría Atómica de Daltón Daltón propuso una teoría atómica cuyos postulados son los siguientes:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamad Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamañ propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos d demás elementos. 2. Los compuestos están formados de más de un elemento. En cualquier compuesto, del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un núme una fracción sencilla. 3. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de no se crea ni se destruye los mismos. 6.3 DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
Sign up to vote on this title Figura 6.1.- Joseph 6.1.- Joseph J. Thomson. Físico británico ganador del premio Nób 1856 y murió en 1940. Fue profesor de Física experimental Useful Not useful en el lab Cavendish. Bajo su dirección dicho laboratorio se convirtió en centro de a jóvenes investigadores. Entre sus ayudantes hubo siete premios Nóbe recibió el Premio Nóbel de Física por su trabajo sobre la conducción de la
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
e culombios = 1.76 ∗ 108 m gramos
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(6.1
Para la determinación la relación entre la carga y la masa, e/m, Thomson usó un tubo de descarga como el que se ilustra en la figura 6.2. Entre el cátodo y el ánodo se mantiene un alto potencial, de modo que la ionización del gas entre estos electrodos da como resultado la liberación de rayos catódicos, la mayoría de los rayos catódicos chocan contra el ánodo, pero algunos pasan por un hueco que hay en él a una velocidad v y chocan contra una pantalla fluorescente, en O.
Al aplicar un potencial entre las placas P y P’, se obtiene un campo eléctrico uniforme:
L
l d
P P’
+
−
O O’
Fe = Ee =
y
V e d
(1
Donde E es la intensidad del campo eléctrico, e la carga sobre un rayo catódico, V la tensión aplicada y d la distancia entre las placas P y P’. La fuerza eléctrica que ejerce sobre los rayos catódicos la da también la segunda ley de Newton, F = ma
(2
Donde m es la masa de un rayo catódico y a su aceleración, entonces igualando (1) y (2) ma =
V e d
(3
Cuando no se aplica el campo eléctrico, la velocidad de los rayos catódicos en dirección y es cero cuando se aplica, los rayos se aceleran en esta dirección, desde una velocidad inicial cero, por tanto, y = vo vot +
y =
1 2 at 2
1 2 at 2
(4
Donde t es el tiempo que trascurre durante la aceleración, es decir, el tiempo que pasa entre las placas puesto que l es es la longitud de la placa y v la velocidad de los rayos catódicos paralelos a dichas lacas, se tiene que: l = vt
(5
La velocidad de los rayos se puede medir aplicando un campo magnético perpendicular al campo eléctrico, la fuerza de este campo magnético Fm, está dada por: Sign up to vote on this title
Fm = Bev
Useful
Not useful
Donde B es la intensidad del campo magnético. La magnitud de B puede variar debido al campo eléctrico aplicado, sin embargo cuando los rayos no se desvían las fuerzas debidas a los campos
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
e 2yV = 2 2 = 1.7589 ∗ 10−8 C / g m l dB
6.3.1 Determinación de la carga de un electrón
Entre 1908 y 1917 Robert Andrews Millikan llevó a cabo su famoso experimento de la “gota determinó la carga del electrón. Él supuso que la carga más pequeña era la carga del ele valor es − 1.6022 ∗ 10-19 coulombs (valor actual). De la relación entre la carga y la m deducirse la masa del electrón: m = 9.10 ∗ 10−28 g 6.4 DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN Eugen Goldstein, al experimentar con tubos de rayos catódicos observó que detrás del cátodo se producía una luminosidad, lo cual era también un indicativo de que existían partículas positivas. Rutherford repitió este experimento en 1910 donde las partículas positivas eran atraídas por el cátodo. Por ejemplo si el gas enrarecido es el hidrógeno se produce el siguiente fenómeno: H2
→
ANODO
CATODO
Rayos positivos
Rayos
Figura 6.3.- Tubo de rayos ca H+
+
e-
Los rayos conformados por estas partículas positivas también se conocen con el nombr canales. Experimentalmente se ha determinado que la carga del protón es igual a la carga d pero de signo contrario, es decir positivo, es decir 1.602 ∗10−19 culombios y una masa de gramos. 6.5 DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN
Figura 6.4.- James 6.4.- James Chadwick. Nació en Manchester, Inglaterra en 1891. Fue cola Rutherford y en 1932 fue reconocido por el descubrimiento del neutrón, es directamente a la fisión nuclear y a la bomba atómica y fue el principal científico en los trabajos de investigación de la bomba nuclear británica. En 1935 recibió el prem Física.
La tercera partícula fundamental, el neutrón, fue descubierta el año 1932. James Chadwic en forma correcta experimentos al bombardear berilio con partículas alfa de alta energía. Ex posteriores demostraron que casi todos los elementos hasta el potasio, elemento 19 neutrones cuando eran bombardeados con partículas alfa de alta energía. El neutrón es una carga, con masa ligeramente mayor que la del protón igual a 1.6749 ∗10−24. 6.6 MODELO ATÓMICO DE J. THOMSON
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Joseph Thomson, en 1897 concluye que lo rayos catódicos están constituidos por fundamentales con masa y cargadas negativamente. Electrones (George Stoney). El prime describir el átomo en función de la distribución de las partículas fue realizado por Joseph T
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6.7 MODELO DE RUTHERFORD Sheet Music
Figura 6.6.- 6.6.- Rutherford, 1919, Realizó una serie de experimentos de dispersión de partículas α por átomos de N.
El modelo anterior fue descartado por Rutherford quién descubrió que un haz de partícula alfa se dispersaba al atravesar una lámina delgada de oro. De acuerdo con el modelo de Rutherford, la mayor parte de la masa del átomo (99.95% o más) está concentrada en un centro cargado positivamente, o núcleo, alrededor del cual se mueven los electrones cargados negativamente. Aunque la mayor parte de la masa de un átomo está en el núcleo, éste ocupa solamente una porción muy pequeña del espacio del átomo. Algunas de las conclusiones de este modelo son:
La masa del átomo está concentrada en un núcleo pequeño situada en el centro.
El diámetro del núcleo es aproximadamente 10 -4 veces menor que el diámetro del átomo.
Los átomos son en su mayor parte espacio vacío.
6.8 COMPORTAMIENTO DUAL DE LA LUZ
partículas α dispersadas
Rayo de partículas α
Fuente de partículas α Pantalla circular fluorescente Placa de oro La mayor parte de las partículas no son desviadas
Figura 6.7.- Experimento de Rutherford
La luz es materia y, como tal toda fuente de luz es una fuente de energía. Esta energía tiene continuo movimiento, la luz se comporta como onda y como partícula. La luz es una forma de energía radiante o electromagnética. Otras formas de energía electromagnética son las ondas de radio, los rayos infrarrojos, los rayo x y los ultravioleta. Las radiaciones electromagnéticas se consideran movimiento de campos eléctricos y magnéticos que oscilan en forma de ondas en planos perpendiculares.
Las radiaciones electromagnéticas se caracterizan por tener una longitud de onda y una frecuencia. La distancia entre dos crestas consecutivas corresponde a la longitud de onda electromagnética que se representa con la letra griega lambda (λ) el número de veces veces que esta longitud de onda onda pasa por un punto x en un segundo, se conoce con el nombre de frecuencia niu ( υ), se mide en hertzios (Hz). La longitud de onda, la frecuencia y la velocidad de la luz está relacionada mediante la siguiente ecuación:
(6.3
c = λ ∗ υ
Ejemplo 6.1.- Hallar 6.1.- Hallar la longitud de onda en nanómetros de un electrón cuya frecuencia es 1.78 ∗ 10 Hz. Solución.- Considerando la anterior expresión: λ =
c υ
=
3 ∗ 108 m / s 1 1 0−8 m ∗ n−9m =Sign 16.8up 5nm = 1.69 ∗ 10 to vote on this title 1.78 ∗ 1016 s −1 10 m Useful Not useful
6.9 TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK
La teoría cuántica fue creada por Max Planck en 1900, que nace como una necesidad imperiosa ante la
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
Solución.- 1 mol de fotones = 6.023 ∗1023 fotones, λ = 542.8 nm = 542.8 ∗10−9 m Sheet Music
Para un fotón:
E = h∗υ
Para n fotones:
E = n∗h∗υ E = h∗
c λ
= 6.023 ∗ 1023 fotónes ∗
6.63 ∗ 10−34 J − s 3 ∗ 108 m / s ∗ = 220702.78 J 1fotón 542.8 ∗ 10−9 m
En calorías: 220702.78 J ∗
1cal = 52724.03cal 4.186 J
6.10 TEORÍA ATÓMICA DE BOHR
El modelo atómico propuesto por Rutherford no explicaba la radiación, ya que lo que se de que todo cuerpo cargado eléctricamente y en movimiento continuo con cambio de dire energía. Neils Bohr en 1913 se apoyó en los descubrimientos de Plank y formuló su propi través de tres postulados: ☺ ☺
☺
El átomo está constituido por un núcleo central donde se localiza toda su carga po toda la masa y el electrón que describe orbitas circulares alrededor del núcleo. Los electrones están en dichas órbitas en estados estacionarios de energía, es decir, energía fija y definida, y mientras un electrón esté en un estado estacionario, absorbe energía, cuando cae a un estado estacionario inferior emite energía en f fotón o un cuanto de luz. Cuando un electrón absorbe energía en forma de un fotón un estado estacionario superior, es decir, una orbita más alejada del núcleo. La energía de un fotón emitido por un átomo cuando un electrón desciende de estacionario a otro inferior, es igual a la diferencia de energía entre los d estacionarios. ∆ E = E − W . El electrón gira alrededor del núcleo siguiendo órbitas cuy definido por: f
i
⎡ h ⎤ υ = ⎡ h ⎤ m r n⎢ ⎥ ⎣ 2π ⎥⎦ ⎣ 2π ⎦
mυ r = n ⎢
Donde: n = 1, 2, 3, 4, ……. Y sus energías asociadas por:
E = −
2π 2me4 , donde n = 1,2,3….; m = masa del electrón, e 2 2 nh
electrón, h = constante de Plank, n = número de órbita o estado estacionario.
