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QUÍMICA COMÚN
QC-01
MODELO ATÓMICO
Imagen tomada con un microscopio de efecto túnel. Esta imagen es de aproximadamente
5 nanómetros y muestra una superficie de cobre, donde los átomos están contenidos
dentro de un recinto cuántico de 48 átomos de hierro. La barrera circular del hierro tiene
un radio de 71,3 Angstroms (71,3·10-10 m). Se confirma el hecho de que los electrones se
comportan como ondas.© IBM AlmadenVisualizationLab
2014
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INTRODUCCIÓN
Desde tiempos remotos el hombre ha tratado de describir el mundo
que lo rodea a partir de observaciones y experimentaciones.
El aire, el agua, la tierra y todo lo que conocemos y utilizamos está
formado de materia. Se define materia como todo lo que ocupa un
lugar en el espacio y posee masa cuantificable.
El primer intento de descripción de la materia se remonta a los
griegos, Aristóteles propone la existencia de los “4 elementos”
(Agua, Fuego, Tierra y Aire) a partir de los cuales se formaban todas
las sustancias conocidas.
En esa misma época otro filósofo griego Demócrito propuso la existencia de una unidad
fundamental en la materia, los átomos. Postuló, entre otras cosas, que éstos eran indivisibles e
imperturbables y no podían ser creados ni destruidos. En aquel tiempo se concebíaque el átomo
era la porción de materia más pequeña, sin embargo nada se conocía respecto de su
conformación, composición y estructura.
Debió pasar muchísimo tiempo para comprender la compleja estructura de los átomos y la
química que permite unirlos formando estructuras macroscópicas. Situando una escala métrica
que relacione hoy el tamaño de algunas formas de materia se puede dimensionar una idea no sólo
de lo diminutas que son las partículas que lo conforman, sino del tiempo que tuvo que pasar para
desarrollar la tecnología adecuada para su estudio.
2
PARTICULAS SUBATÓMICAS
LOS ELECTRONES
En 1879 Williams Crookes observó que en los tubos en que se había generado vacío se producían
descargas eléctricas (rayos) al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) a un
gas en su interior. La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y
la naturaleza del gas dentro del tubo. Los estudios desarrollados en esa época le permitieron
concluir a Crookes que estas descargas eléctricas se conformaban de partículas diminutas con
masa y gran energía cinética.
Este físico no buscaba desentrañar la composición del átomo, más bien estudiaba en ese
entonces, la naturaleza de la luz, sin embargo, fue precisamente este experimento el que le
permitió comprender que la materia se componía esencialmente de cargas eléctricas.
Modificando el tipo de gas, haciendo vacío y probando diversos diseños del tubo de descarga
Crookes pudo comprobar lo siguiente:
1. El rayo generado se propagaba en línea recta
(había proyección de sombra cuando se
colocaban objetos en su trayectoria).
2. Calentaban los objetos con los que colisionaban
(transferencia de energía)
3. Las partículas que conformaban el rayo
presentaban
carga
eléctrica
negativa
(se
desviaban al acercarles un imán)
4. La trayectoria del rayo era desde cátodo (-) a
ánodo (+). Por tal motivo las denominó rayo
catódico.
3
Un poco más tarde, Joseph John Thomson (inglés) estudió la naturaleza eléctrica de estos
rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz de rayos era atraído
por la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban
formados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES. Sin embargo,
le fue imposible medir y calcular en forma exacta su masa y carga eléctrica. Sus experimentos
sólo le permitieron establecer una relación entre ambas (relación carga/masa).
Relación CARGA / MASA:
e
= -1,76·108 C /g
m
PROTONES Y NEUTRONES
En 1886 EugenGoldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que se
desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.
En sus experimentos con gases (en tubos de descarga eléctrica), Goldstein verificó que, además
del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección opuesta, que
lograban atravesar el cátodo perforado.
Investigando la desviación de las partículas positivas con un campo magnético, encontró que la
masa de ellas no era constante, vale decir, diferentes gases generaban partículas positivas de
masa distinta (rayos canales). Así aquellas partículas más livianas de los rayos canales
correspondían al elemento de masa menor, el hidrógeno. Otro dato muy importante es que la
carga de los rayos canales era exactamente la misma, en valor absoluto, que la de los rayos
catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus masas. En efecto la masa del protón es casi
unas 1840 veces mayor que la del electrón.
A mediados de 1920, el científico inglés Ernest Rutherford observó que la suma de las masas de
los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la mitad del valor
observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente:

Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN.

Esta partícula tiene carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los
experimentos con tubos de descarga.

La partícula neutra presenta una masa similar a la del protón y se sitúa en el núcleo del
átomo.