Sign up to vote this title ecuación: La diferencia de energías entre dos órbitas se da por consiguiente por on la siguiente
Useful
⎡1 1 ⎤ ∆E = RH ⎢ 2 − 2 ⎥ ⎣ n1 n2 ⎦
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υ =
Estructura de Los Átomos
LEONARDO G. CORONEL R.
RH ⎛ 1 1⎞ 2.18 ∗ 10−18 J ⎛ 1 1 ⎞ − = 4.57 ∗ 1014 s −1 ⎜ 2 − 2⎟ = 3 ⎠ 6.63 ∗ 10−34 J − s ⎜⎝ 4 9 ⎟⎠ h ⎝2 λ =
λ =
c υ
3.00 ∗ 108 m / s 1010 A ∗ = 6.56 ∗ 103 angstrom 4.57 ∗ 10 1014 s −1 1m
6.11 LOS ELECTRONES COMO ONDAS
En 1924 el físico francés Louis De Broglie propuso una idea de que el electrón tiene un carácter dual de partícula y onda. Sugirió que los electrones viajan en ondas análogas a las ondas de la luz. El electrón se comportaba como un fotón (cuanto de luz) La ecuación para la longitud de onda es: λ =
h mv
(6.8
Donde: λ = longitud de onda de la partícula h = constante de Plank = 6.62 ∗10−27 ergios/segund ergios/segundo o
m = masa de la onda partícula v = velocidad de la onda partícula
El electrón es la unidad fundamental de carga eléctrica negativa en el átomo; se considera como una partícula o como una onda, tiene una carga de 1.602 ∗10-19 culombios y una masa de 9.11 ∗10 gramos. 6.12 PRINCIPIO DE INCERTIDUM INCERTIDUMBRE BRE
Fue enunciado por Werner Heisemberg en 1926, quién indicó que es imposible conocer tanto la posición exacta como la velocidad de una partícula como el electrón al mismo tiempo. 6.13 DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO SEGÚN LA MECÁNICA CUÁNTICA
Cuando se combinan el principio de incertidumbre de Heisemberg, la dualidad del comportamiento de electrón en la ecuación de De Broglie y la cuantización de la energía de Bohr, resulta la teoría de la mecánica ondulatoria del átomo, que usualmente se expresa a través de la ecuación de onda de Schrödinger: δ 2ψ δ x 2
+
δ 2ψ δy2
+
δ 2ψ
8π 2 m
δ z
h2
2 +
(E − V )ψ = 0
(6.9
La ecuación de Schrödinger es una ecuación diferencial de segundo difícil de resolver, la idea Sign grado up to vote on this title fundamental aquí es que cada una de las soluciones de la ecuaciónUseful de onda describe un estado de Not useful energía posible para los electrones electrones dentro del átomo. átomo. Toda solución solución de esta ecuación se describe mediante tres números enteros llamados números cuánticos.
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
El número cuántico magnético, magnético , ml describe la orientación de cada orbital o subnivel en puede tomar cualquier valor entero (incluyendo el cero) desde – l a + l, por ejemplo para los donde l = 1, ml puede tener tres valores: −1, 0 y 1; así existen tres orbitales p (p x, py y p posible de orbitales en cada subnivel es: Subnivel
Número posible de orbitales Un orbital s Tres orbitales p Cinco orbitales d Siete orbitales f
S p d f
El número cuántico del espín, espín, s describe la orientación del saín o giro del electrón y p solamente dos valores + ½ y - ½, generalmente las dos orientaciones se designan apuntando hacia arriba y hacia abajo. TABLA 6.1.- Números 6.1.- Números Cuánticos n
l
1 2 2 3 3 3 4 4 4 4
0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
1s 2s 2 p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
m
s
0 0 -1,0,+1 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,…..0,..…,3
±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½
La forma de los orbitales atómicos:
=2 =0 =1 Figura 6.8.- Forma de algunos orbitales atómicos 6.15 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN EL ÁTOMO
Con los conceptos de niveles, subniveles y orbitales establecidos anteriormente se puede Sign up to vote on this title configuración electrónica de los elementos. La configuración del electrón de un átomo descri ocupado por los electrones en el átomo. Useful Not useful 6.15.1 Principio de Exclusión de Pauli
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
Estructura de Los Átomos
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LEONARDO G. CORONEL R.
ascendente de energía y los estados de espín: La configuración electrónica de cualquier átomo sigue tres principios:
6.15.3. El principio de construcción (aufbau).- (aufbau).- En general, los electrones ocupan los orbitales disponibles de más baja energía antes de entrar a los de energía más alta.
6.15.4 El principio de Hund.- Todos Hund.- Todos y cada uno de los orbitales de igual energía son ocupados por un único electrón, antes de que un electrón adicional de espín opuesto (s) entre al orbital. Por ejemplo todos y cada uno de los tres orbitales 2 p, (2 px , 2 py y y 2 pz ) contienen un solo electrón antes de recibir e segundo.
6.15.5 El principio de exclusión de Pauli.- No Pauli.- No puede haber dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos.
La figura 6.9 muestra un sistema nemotécnico nemotécnico para recordar el orden del llenado de los los orbitales. E importante advertir que este orden no siempre es el mismo orden de los niveles de energía. 6.16 ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones que determinan las propiedades químicas de un elemento de un grupo principal son los que tienen el valor más alto de n. Estos electrones se llaman electrones de valencia y el nivel que los contiene es el nivel de valencia o capa externa. Ejemplo 6.4.- El 6.4.- El número atómico del calcio es 20, ¿cuál es la configuración electrónica del potasio? Solución: Considerando la figura 6.9 se tiene: Ca: 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Donde el nivel de Valencia es 4s2, y la valencia principal de este elemento es 2.
En general, y por conveniencia, el número y localización de los electrones en los átomos se especifican por los símbolos siguientes: Número cuántico principal 2
4s
Subnivel S
2 electrones
La forma que se ha usado hasta ahora para describir la configuración electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital.
Ejemplo 6.5.- Un 6.5.- Un átomo de hidrógeno (Z = 1) tiene sólo un electrón que entra en la energía más baja, el orbital 1s. Esto se indica escribiendo un exponente "1" después del símbolo para el orbital. H (Z = 1): 1s 1
El próximo elemento (He) (He) tiene dos electrones y el segundo segundo electrón llena el orbital 1s porque hay hay sólo dos posibles valores por el giro que el número quántum distingue entre los electrones en un orbital. He (Z = 2): 1s 2
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El tercer electrón entra en el próximo orbital en el diagrama de energía, esto es, orbital 2s. Noteluseful Useful en Li (Z = 3): 1s 2 2s1 El cuarto electrón llena este orbital.
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
N (Z = 7): 1s 2 2s2 2p3 Sheet Music
Porque cada orbital en este subnivel contiene un electrón, el próximo electrón agregado debe tener el giro opuesto el número quántum, llenando uno de los orbitales 2p, es decir: O (Z = 8): 1s 2 2s2 2p4 El noveno electrón llena un segundo orbital en este subnivel. F (Z = 9): 1s 2 2s2 2p5 El décimo electrón completa el Segundo subnivel. F (Z = 9): 1s 2 2s2 2p6 6.17 TABLA PERIÓDICA
En esta sección estudiaremos las características de la tabla periódica moderna; la varia propiedades físicas y químicas en periodos y grupos y las características de las principales fa 6.17.1 Clasificación de los elementos
i) Berzelius (1814).- Clasificó en elementos que ganan electrones “electronegativos” y en ele pierden electrones “electropositivo “electropositivos”. s”.
ii) Dobereiner(1865).- Basándose en pesos atómicos, clasificó en grupos de tres elemento triadas. En cada triada el peso atómico del intermedio era igual al promedio aritmético de lo por ejemplo: Triada Li, Na y K
Peso atómico del elemento intermedio PesoatómicoNa =
PaLi PaLi + PatK PatK 6.94 + 39.10
2
=
2
= 23.02
iii) Newland (1865.- Agrupó los elementos de acuerdo a los pesos atómicos, en grup elementos, resultando periodos en que el octavo elemento se parecía en propiedades al noveno al segundo, etc, de tal manera que de cada ocho elementos aparecía otro con p similares al primero, esta forma de clasificación se denominó ley de las octavas. Estos clasificación tuvieron que ser descartados ya que a medida que se descubrieron nuevos elem no siguieron las leyes bajo las cuales se habían ordenado los elementos.
iv) Mendeleiev (1869) Clasificó los elementos en orden creciente a sus pesos atómicos de ta los elementos con propiedades similares estén en un mismo grupo. Mendeleiev notó que p en grupos, era necesario dejar espacios vacíos para nuevos elementos aún no descu entonces. 6.17.2 Ley Periódica
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Figura 6.10.- Dimitri Ivanovitch Mendeleiev nació el 1º de febrero de 1834 Siberia, Rusia. Tenía 31 años cuando fue nombrado profesor en la Universi
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
En 1913, Moseley fue quien comprobó experimentalmente con rayos X, que las propiedades de los elementos dependen de su número atómico y enunció la ley periódica moderna en los siguientes términos “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”
Figura 6.11.- Tabla Periódica de los elementos
6.17.4 Descripción de la Tabla Periódica
i) Está en orden creciente de los números atómicos. ii) Está formado por 18 grupos (verticales), Se clasifican en grupo A llamados elementos representativos, indica el número de electrones de la última capa de los átomos. y el grupo B que constituyen los elementos de transición, éstos tienen valencias variables, de allí que el grupo no siempre indica el número de electrones de la última capa.
Los elementos de transición son aquellos que pertenecen al grupo B y llenan orbitales f se clasifican en:
Actinidos, pertenecen al grupo 7 Lantanidos, pertenecen al grupo 6
iii) Está formado por 7 periodos (horizontales), indican el número de niveles de energía que tienen los elementos o el nivel en que se hallan los electrones de la última capa. 6.18 VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA
Dada la multiplicidad de significados expresados para el término valencia, se this hace referencia con Sign up toaquí vote on title más propiedad, a la capacidad de enlace de los elementos. Como seUseful indicó, losNot electrones del último useful los orbitales de nivel de energía son los más débilmente unidos al núcleo y constituyen valencia. 6.18.1 Capacidad de enlace (valencia)
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LEONARDO G. CORONEL
halógenos del grupo VII, tienen la capacidad de enlace o valencia 1. La capacidad de enl familia del oxigeno es 2 y de 3 para el grupo V.
6.18.2 Radio atómico
Es una medida del tamaño del átomo. Se define como la mitad de la distancia existent centros de dos átomos que están en contacto en un compuesto. Aumenta en los periodos d izquierda y aumenta en los grupos de arriba hacia abajo 6.18.3 Radio iónico
El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adq estructura electrónica del gas noble más cercano. Podemos considerar dos casos:
1. Que el elemento gane electrones.- El electrones.- El electrón o electrones ganados se colocan en l vacíos, transformando el átomo en un anión ó ión negativo. Al comparar el valor del radio cualquier elemento con el de su anión, éste es siempre mayor, debido a que la carga constante en ambos casos, mientras que el número de electrones del ión es mayor. Esto aumento de la repulsión electrónica y una disminución de la atracción por el núcleo y p produce un aumento de tamaño.
2. Que el elemento pierda electrones.- electrones.- Generalmente se pierden los electrones de v elemento se transforma en un catión. La pérdida de electrones por un átomo metálico ais una disminución de su tamaño. Por ejemplo, los metales alcalinotérreos (grupo IIA) pre configuración electrónica en su último nivel igual a ns2. Cuando pierden estos dos electron adquieren la configuración electrónica del gas noble que les precede en la tabla periódica, a su estabilidad y transformándose en un catión con dos cargas positivas (Mg +2, Ca+2, Ba+2, et El valor del radio atómico del elemento es siempre s iempre mayor que el del correspondiente catión, ha perdido todos los electrones de su capa de valencia y su radio efectivo es ahora el del que es menor.
Podemos generalizar diciendo que los iones cargados negativamente (aniones) son siemp que sus correspondientes átomos neutros, aumentando su tamaño con la carga negativ positivos (cationes), sin embargo, son siempre menores que los átomos de los qu disminuyendo su tamaño al aumentar al carga positiva.
Entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de me atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo, hacia los electrones externos es menor, al se carga. 6.18.4 Energía de ionización
La facilidad con la que se puede separar un electrón de un átomo se mide por su energía de que se define como la energía mínima necesaria para separar deltitle átomo en fase Sign upun to electrón vote on this A(g)
A+ (g) + e− (g)
→
H = I 1
Useful ∆
Not useful
La primera energía de ionización, I1, es la que se requiere para arrancar el electrón más
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Estructura de Los Átomos
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
En la tabla periódica, la afinidad electrónica AE, incrementa de izquierda a derecha en los períodos y de abajo hacia arriba en los grupos. 6.18.6 Electronegativid Electronegatividad ad
Se define la electronegatividad (EN) de un elemento como la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace químico. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en la tabla periódica. IA 1
2
3
4
5
6
7
1 H 2.1 3 Li 1.0 11 Na 1.0 19 K 0.9 37 Rb 0.9 55 Cs 0.8 87 Fr 0.8
2A
3B
4B
5B
6B
7B
8
8
8
1B
1B
3A
4A
5A
6A
7A
0 2 He
4 Be 1.5 12 M g 1.2 20 Ca 1.0 38 Sr 1.0 56 Ba 1.0 88 Ra 1.0
21 Sc 1.3 39 Y 1.2 57 La 1.1 89 Ac 1.1
22 Ti 1.4 40 Zr 1.3 72 Hf 1.3
23 V 1.5 41 Nb 1.5 73 Ta 1.4
24 Cr 1.6 42 Mo 1.6 74 W 1.5
25 Mn 1.6 43 Tc 1.7 75 Re 1.7
26 Fe 1.7 44 Ru 1.8 76 Os 1.9
58 59 60 61 62 ∗ Serie lantánidos Ce Pr Nd Pm Sm 1.1 1.1 1.1 1.1 1.1 90 91 92 93 94 ∗∗ Serie actínidos Th Pa U Np Pu 1.2 1.3 1.5 1.3 1.3
27 Co 1.7 45 Rh 1.8 77 Ir 1.9
63 Eu 1.1 95 Am 1.3
28 Ni 1.8 46 Pd 1.8 78 Pt 1.8
29 Cu 1.8 47 Ag 1.6 79 Au 1.9
30 Zn 1.6 48 Cd 1.6 80 Hg 1.7
5 B 2.0 13 Al 1.5
6 C 2.5 14 Si 1.8
7 N 3.0 15 P 2.1
8 O 3.5 16 S 2.5
9 F 4.0 17 Cl 3.0
10 Ne
31 Ga 1.7 49 In 1.6 81 Tl 1.6
32 Ge 1.9 50 Sn 1.8 82 Pb 1.7
33 As 2.1 51 Sb 1.9 83 Bi 1.8
34 Se 2.4 52 Te 2.1 84 Po 1.9
35 Br 2.8 53 I 2.5 85 At 2.1
36 Kr
18 Ar
54 Xe 86 Rn
64 65 66 67 68 69 70 71 Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 1.1 1.1 1.1 1.1 1.1 1.1 1.0 1.2 96 97 98 99 100 101 102 103 Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.3 1.5
Figura 6.12.- Tabla de electronegatividades
6.18.7 Carácter básico y carácter ácido
Los metales reaccionan con el oxígeno para dar óxidos que, al disolverlos en agua, forman soluciones básicas, este comportamiento de los metales se puede representar así: Metal + oxígeno = óxido metálico Óxido metálico + agua = solución básica Por ejemplo el litio se combina con el oxígeno de acuerdo a: 4 Li + O2 ⇒ 2 Li2O
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El óxido de sodio se disuelve en agua para formar una solución básica, alcalina o hidróxido. Li O
HO
2LiOH
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
En general las características características ácidas de los elementos se relacionan íntimamente con con su metálico y, por tanto, varían en el mismo sentido en la tabla periódica, periódica, la variación del cará del carácter básico en la tabla periódica se ilustra en la siguiente figura. 6.19 ENLACE QUÍMICO
El estudio de muchos elementos y compuestos con métodos modernos de instrumen permitido concluir que las moléculas tienen una conformación geométrica definida. S moléculas lineales, tetraédricas, etc, en las cuales los ángulos entre los átomos y las distanc entre si son definidas y conocidas, sin embargo veamos algunos conceptos fundamentales químico. 6.19.1 Valencia
Es el número de enlaces que forma un átomo, muchos átomos pueden formar más de u dependiendo de las condiciones de formación del enlace, del número y localización de sus valencia. Los electrones que pueden participar en cualquier tipo de enlace, es decir, ele pueden ceder, ganar o compartir se denominan electrones de valencia.