4
En el año 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómica en
estudios con reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con las
mencionadas por Rutherford, de modo que el nombre de neutrón se mantuvo.
Otras definiciones de interés:
CATIÓN:
Especie química con cargaeléctrica positiva (+). Presenta mayor cantidad de
protones que electrones. Se simbolizan como X+.
ANIÓN:
Es una especie química con carga negativa (-). Presenta mayor cantidad de
electrones que protones. Se simboliza como X-.
RESUMEN
ELECTRÓN
PROTÓN
•THOMSON:
Descubre
los electrones.
•GOLDSTEIN: Determina
su
masa
y
carga
eléctrica.
•MILLIKAN:
su
masa
eléctrica.
•CARGA: +1,6·10-19 C
•MASA: 1,67·10-27 Kg
Determina
y
carga
•1 u.m.a
•CARGA: -1,6·10-19 C
•MASA: 9,11·10-31 Kg
•1/1837 u.m.a
NEUTRÓN
•RUTHERFORD: Postula la
existencia
de
los
neutrones.
•CHADWICK: En el año
1932
descubre
los
neutrones bombardeando
partículas
alfa
sobre
berilio.
•CARGA: 0
•MASA: 1,67·10-27 Kg
•1 u.m.a
5
LOS MODELOS ATÓMICOS
MAPA CONCEPTUAL RESUMIDO
MODELOS ATÓMICOS
Se clasifican en
PRENUCLEARES
NUCLEARES
MODELO
PLANETARIO
En 1803 propuso la
primerateoría, no es
un modelo atómico,
sino una descripción
de la materia.
1910
J. DALTON
(Teoría
atómica)
1803
E. RUTHERFORD
MODELO DE
ESTADO
ESTACIONARIO
MODELO DE
BUDIN DE PASAS
1904
1913
J.J THOMSON
N. BOHR
Planteó su modelo a partir de las
observaciones y experimentaciones
con tubos de descarga eléctrica
(descubrimiento
de
los
rayos
catódicos).
MODELO
MECANO-CUÁNTICO
1926
E. SCHRÖDINGER
6
LA TEORÍA DE DALTON
John Dalton en 1808repostuló la teoría atómica adaptándola y ampliándola hasta ser capaz de
explicar la materia, el entorno, los distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Para
ello enunció los siguientes postulados:
1. La materia esta
compuesta de átomos,
los cuales no pueden
ser creados ni
destruidos.
3. Los
átomos se
combinan en
razones de n°
enteros y
sencillos.
Postulados
de Dalton
1808
2. Los
átomos de
una misma
sustancia
son identicos.
4. Los átomos
pueden combinarse en
más de una razon de
n° enteros y sencillos.
La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton no
intentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula más
pequeña. Pronto surgieron interrogantes que hicieron pensar que la estructura atómica no podía
ser tan sencilla como suponía Dalton.
Fenómenos como las descargas eléctricas que generaban algunos gases (conductividad
eléctrica en el vacío) a baja presión, la Radiactividad, las emisiones de energía, los espectros
de emisión atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas sales
pusieron en tela de juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo.
La mancomunada sucesión de hechos científicos y el enorme trabajo realizado en un período
relativamente corto de tiempo, permitieron comprender entre otras cosas, que la naturaleza
íntima de la materia es eléctrica, que el átomo contiene partículas más pequeñas aún, que la
carga eléctrica puede transferirse y que la física Newtoniana no contenía ecuaciones capaces de
predecir el comportamiento de las partículas componentes del átomo.
7
MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas
Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomo se
consideraba neutro e indivisible. A partir del descubrimiento y estudio de
los rayos catódicos, se hizo necesario replantear la naturaleza del átomo
siendo Thomson el primer científico en hacerlo.
Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia,
Thompsonideó un modelo atómico sencillo, de fácil interpretación pero
carente de sustento físico. El modelo denominado “budín de pasas”,
permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues los
electrones se encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo
cargado positivamente. La comunidad científica al poco tiempo desechó el
modelo, ya que, entre otras cosas, no aclaraba el comportamiento de las
sustancias con carga eléctrica (iones).
ELECTRONES
NUBE
POSITIVA
APORTE
FALLA
Primer modelo que plantea la
existencia de electrones
No explicó el enlace químico
ni las interacciones
electrostáticas
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MODELO DE RUTHERFORD, Planetario
Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó un modelo atómico
más sensato, valiéndose de un experimento muy simple y de gran
precisión. Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo
incidir un haz de partículas alfa (  ), de masa apreciable y carga
positiva. El experimento buscaba demostrar que el átomo se
componía de un cúmulo de partículas positivas (protones)
confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% del volumen total
del átomo), todo el resto del espacio era vacío y en él se movían
los electrones.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Observaciones:
1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo
extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz
de partículas  (positivas) colisionara con él era baja.