Los electrones de valencia están localizados en los orbitales más externos o capas de val átomo generalmente en los orbitales que tienen el mayor valor de n. 6.19.2 Símbolo de Lewis Lewis
Es una forma de notación que muestra los electrones de valencia y las posibilidades de en átomo. Los electrones de valencia están representados por puntos localizados en u imaginario situado alrededor del símbolo atómico dentro de una estructura de ap determinada por los principios de Afbau y de Hund. En una estructura de Lewis sólo se m electrones de valencia. Ejemplo 6.7.- Escribe estructuras de Lewis para las siguientes sustancias: Na, Ca, S, Cl, Cl y H2O
Solución.- Según la definición de Lewis y considerando la configuración electrónica se tie elementos: Átomo H C Na Ca
Número de grupo I IV I II
configuración 1s1 1s22s22p2 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p64s2
Símbolo de Lewis .. HC... Na.. Ca.
En este último ejemplo (H2O) el átomo de oxígeno tiene dos pares libres, mientras e hidrógeno carece de pares libres porque usó su último electrón. Sign up to vote on this title
6.19.3 Regla del Octeto
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Establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones de tal manera que de energía más externos tengan o compartan cuatro pares de electrones, o sea un o
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LEONARDO G. CORONEL R.
enlaces metálicos e iónicos son electrostáticos. En los enlaces covalentes los electrones no abandonan sus especies originarias, sino que son compartidos para formar una región de alta densidad electrónica entre los átomos. 6.20.1 El enlace iónico o electrovalente electrovalente
Cuando un elemento metálico reacciona con un elemento no metálico, el compuesto resultante es generalmente iónico. Los dos primeros elementos Li y Be son metales; estos elementos exhiben la tendencia a adoptar la configuración del gas del gas noble helio. El litio pierde un electrón en sus reacciones con los no metales formando con ellos compuestos iónicos; así por ejemplo cuando reacciona con el flúor, cede un electrón a este último el cual lo acepta con gran facilidad para completar su capa de valencia 6y como resultado, el litio adquiere la configuración del helio mientras que el flúor adquiere la del neón. Ambos átomos adquieren carga eléctrica y por lo tanto el compuesto, fluoruro de litio es iónico.
Li
F +
Li + F
El berilio reacciona de manera análoga pero con la diferencia de que el átomo de berilio cede dos electrones para formar compuestos iónicos:
Be
+ 2F
F Be+2
F
Según la teoría de Lewis, el enlace en los compuestos iónicos es debido esencialmente a simples fuerza electrostáticas de atracción que se ponen de manifiesto cuando los átomos adquieren cargas opuestas. Los enlaces iónicos o electrovalentes son más fuertes que los covalentes. Lo cual significa que el trabajo necesario para separar los dos iones que constituyen un enlace iónico es mayo que el trabajo t rabajo requerido para separar dos átomos átomos que se hallan unidos por un enlace covalente. El trabajo o energía energía de enlace que se necesita para romper un enlace químico se llama energía de disociación de enlace. En lo compuestos iónicos simples tales como el NaCl, la energía de disociación del enlace es de alrededor de 200000cal/mol, mientras que la energía de disociación del enlace de la mayoría de los compuestos covalentes oscila entre 50000 y 100000 cal/mol.
Los enlaces iónicos más comunes se presentan en los compuestos binarios que constan de un metal de grupo IA o IIA uno o dos electrones a ceder, y un no metal o átomos de los grupos VIA o VIIA aceptante de uno o dos electrones. Ejemplo 6.8.- Esquematice la estructura: del H 2S
Solución.- El átomo de azufre tiene seis electrones de valencia, de modo que necesita dos electrones más para completar el octeto. El átomo de hidrógeno tiene un sólo electrón de valencia de modo que tiene que adquirir un electrón más para adoptar la configuración del gas noble helio:
H 6.20.1 Enlace metálico
+ S
H S H Sign up to vote on this title
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Los electrones en los enlaces metálicos se pueden mover libremente. Se requiere poca energía en los átomos metálicos para liberar sus electrones más externos, s y p, a un mar de electrones libres. Los
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LEONARDO G. CORONEL
del enlace covalente fue propuesto por Lewis en 1916, al observar la gran estabili configuraciones electrónicas de los gases nobles. Según Lewis, el enlace covalente es la com uno o varios pares de electrones por dos átomos. Una vez formado el enlace, los electrones s por los núcleos y resulta indistinguible su procedencia. Si se comparte un par de electrones enlace sencillo, si se comparten dos pares se forma un enlace doble y se comparten tres par un enlace triple.
Un par de electrones también puede representarse con un guión. De acuerdo con la notació la formación de la molécula de flúor F 2 se puede representar así. Átomo de fluor
F • •
Átomo de fluor Átomo
Molécula Fluor
F
+
F
F
o bien
F
Siempre que dos átomos unidos por un par de electrones compartidos, se dice qu enlace covalente entre ellos. Lewis sugirió que los átomos podían conseguir su octeto compartiendo electrones.
El enlace covalente:
Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e – de valencia. La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de am en un orbital molecular. Si uno de los átomos pone los 2 e – y el otro ninguno, se se denomina denomina ”enlac ”enlac coordinado” o “dativo”.
Puede ser:
Enlace covalente simple: Se comparten una pareja de electrones, por ejemplo:
H
+
H H
O
H
⇒
O O
+
+
N
H2
o bien O = O
o bien N bien N
N N
O2
N
N2
No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométric
6.20.3 Tipos de enlace covalente covalente
H
Enlace covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones.
N
⇒
Enlace covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones, por ejemplo:
O
H
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Enlace covalente puro, Se da entre dos átomos iguales, por ejemplo: Useful
H
+
H
⇒
H H
⇒ H
H
H2
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
La electronegatividad determina el tipo de enlace que puede darse. Sheet Music
Si el enlace es entre átomos iguales, en la cual la diferencia de electronegatividad es cero, se dice que el enlace es covalente puro o no polar por ejemplo H 2, Cl2, N2, etc.
Si el enlace es entre átomos diferentes, en los cuales la diferencia de electronegatividad es diferente de cero, el enlace puede ser: •
Enlace covalente polar, cuando la diferencia de electronegatividad está entre 0 y 1.7.
•
Enlace iónico, cuando la diferencia de electronegatividad es mayor que 1.7.
Ejemplo 6.9.- Explique 6.9.- Explique por qué, en el HCl se habla de un enlace covalente polar.
Solución.- Tomando una tabla de valores de electronegatividades, para los dos elementos se tiene, Cl 3.0, H = 2.1. La diferencia es 3.0 – 2.1 = 0.9. Puesto que el valor es menor que 1.7, el enlace se considera covalente polar. Ejemplo 6.10.6.10.- ¿Cuáles de los siguientes siguientes enlaces son polares o no?: a) H – Br, b) b) C – H, c) N – H
Solución.- a) la diferencia de electronegatividad es 2.8 – 2.1 = 0.7, el valor es menor que 1.7, por tanto el enlace consideramos covalente polar, b) la diferencia de electronegatividades es: 2.5 – 2.1 = 0.4 consideramos que el enlace es covalente polar, c) la diferencia de electronegatividades es: 3 – 1.7 = 1 3, puesto que el valor es menor que 1.7, el enlace es covalente polar. Enlace Covalente Coordinado o dativo
El enlace coordinado es un tipo de enlace covalente. En este tipo de enlaces, a diferencia de los anteriores (iónico y covalente) un solo átomo es el que aporta el par de electrones necesarios para formar el enlace. Algunas estructuras que sirven como ejemplo para ilustrar la formación de enlaces covalentes coordinados son el ión hidronio y el ión amonio. Ejemplo 6.11.- ¿Cuál 6.11.- ¿Cuál es la formación del ión hidronio H 3O+? Solución.- En la molécula de agua, el oxígeno tiene dos pares de electrones libres o sin compartir.
H O H
Cuando el agua reacciona con un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón [H+], se forma un enlace covalente, pero el par compartido pertenece al oxígeno. Parece que el oxígeno da al hidrógeno un par de electrones para compartir. Por eso se llama también dativo y se representa convencionalmente con una flecha, que parte del elemento elemento que aporta los electrones del del enlace.
H O H
+
H+
H O Sign H up to vote on this title H Useful Not useful
Ejemplo 6.12.- Escriba 6.12.- Escriba la estructura de Lewis para la molécula del ácido sulfúrico.
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LEONARDO G. CORONEL
H O H O P O H O
Ejemplo 6.14.- Establecer 6.14.- Establecer las fórmulas para el amoniaco y el radical cianuro, las posicion de los núcleos son:
H H H H y C N Solución.- Cuente el número de electrones de valencia ( h a y q u e t o m a r e n c u e n t a l a c a i o n e s ). ) . Asigne un par de electrones entre cada par de átomos enlazados. Distribuya los restantes en pares solitario, enlaces dobles y triples. Fórmulas
No. de e− de valencia
Fórmula de Lewis
NH3
5 + 3(1) = 8
.H. : H .N. : H
CN−
4 + 5 + 1 = 10
CO
4 + 6 = 10
FeCl3
3 + 7(3) = 24
[ : C .. .. .. N : ]−
..
: C .. .. .O.
. .: : Cl . . ..: . . : Cl : Fe : Cl .. ..
PROBLEMAS RESUELTOS
Ejemplo 6.15.- Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve al estado fundame una radiación electromagnética de 180 nm. Calcular: a) La frecuencia de la radiación. b) L de energía entre los dos niveles energéticos expresada en joules. Considere: h = 6.62 ∗ 10 3 ∗ 108 m/s.
Solución.- a) Se trata de un problema sobre el espectro de emisión del átomo de hidrógeno. ecuación que relaciona la frecuencia y la longitud de onda encontraremos la frecuencia. Es de υ = c/λ vote on this title 10 m / s Sign up to c 3 ∗ 10 15 1 . 6 7 1 0 υ = Hz = = ∗ λ 1.8 ∗ 10−7 m Useful Not useful
8
b) La energía de la radiación emitida corresponde a la diferencia energética entre ambos nive h
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LEONARDO G. CORONEL R.
a) Se trata de relacionar la longitud de onda de una radiación correspondiente a una transición electrónica entre dos estados energéticos con la diferencia de energía entre los dos estados entre los que se produce la transición. Para ello se debe tener en cuenta que la energía de la radiación emitida equivale a la diferencia de energía entre los dos estados entre los que se produce la transición. La energía de la radiación emitida, de acuerdo con la ecuación de Planck, es: E = h ∗υ y equivale a la diferencia de energía entre los dos estados entre los que se produce la transición, ya que un átomo emite radiación electromagnética cuando un electrón pasa de un nivel de más energía a otro de menos energía y la absorbe en la transición inversa. Teniendo en cuenta que υ = c/λ se obtiene: E = hc/ λ. Sustituyendo los valores numéricos, resulta: E=
6.62 ∗ 10 10−34 J − s ∗ 3 ∗ 10 108 m / s = 3.36 ∗ 10−19 J 588.9 ∗ 10−1 m
b) Se trata de calcular el número de átomos que hay en 0.23 gramos de sodio. La energía que se debe suministrar será el producto de este número por la diferencia de energía entre los dos estados de átomo. Es decir: 23gNa ∗
1molNa 6.023 ∗ 10 1023 atNa 3.36 ∗10 1 0−19 J ∗ ∗ = 2.023 ∗ 103 23gNa 1mol 1atNa
Ejemplo 6.17.- Una onda tiene una radiación de longitud de onda 4.000 Å, a) Calcular su número de onda, b) Calcular la energía correspondiente a sus fotones. Solución.- a) El número de onda viene dado por la expresión: υ = 1/λ Sustituyendo los valores numéricos resulta: υ =
1 λ
=
1 1angstrom ∗ = 2.5 ∗ 106 m−1 4000angstrom 10−10 m
b) La energía de los fotones viene dada por la ecuación de Planck: E = h ∗υ =
hc λ
= hcυ
Sustituyendo los valores numéricos, se tiene: E = 6.63 ∗ 10 −34 ∗ 3 ∗ 108 ∗ 2.5 ∗ 106 = 4.97 ∗ 10 −19 J
Ejemplo 6.18.- Un rayo gamma tiene una longitud de onda de 0.01 Å. Calcular la energía correspondiente correspondie nte a sus fotones. Solución.- La energía de los fotones viene dada por la ecuación de Planck:
hc λ
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Sustituyendo los valores numéricos resulta: E =
E = h ∗ υ =
6.63 ∗ 10 ∗ 3 ∗ 10 = 2.00 ∗ 10−13 J 1 ∗ 10−12 −34
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LEONARDO G. CORONEL
Sustituyendo los valores numéricos se obtiene: m=
6.63 ∗ 10−34 ∗ 1015 = 7.36 ∗ 10−36 kg 8 2 (3 ∗ 10 )
Ejemplo 6.20.- La masa relativista de una partícula que se mueve con una velocidad de 10 10–31 kg. Calcular la longitud de la onda asociada. Solución.- De acuerdo con la ecuación de De Broglie se tiene: λ =
h mυ
Sustituyendo los valores numéricos se obtiene: λ =
6.63 6.63∗10−34 = 6.63 ∗ 10−9 m 10−31∗106
Ejemplo 6.21.- Una estación de radio emite con una frecuencia de 1.000 kc/s. Calcular la corresponde a los cuantos de esta radiación electromagnética. Solución.- En primer lugar, convertiremos el valor de la frecuencia en Hz: 1000
kc 1000c ∗ = 106 Hz s 1kc
La energía de los cuantos de esta radiación electromagnética vendrá dada por la ecuación d = hυ. Sustituyendo los valores numéricos resulta: E = 6.63 ∗ 10–34 ∗ 106 = 6.63 ∗ 10–28 J
Ejemplo 6.22.- Calcular la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve con una v 6 ∗ 107 m/s. Solución.- λ del electrón se puede encontrar a partir de la ecuación de De Broglie: λ =
Sustituyendo los valores numéricos, resulta:
λ =
h mυ
o 6.63 ∗ 10 − 34 1010 Amstrong −11 = 0.12 A m∗ 7 = 1.2 ∗ 10 9.1 ∗ 10 − 31 ∗ 6 ∗ 10 1m
–1 Ejemplo 6.23.- El número de onda de una línea de la serie de Lyman es 97.492 cm . Sab –1 Sign up to vote on this title constante de Rydberg vale 109677.581 cm , calcular el valor de m.
Useful
⎛ ⎞ Solución.- De la ecuación de Rydberg se tiene: υ = RH ⎜ 12 − 12 ⎟ n n f ⎠ ⎝ i
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LEONARDO G. CORONEL R.
Solución.- Para calcular la energía de la transición se deberá aplicar previamente la ecuación de Rydberg: ⎛1 1⎞ 2 − 2⎟ ⎝ ni nf ⎠
υ = RH ⎜
Donde: ni = 3 y nf = 4, sustituyendo se obtiene: υ = 1.097 ∗ 105
1 1⎞ −1 ∗ ⎛⎜ − ⎟ = 5332.64m 9 16 ⎝ ⎠
Por la ecuación de Planck, se tiene: E = h υ Ahora bien: υ = c υ . Combinando ambas expresione resulta: E = h c υ . Sustituyendo los valores numéricos se obtiene: E = 6.63∗10-34∗3∗108∗5.33∗105 = 1.06∗10-19 eV
Ejemplo 6.25.- Calcular la longitud de onda asociada a un neutrón que se mueve a una velocidad de 4.21 ∗ 103 m/s. Tómese mn = 1.669 · 10 –27 kg; h = 6,626 · 10 –34 J · s. Solución.- Por la ecuación de De Broglie se tiene: λ =
h mυ
Sustituyendo los valores numéricos resulta: λ =
6.62 ∗ 10−34 = 9.34 ∗ 10−11 m 1.669 ∗ 10−27 ∗ 4.21 ∗ 103
Ejemplo 6.26.- Una lámpara de 100 W emite el 1 % de su energía en forma de luz amarilla de longitud de onda 580 nm. Calcular: a) El número de fotones de luz amarilla emitidos por segundo. b) El tiempo que debe estar encendida la lámpara para emitir un mol de fotones de luz amarilla. Solución.- a) Por la definición de potencia se tiene: P = W/t. Despejando: W = P t, sustituyendo: W = 100 watts ∗ 1 s = 100 J.
Como la lámpara únicamente emite un 1 % de su energía en forma de luz amarilla, esta energía será: 100 J · 1 % = 1 J. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h υ. Si se trata de n fotones, la ecuación anterior se transforma en E = n h υ. Pero como υ = c/λ, combinando amba ecuaciones resulta: E =
nhc λ
, Despejando n:
Sustituyendo los valores numéricos resulta: n=
n=
E λ hc
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configuracion_electroni
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
1
⎛1 1⎞ = RH ⎜ 2 − 2 ⎟ λ ⎝ ni nf ⎠
En este caso, n = 2 y m = 5. Sustituyendo se obtiene: 1 λ
⎛1 1 ⎞ = RH ⎜ − ⎟ = 0.21RH ⎝ 4 25 ⎠
Despejando λ: λ =
1 0.21 R H
=
1 0.21 ∗1.097 ∗10 7
= 4.34 ∗10 −7 m
La energía de la radiación emitida vendrá dada por la ecuación de Planck: E = h υ E =
hc λ
Pero esta energía ha sido suministrada por la energía cinética del electrón al chocar con e hidrógeno. Por tanto, debe cumplirse que: Ec =
hc λ
Sustituyendo los valores numéricos resulta: Ec =
6.63 ∗ 10−34 ∗ 3 ∗ 108 4.58 10−19 J = ∗ 4.34 ∗ 10−7
Es decir, 4.578 ∗ 10−19 J ∗
1eV = 2.86eV 1.602 ∗ 10−19 J
b) En el estado fundamental n = 1. Sustituyendo en la ecuación de Rydberg se tiene: 1 λ
1 1 = RH ⎛⎜ − ⎞⎟ = 0.96RH ⎝ 1 25 ⎠
Despejando λ: λ =
1 1 109 nm = 10−8 m ∗ = 95.2nm 7 = 9.52 ∗ 10 0.96RH 0.96 ∗ 1. 1.097 ∗ 10 10 1m
Ejemplo 6.28.- Hallar la masa en g correspondiente a 7.2 * 10 12 joules de energía. Solución.- Se sabe que, E = m.c2, Despejando m; m=
m=
E c 2
7.2 ∗ 10 1012 Kgm2 / s2 = 8 ∗ 10−5 Kg 8 2 2 2 3 1 0 / m s ∗ ( ) Sign up to vote on this title
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Ejemplo 6.29.- ¿Cuál es, en angstrom, la longitud de onda aproximada para la radiación qu lámpara de Hg, si su frecuencia de radiación es de 1.2 ∗ 1015 s-1? Solución.- Se sabe que: c = υ ∗ λ , Por tanto:
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
υ =
configuracion_electroni
LEONARDO G. CORONEL R.