2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea
compacta las partículas  colisionarían y no podrían
atravesar la lámina.
3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la
lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si
efectivamente las partículas  podían atravesarla.
Resultado:
Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina.
El resto prácticamente no se desvió.
Efectivamente el núcleo debía ser positivo, pues no sólo contenía los protones, sino que también
tenía una gran densidad.
9
Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluyó que:
La masa del átomo se
concentra en el núcleo
• puesto que sólo algunas partículas alfa (1%) fueron
El núcleo del átomo es
positivo
•sólo algunas partículas alfa experimentaron desviación al
pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen).
La mayor parte del átomo es
espacio vacío
El núcleo es 100.000 veces
más pequeño que el átomo
repelidas cuando chocaron con algo sólido (núcleo del
átomo).
•Casi la totalidad de las partículas alfa atraviesaron la
lámina sin experimentar desviación.
•Esta gran desproporción explica la escasa desviación que
experimentaron algunas partículas alfa.
Los electrones deben estar en •NO interfierieron en el paso de las partículas alfa, tampoco
fueron atrapados por el núcleo.
continuo movimiento
Rutherford postuló, además que el núcleo debía contener otra partícula, además de los protones,
cuya influencia nuclear sólo era en masa y por lo tanto, no debía tener carga eléctrica. En esa
fecha los físicos opositores a Rutherford le plantearon ciertas inconsistencias respecto a la energía
del electrón y su interacción con el núcleo, en efecto, era imposible pensar que la trayectoria fija
alrededor del núcleo no tuviese relación alguna con su energía ni con la atracción entre cargas
eléctricas opuestas.
En otras palabras, el modelo planetario no aclaraba la enorme cantidad de energía gastada por el
electrón en su trayectoria alrededor del núcleo sin costo ni cambio en su órbita circular. Para
llegar a la verdad fue necesario modificar mucho más que algunos cálculos teóricos.
FUE EL PRIMER MODELO ÁTOMICO QUE
PROPUSO LA EXISTENCIA DEL NÚCLEO EN
EL ÁTOMO.
FALLA
APORTE
Resumen del modelo planetario
DESCRIBIÓ CORRECTAMENTE LA
UBICACIÓN DE ELECTRONES Y PROTONES
EN EL ÁTOMO
10
NO EXPLICÓ LA INTERACCIÓN
ELECTRÓN-NÚCLEO.
PARA LA FÍSICA CLÁSICA LA
ATRACCIÓN ENTRE ELECTRÓN Y
NÚCLEO PROVOCARÍA UN COLAPSO
DEL ÁTOMO.
EL MODELO NO ACLARÓ LA PÉRDIDA
DE ENERGÍA DEL ELECTRÓN AL
ORBITAR ALREDEDOR DEL NÚCLEO
MODELO DE BOHR, Estacionario
Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban dos
concepciones que dividían a la física.Por un lado, la mecánica clásica
concebía al universo como una unión entre materia y radiación y sobre el
cual calzaban perfectamente los postulados y fórmulas de Newton.
Mientras que por el otro, la física de Maxwell se alejaba de los conceptos
planteados por Newton en fenómenos tan discordantes como la energía
de la luz y su comportamiento. Se aceptaba la idea de que para objetos
de tamaño considerable los postulados clásicos de Newton eran correctos
e indudables, sin embargo aplicada esta física en condiciones extremas
(mucha
temperatura
o
tamaño
despreciable)
los
resultados
experimentales no coincidían con lo esperado.
En lo que respecta al comportamiento de la luz la controversia era insalvable, pues si ésta se
componía de partículas con carga eléctrica, era imposible tratarlas como ondas. En este escenario,
en 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello sentaron las bases para el nacimiento de la “la
física cuántica”. Según ésta, un cuerpo (un electrón por ejemplo) puede absorber o emitir energía
en forma discontinua (algo bastante imposible de acuerdo con la mecánica clásica), es por esta
razón que no es posible analizarlo con la óptica de los postulados Newtonianos. El electrón puede
absorber esta energía, en paquetes o cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente
criticada en su época, hoy se asume con propiedad la veracidad de esta teoría.
Según Niels Bohr:
11
La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético
o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emiten
luz de color visible u otras radiaciones electromagnéticas específicas.
APORTE
FALLA
•Describio la relación entre los espectros de emisión y
los niveles de energía en los que se ubican los
electrones.
•El modelo sólo logró explicar de manera satisfactoria
los átomos hidrogenoides, para aquellos con más de
un electrón sólo pudo predecir el número máximo por
nivel (2n2).
El modelo planteaba que la órbita de los electrones
era circular (radio fijo). Con esta presunción fue
imposible
comprender
los
distintos
estados
energéticos de los electrones.