13.2 ∗ 10−15 erg E = = 2.0 ∗ 1012 Hz h 6.63 ∗ 10−27 erg.s
Ejemplo 6.31.- Sabiendo que los números atómicos del calcio, azufre, magnesio y oxígeno son 20, 12 y 8, respectivamente, ordenarlos de menor a mayor energía de ionización.
Solución.- A partir de los números atómicos se pueden determinar las configuraciones electrónicas de los elementos del enunciado: Ca = 20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2 3p6 4s2 S = 16: 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p4 Mg = 12: 1s2 2s2 2p6 3s2 O = 8:
1s2 2s2 2p4
Para un período determinado del Sistema Periódico, el potencial de ionización aumenta hacia la derecha es decir, es mínimo para el metal alcalino y máximo para el gas noble correspondiente. Para un grupo determinado del Sistema Periódico, el potencial de ionización aumenta hacia arriba, es decir, es máximo en el elemento de menor número atómico. De las configuraciones electrónicas anteriores se deduce que hay dos elementos del grupo IIa (Ca y Mg) que tendrán menor potencial de ionización que los dos elementos del grupo VIa (S y O). Como el Ca tiene número atómico 20 y el Mg 12, el Ca tendrá menor potencial de ionización que el Mg. Análogamente, el S, con número atómico 16 tendrá menor potencia de ionización que el O, cuyo número atómico es 8. Con todo ello, la ordenación queda: Ca < Mg < S < O.
Ejemplo 6.32.- a) Indicar el grupo y el período de la tabla periódica a los que pertenecen los elementos de números atómicos respectivos 16 y 20. b) Indicar la carga de los iones presentes en e sólido cristalino que se forma al reaccionar ambos elementos.
Solución.- a) Las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son 16 y 20 son las siguientes: Z = 16: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Z = 20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2 3p6 4s2
De las configuraciones electrónicas se deduce que el elemento de número atómico Z = 16 se encuentra en el grupo VIA (elementos anfígenos), en el tercer período. Se trata del azufre. Análogamente, e elemento de número atómico Z = 20 se encuentra situado en el grupo IIA (metales alcalinotérreos), en el cuarto período y se trata, por tanto, del calcio.
b) El S gana dos electrones (carga –2) para conseguir una estructura de octete en el último nive electrónico y el calcio pierde dos electrones (carga +2) por el mismo motivo. El sólido cristalino iónico Sign up to vote on this title que se forma es el CaS.
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Ejemplo 6.33.- Sabiendo que los números atómicos del potasio y del cloro son, respectivamente, 19 y 17: a) Indicar los iones que formarán ambos elementos. b) Comparar sus afinidades electrónicas.
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL
máxima en el halógeno correspondiente. Con este criterio, resulta inmediato observar que un metal alcalino, tendrá una afinidad electrónica menor que la del Cl, que es un halógeno.
Ejemplo 6.34.- Sabiendo que los números atómicos del manganeso y del cinc son, respe 25 y 30, indicar los iones más estables que formarán ambos elementos. Solución.- Las configuraciones electrónicas del manganeso y del cinc son las siguientes: Mn = 25: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 Zn = 30: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
Tanto el manganeso como el cinc poseen orbitales 3d. Por la regla de Hund de la máxima m las configuraciones más estables son aquellas que presentan el mayor número de orbit parcialmente ocupados con electrones de spin paralelo. Es decir, d5 o d10. Por tanto, tanto el como el cinc tendrán tendencia a perder los dos electrones más externos para qu configuraciones electrónicas estables. Será más estable la configuración resultante en el ca ya que todos los orbitales quedarán totalmente ocupados, lo que justifica que el cinc únicam iones Zn2+ mientras que el manganeso forma iones Mn 2+, que son los más estables de los pero también puede presentar otras valencias, ya que sus orbitales d están ocupados parcial
Ejemplo 6.35.- De los pares de elementos siguientes, indicar el elemento que ti electronegatividad: a) flúor y cloro; b) oxígeno y flúor; c) azufre y cloro; d) fósforo y arsénic aluminio.
Solución.- a) Tanto el flúor como el cloro se encuentran en el mismo grupo del Sistema Perió Para un mismo grupo del Sistema Periódico, la electronegatividad aumenta hacia arriba, más electronegativo el elemento de menor número atómico. Por tanto, en este caso, e electronegativo que el Cl.
b) El flúor se encuentra situado en el grupo VIIA del Sistema Periódico. Por su parte, el oxíg situado en el grupo VIA del Sistema Periódico y ambos están situados en el mismo p Período). En un mismo período del Sistema Periódico, la electronegatividad aumenta hacia excluyendo a los los gases nobles. nobles. Por tanto, en este caso, será más más electronegativo el oxígeno.
c) El cloro se encuentra situado en el grupo VIIA del Sistema Periódico. Por su parte, el azu situado en el grupo VIA del Sistema Periódico y ambos están situados en el mismo p Período). En un mismo período del Sistema Periódico, la electronegatividad aumenta hacia excluyendo a los gases nobles. Por tanto, en este caso, será más electronegativo el cloro que d) Tanto el fósforo como el arsénico se encuentran en el mismo grupo del Sistema Periódico un mismo grupo del Sistema Periódico, la electronegatividad aumenta hacia arriba, es de electronegativo el elemento de menor número atómico. Por tanto, en este caso, el electronegativo que el As.
e) Tanto el boro como el aluminio se encuentran en el mismo grupo del Sistema Periódico un mismo grupo del Sistema Periódico, la electronegatividad aumenta hacia Sign up to vote on this titlearriba, es de electronegativo el elemento de menor número atómico. Por tanto, en este caso, el Useful Not useful electronegativo que el Al.
Ejemplo 6.36.- Las configuraciones electrónicas correspondientes a dos átomos neut
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
b) Falsa. Ambas configuraciones corresponden al elemento de número atómico 11, es decir, al sodio. Sheet Music
c) Verdadera. La primera configuración electrónica corresponde al estado fundamental, mientras que la segunda corresponde a un estado excitado. Por tanto, se deberá suministrar energía para pasar de la primera a la segunda configuración.
d) Verdadera. En la segunda configuración el electrón más externo se halla más alejado del núcleo y por tanto, experimenta una atracción menor, por lo que resulta más fácil extraerlo.
Ejemplo 6.37.- Determine 6.37.- Determine las frecuencias de la luz de las longitudes de onda de: a) 4.4 µm, b) 89 m c) 562 nm Solución.- Las longitudes de onda en metros respectivamente son: a) 4.4µ m ∗ 10
−6
m
1µ m
= 4.4 ∗ 10−6 m
b) 89 m, c) 563nm ∗ 10
−9
m
1nm
= 5.63 ∗ 10 −9 m
Por tanto las frecuencias son: c
a)
υ =
b)
υ =
c)
υ =
λ
c λ
c λ
=
3 ∗ 10 108 m / s = 6.82 ∗ 1013 s −1 4.4 ∗ 10−6 m
=
3 ∗ 10 108 m / s = 3.37 ∗ 106 s −1 89m
=
3 ∗ 10 108 m / s = 5.33 ∗ 1016 Hz 5.63 ∗ 10−9 m
Rpta. a) 6.8 ∗1013Hz; b) 3.4 ∗106 Hz; c) 5.33 ∗1014 Hz
Ejemplo 6.38.- 6.38.- ¿Cuál es la longitud de onda de un móvil que tiene una masa de 2.6 ∗103 kg y se mueve a una velocidad de 10 m/s? Solución.- Considerando la ecuación matemática: v =
h mλ
Donde: v = 10 m/s, m = 2600 Kg, h = 6.63 ∗10−34 J−s. λ = −38
Rpta. 2.5 ∗10 m
6.63 ∗ 10−34 J − s h = = 2.55 ∗ 10−38 m mv 2600Kg ∗ 10m / s
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Ejemplo 6.39.- Según la ecuación de Max Planck, ¿cuál es la energía desprendida en forma de onda electromagnética, si la longitud de onda de la radiación emitida es 10 −15 cm, sabiendo que el número de electrones que realizan la transición son 1000?
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO E = h∗
Estructura de Los Átomos
= 6.63 ∗ 1034 J − s ∗
LEONARDO G. CORONEL
3 ∗ 10 108 m / s = 5.1 ∗ 10−19 J 390 ∗ 10 − 9 m
En calorías: E = 5.1 ∗ 10−19 J ∗
Rpta. 1.22 ∗10−19 cal
1cal 10−19 cal = 1.22 ∗ 10 4.186 J
Ejemplo 6.41.- Un 6.41.- Un electrón al descender de un nivel a otro nivel energético pierde 2.84 en forma de un fotón de luz monocromático, calcular la longitud de onda del electrón. Solución.- Considerando E = h ∗ λ =
c
λ
, 2.84 ∗ 10−12 ergios = 2.84 ∗ 10−5 J
1nm h ∗ c 6.63 ∗ 10−34 J − s ∗ 3 ∗ 108 m / s = = 7 ∗ 10−7 m ∗ −9 = 700nm −19 E 2.84 ∗ 10 J 10 m
Rpta. 700 nm
Ejemplo 6.42.- Hallar la longitud de onda en nanómetros de un electrón cuya energía cinét eV1 (1eV = 1.602 ∗ 10−19 J). Solución.- 10 eV = 1.602 ∗ 10−18 J λ =
1nm h ∗ c 6.63 ∗ 10 −34 J − s ∗ 3 ∗ 108 m / s = = 1.24 ∗ 10−7 m ∗ −9 = 124.16nm −18 1.602 ∗ 10 J 10 m E
Rpta.- 124.16 nm Ejemplo 6.43.- ¿cuántos electrones desapareados se hallan en los átomos de Mn y Zn en fundamentales? Solución.- a) Mn (z = 25), La estructura electrónica del manganeso es: Mn: 1s22s22p63s23p64s23d5 Es evidente que en el subnivel “d” hay electrones desapareados, por tanto de acuerdo a Hund se tiene: 3d5: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ Rpta.- Hay 5 electrones desapareados b) Zn (z = 30), La estructura electrónica del zinc es: Zn: 1s22s22p63s23p64s23d10, por tanto de acuerdo a la regla de Hund se tiene: Zn: 1s22s22p63s23p64s2
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Rpta.- No hay electrones desapareados Ejemplo 6.44.- 6.44.- Resolver si el berilio (z
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= 4) y el boro (z = 5) en su estado fund
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Estructura de Los Átomos
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
Rpta.- Be diamagnético y B paramagnético
Ejemplo 6.45.- El 6.45.- El azufre y el sodio tienen un número atómico 16 y 11 respectivamente, indicar a qué grupo y a que periodo pertenecen. Rpta: S = grupo VI y periodo 3 Solución.- Las estructuras electrónicas son respectivamente a) Na (z= 11) 1s22s22p63s1, b) S (z = 16) 1s 22s22p63s23p4
Sodio: De acuerdo a la estructura electrónica del sodio, el último electrón se halla en el tercer nivel de energía, significando que corresponde al tercer periodo y periodo y al grupo IA, IA, recuerde que el subnivel nos da la información del grupo, s y p al grupo “A” y el d al grupo “B”.
Azufre: De acuerdo a la estructura electrónica del azufre, los últimos 6 electrones se hallan en el tercer nivel de energía, significando que corresponde al tercer periodo y periodo y al grupo VIA. VIA. Ejemplo 6.46.- ¿Cuál 6.46.- ¿Cuál átomo tiene la energía de ionización más grande? Si, Al, B y C.
Solución.- Según la regla general que: la energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al descender el grupo, el carbono tiene mayor energía de ionización. Ejemplo 6.47.- ¿Cuál de los siguientes elementos es el más electronegativo O, Se, Ga, S o Si?
Solución.- Según la regla general que: la electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al descender el grupo, el oxígeno tiene mayor electronegatividad. Ejemplo 6.48.- ¿Cuál 6.48.- ¿Cuál es la valencia del elemento de número atómico 19 y 33? Solución.- Sean A y B los elementos con número atómico 19 y 33 respectivamente,
A (z = 19) = 1s 22s22p63s23p64s1, el electrón de valencia se halla hal la en el último nivel de energía, por tanto el nivel de energía es 4 y hay 1 sólo electrón, su valencia es 1
B (z = 33) = 1s 22s22p63s23p64s23d104p3, el último nivel de energía es 4 y hay 5 electrones, por tanto sus posibles valencias son 3 y 5, su valencia principal es 5. Rpta. 1 y 5
Ejemplo 6.49.- El 6.49.- El átomo de un elemento Y tiene 16 protones, protones, en base a esta información información determine a) la distribución electrónica completa y simplificada, b) el número de electrones en cada capa y e número de electrones de valencia, c) Número de de electrones y orbitales tipo p, d) número de subnivele en total, e) Los números cuánticos de los electrones desapareados y f) Las posibles valencia y la valencia principal. Solución.- a) Distribución electrónica completa: Y (z = 16) 1s22s22p63s23p4 Distribución electrónica simplificada: Y (z = 16) [Ne]3s23p4
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b) El número de electrones en cada capa o nivel de energía:
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l
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
n
configuracion_electroni
1s 2s 2 p 3s 3p 3d 4s 4p
LEONARDO G. CORONEL
m
s
0 0 -1,0,+1 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1
±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½
Los números cuánticos de los electrones desapareados son: n = 4, l = = 1(p), m = −1 y s = +½ f) Las posibles valencias son 4 y 6, su valencia principal es 6
Ejemplo 6.50.- ¿Cuál 6.50.- ¿Cuál es el número atómico de un elemento si el último electrón del átom elemento tiene los siguientes números cuánticos: n = 4; = 1; m = −1 y ms = - ½?
Solución.-, puesto que en el nivel nivel de energía n = 3, el número de electrones electrones en un átomo e 2(3)2 = 18, hasta la tercera capa hay 2 + 8 + 18 = 28 e −, para n = 4, el subnivel 4 electrones, por tanto hasta este subnivel se tiene 28 + 2 = 30 e −, finalmente: m = −1 y constituye 1 electrón desapareado y el número atómico del átomo en cuestión es 31. El le realizar su análisis en el siguiente cuadro. n
l
1 2 2 3 3 3 4 4
0 0 1 0 1 2 0 1
1s 2s 2 p 3s 3p 3d 4s 4px
m
s
0 0 -1,0,+1 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1 -1 ,0,+1
±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ ±½ − ½
# e− 2 2 6 2 6 10 2 1
Rpta.- 31 Ejemplo 6.51.- ¿Cuál 6.51.- ¿Cuál es la configuración electrónica del Ca++ (z = 20)? Solución.- Se trata de un catión
Ca++ (z = 20) = 1s 22s22p63s23p64s2
Ejemplo 6.52.- ¿Cuáles son los 4 números cuánticos del último electrón en los siguientes á el átomo X cuyo número atómico es 9, b) el átomo Y cuyo número atómico es 19,c) el áto Sign up to vote on this title número atómico es 22.
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Solución.- Escribimos la configuración electrónica de cada uno de estos átomos: a) 1s22s22p5
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
4s n = 4, l = 0, m = 0, s = 1/2 d) En el subnivel d completando espines: d1
d2 d3 d4 n = 3, l = 2, m = 1, s = 1/2
d5
PROBLEMAS PROPUESTOS 6.1.- Escribir 6.1. Escribir las fórmulas fórmulas electrónicas electrónicas de los iones a) Sn+2; b) Sn+4; c) Mn+2; d) Cu+2; e)Cr+3.
6.2.- Si un átomo tiene número de masa 104 y 53 neutrones en su núcleo. Hallar cuántos subniveles 6.2.- Si principales tiene completamente llenos. Rpta.- 3
6.3.- ¿Cuál será el número de masa de un átomo, si su número de neutrones es mayor en 4 a su 6.3.- número atómico y su configuración electrónica nos indica 4 electrones en su quinto nivel energético? Rpta.- 104
6.4.- Para los elementos químicos 7A, 15B, 28C, 38D, y 39E. a) Escriba la configuración electrónica en 6.4.- orden energético si todos se encuentran en su estado basal, b) Indique el conjunto de todos los números cuánticos para el último electrón de cada uno de estos elementos. c) Indique el periodo grupo tipo de elementos y valencia principal de cada uno, d) Si se combinan los elementos A y C ¿cuál sería la fórmula del compuesto? Rpta.- Elemento 7A = a) 1s 22s22p3; b) n =2, l = 1, m = 0, y s = -1/2; c) 2º periodo y grupo VIIA, su Valencia principal es –1.
6.5.- ¿Qué cantidad máxima de electrones puede contener el átomo en una capa electrónica cuyo 6.5.- número cuántico principal es n = 4? Rpta.- 32
6.6.- Entre las configuraciones electrónicas citadas a continuación indicar las imposibles y explicar la 6.6.- Entre causa de la imposibilidad de sus realización: a) 1 p3; b) 3p6; c) 3s2; d) 2s2; e) 5d2; g) 3 f 12; h) 2p4 i) 3 7 Sign up to vote on this title p
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6.7.- ¿Cuántos electrones no apareados contiene 6.7.- ¿Cuántos contiene los átomos no excitados excitados de a) B; b) S; c) As; d) Cr e) Hg, f) Fe? Rpta.- a) 1; b) 2; c) 3
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
Estructura de Los Átomos
configuracion_electroni
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LEONARDO G. CORONEL
6.11.- Una de las líneas de la serie de Balmer del espectro de emisión del átomo de hidróg 6.11.- Una 397 nm. Resulta de una transición de un nivel de energía superior a n = 2; ¿cuál es el núme principal del nivel superior? Rpta.- 7
6.12.- La estación de radio de música clásica XLT de La Paz, transmite con frecuencia de 6.12.- La ¿cuál es la longitud de onda de esta señal en metros? 6.13.- Calcular el radio y la energía de un electrón en el átomo de Bohr, correspondiente al de energía (n = 5) Rpta.- 1.32 ∗10−9 m y 0.52 ev.
6.14.- Si un electrón salta 6.14.- salta del nivel cinco al segundo nivel en el el átomo de hidrógeno, hidrógeno, longitud de onda, b) la frecuencia del fotón emitido, c) la energía del fotón. Rpta.- 4.35 ∗10−5 cm
6.15.- El elemento que pertenezca al quinto periodo y grupo VA. Hallar su número d desapareados. Rpta. 5
6.16.- ¿Qué ¿Qué estructura electrónica poseerá el sodio, luego de perder 1 electrón de su ú ltimo Rpta.- Ne 6.17.- El número de masa de un catión Y +3, es 59, si en su tercera capa presenta 6.17.- desapareados. Calcular el número de neutrones. Rpta.- 31
6.18.- ¿Cuál es el máximo número de electrones que pueden ocupar cada uno de los 6.18.orbitales? a) 3d, b) 4s, c) 2p y d) 5f
6.19.- Una estación de radio en La Paz, transmite en una frecuencia de 1240 kHz, ¿cuál es 6.19.- Una de onda de esta emisora, expresado en metros? Rpta.- 242 m
6.20.- ¿Cuántos fotones hay en una señal de luz de 10 −16 J con una longitud de onda igual a 6.20.- ¿Cuántos Rpta.- 250 fotones
6.21.- Según la ecuación de Max Planck, ¿cuál es la energía desprendida en form 6.21.- electromagnética, si la longitud de onda de la radiación emitida es 10-15 cm, sabiendo que de electrones que realizan la transición son 1000? Rpta. 198.9 ergios
6.22.- ¿Cuál será la energía en calorías que puede transportar un fotón de coloración violeta 6.22.- ¿Cuál color violeta λ = 390 nm) Rpta. 1.22 ∗10-19 cal
6.23.- Un electrón al descender de un nivel a otro nivelSign 6.23.- Un energético up to votepierde on this 2.84 title ∗10-12 ergi de un fotón de luz monocromático, calcular la longitud de onda electrón. Not useful Usefuldel Rpta. 700 nm
6.24.- Hallar 6.24. Hallar la longitud de onda en nanómetros de un electrón cuya energía cinética es de 1
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO
LEONARDO G. CORONEL R.
Rpta. 6.55∗1014 s-1
6.28.- Una de las líneas de la serie de Balmer del espectro de emisión del átomo de hidrógeno está a 6.28.- Una 397 nm. Resulta de una transición de un nivel de energía superior a n = 2; ¿cuál es el número cuántico principal del nivel superior? Rpta. 7 6.29.- La estación de radio de música clásica XLT de La Paz, transmite con frecuencia de 89.5 MHz. 6.29.- La ¿cuál es la longitud de onda de esta señal en metros?
6.30.- Un catión tiene 30 neutrones en su núcleo y 13 electrones en su tercer nivel energético. Calcular 6.30.- Un el número de masa del catión. Rpta. A = 57 6.31.- Resolver si el berilio 6.31.- Resolver berilio (z = 4) y el boro (z = 5) en su estado fundamental fundamental es diamagnético o paramagnético. Rpta. B diamagnético y B paramagnético 6.32.- El azufre y el sodio tienen un número atómico 16 y 11 respectivamente, indicar a qué grupo y a que periodo pertenecen. Rpta: S = grupo VI y periodo 3 6.33.- ¿Cuál 6.33. ¿Cuál es la valencia del elemento de número atómico 19 y 33? 6.34.- Escribir 6.34. Escribir las fórmulas electrónicas electrónicas de los iones iones a) Sn+2; b) Sn+4; c) Mn+2; d) Cu+2; e)Cr+3.
6.35.- Si un átomo tiene número de masa 104 y 53 neutrones en su núcleo. Hallar cuántos subniveles 6.35.- Si principales tiene completamente llenos. Rpta.- 3
6.36.- Para los elementos químicos 7A, 15B, 28C, y 39D. a) Escriba la configuración electrónica en orden 6.36.- Para energético si todos se encuentran en su estado basal, b) Indique el conjunto de todos los números cuánticos para el último electrón de cada uno de estos elementos. c) Indique el periodo, grupo, tipo de elementos y valencia principal de cada uno, d) Si se combinan los elementos A y C ¿cuál sería la fórmula del compuesto? Rpta.- Elemento 7A = a) 1s 22s22p3; b) n =2, l = 1, m = 1, y s = −1/2; c) 2º periodo y grupo VA, su Valencia principal es –3.
6.37.- ¿Qué cantidad máxima de electrones puede contener el átomo en una capa electrónica cuyo 6.37.- número cuántico principal es n = 4? Rpta.- 32
6.38.- Entre las configuraciones electrónicas citadas a continuación indicar las imposibles y explicar la 6.38.- Entre causa de la imposibilidad de sus realización: a) 1 p3; b) 3p6; c) 3s2; d) 2s2; e) 5d2; g) 3 f 12; h) 2p4 i) 3 p7
6.39.- ¿Cuántos electrones no apareados 6.39.- ¿Cuántos apareados contiene los átomos no excitados excitados de a) B; b) S; c) As; d) Cr e) Hg, f) Fe? Rpta.- a) 1; b) 2; c) 3 Sign up to vote on this title
6.40.- ¿Cuál es el número atómico de un elemento si el último 6.40.- ¿Cuál electrón del átomo de dicho electrón tiene los siguientes números cuánticos?, n = 4, = 1, m = −1 y s = −1/2? Useful
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Rpta.- 34 6.45.- Escribir los símbolos de Lewis para: 6.45.- Escribir para: a) C, b) Cl, c) c) Ca, d) P. Rpta.- c) Ca:
6.46.- Escribir la fórmula de Lewis para a) el átomo de flúor, b) la molécula covalente 6.46.- molécula covalente de amoniaco 6.47.- Escribir la fórmula de Lewis y la fórmula estructural de: a) CO 2, b) CH2O y c) HCN Rpta.- c) Fórmula de Lewis: H:C:::N y fórmula estructural: H – C ≡ N. 6.48.- Escribir la fórmula de Lewis para: a) CH 2O (los dos H está, unidos directamente al 6.48.- Escribir ácido nitroso, (el hidrógeno está unido a un oxígeno)
6.49.- Escribir las fórmulas de Lewis de: a) SCN − (el carbono está unido al azufre y al nitróg 6.49.- Escribir y O2. 6.50.- Usar 6.50. Usar los símbolos de Lewis para representar la formación de enlace iónico entre Na y
6.51.- Dar el número de electrones ganados o perdidos por los átomos de cada uno de lo 6.51.- Dar compuestos iónicos: NaI, CaO, CaCl2, MgF2
6.52.- Escribir la fórmula de Lewis para el ión amonio NH4+, el nitrógeno está unido a cuatro 6.52.- Escribir hidrógeno.
6.53.- ¿Cuál de los siguientes compuestos es esencialmente iónico y cual es esencialmente 6.53.- ¿Cuál a) RbCl, b) NO2, BaO.
6.54.- ¿Cuál será el tipo de enlace predominante que se producirá entre: a) Cl y Li, b) F y B y d) Mg y I?
6.55.- ¿Cuál de los siguientes compuestos tiene el enlace más polar? a) BeF 2, b) BF3, c) CF F2?
6.56.- ¿Cuál 6.56. ¿Cuál de las siguientes moléculas son no polares? a) SiCl 4, b) NH3, c) CO2, d) H2S, e)
6.57.- De acuerdo con la regla del octeto, determine para los siguientes átomos, cuántos 6.57.- De podrían ganar o perder cada uno. Especificar cuales tienden a ganar y cuáles a perder ele Se, C, I, S y O.
6.58.- ¿Qué diferencias fundamentales se presentan se presentan entre un enlace ió 6.58.- covalente?
6.59.- ¿Qué diferencia existe entre un enlace covalente coordinado y el normalmente llam 6.59.- ¿Qué covalente?
6.60.- En las siguientes fórmulas, algunos átomos noSign 6.60.- cumplen cononlathis regla up to vote title del octeto. fórmula de Lewis, establezca cuáles átomos cumplen con elUseful octeto y cuales no: SnCl 4, NO, N Not useful
6.61.- Escriba las estructuras Lewis de las siguientes especies: MgCl 2, RbI, H2S, PCl3, NH 6.61.- Escriba SO4−2,
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