El modelo atómico de Bohr fue el último intento de
modelar el átomo usando física clásica, y su logro
parcial se debió a que introdujo en él algunas
condiciones propias de la física cuántica.
•Utilizó la cuantización de la energía como concepto
fundamental para describir la trayectoria y posición
en otrno al núcleo.
Disposición de los electrones según Bohr
 Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n 2), así que por tanto, cada
nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta
el cuarto nivel energético).
Así entonces, para:
n
=
1
2
·
12 = 2 electrones
n
=
2
2
·
22 = 8 electrones
n
=
3
2
·
32 = 18 electrones
n
=
4
2
·
42 = 32 electrones
12
MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Heisenberg complicó aún más los postulados
clásicos estableciendo uno de los dogmas más
intrigantes de la física. Se dio cuenta de que
para
una
partícula analizada
bajo la
perspectiva cuántica, el simple hecho de medir
2 de sus propiedades al mismo tiempo
conlleva a errores e imprecisiones.
Según el principio, ciertas parejas de variables
físicas como la posición y la cantidad de
movimiento de una partícula no pueden
calcularse simultáneamente con un 100% de
exactitud, los resultados obtenidos rondan los
valores medios y no exactos.
Erwin Schrödinger
Werner Heisenberg
Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el electrón fuese esta partícula en estudio y
si siguiera las leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que su
posición y momentum serían exactos. Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a la
física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta hoy.
En 1924 el físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que
propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un
se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir
electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo
probabilidades.
el electrón tiene
haz de electrones
de entonces los
en términos de
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una
ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logró descifrar el comportamiento de
un electrón alrededor del núcleo atómico.
Si la posición no es exacta, la posible ubicación se determina como una probabilidad, así las
soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales” (  2 ). Debemos aclarar, eso
sí, que un “orbital” es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una
órbita ni una trayectoria precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde
posiblemente se encuentre el electrón girando.
13
Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números
cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para el átomo. En este modelo,
los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones de alta
probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de menor
energía y luego el resto. La resolución de este modelo de números cuánticos condujo como
primera aproximación a la deducción de la configuración electrónica para los átomos.
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MAPA CONCEPTUAL
MATERIA
Todo lo que ocupa un
lugar en el espacio y
posee masa.
Compuesta de
Explican
fenómenos
eléctricos, leyes de los
gases y reacciones
químicas.
ÁTOMO
ESTRUCTURA
ATÓMICA
MODELOS
ATÓMICOS
Se compone de
Se clasifican en
ORBITALES
NÚCLEO
NUCLEARES
PRENUCLEARES
Se ubican los
Formado por
ELECTRONES
PROTONES
DALTON
(Teoría
Atómica)
RUTHERFORD
THOMSON
BOHR
SCHRÖDINGER
15
NEUTRONES
Pregunta Oficial PSU
Cuando un átomo de sodio de convierte en catión,
A)
B)
C)
D)
E)
cede un electrón.
capta un electrón.
capta un protón.
capta un protón y un electrón.
capta un protón y cede un electrón.
RESOLUCIÓN
Un átomo está formado, fundamentalmente, por tres partículas: protones, electrones y neutrones.
Tanto los protones como los neutrones se encuentran en el núcleo, mientras que los electrones
giran alrededor de éste. Si el átomo ganara o perdiera protones, como aparece en las opciones
C), D) y E), estaríamos frente a una reacción nuclear con transmutación de elementos, y en
ningún caso ante la formación de un catión.
Un ion es una especie cargada que se produce por ganancia o pérdida de electrones, sin cambio
en la cantidad de protones del núcleo. Si el número de protones y electrones es el mismo, se trata
de un átomo neutro.
Si se ha formado un ion positivo (catión), significa que el átomo ha cedido uno o más electrones.
Por el contrario, si el átomo ha capturado electrones, se transforma en un ion negativo o anión.
De acuerdo a lo anterior, la opción correcta es la A), ya que un catión se forma por la pérdida de
electrones.
Ejemplo en la pregunta: (formación del catión sodio con pérdida de 1 electrón)
Na 
 Na+1 +1e
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TEST EVALUACIÓN
1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es la única incorrecta respecto de los protones?
A)
B)
C)
D)
E)
Son partículas con carga eléctrica positiva
Presentan masa similar a la del neutrón
Son repelidas por un campo eléctrico positivo
Se ubican junto a los neutrones en el núcleo del átomo
los protones se componen de un neutrón y un electrón
2. Considerando las partículas que conforman al átomo, es correcto afirmar que
A)
B)
C)
D)
E)
protones y neutrones presentan la misma carga eléctrica.
protones y neutrones se ubican en el núcleo del átomo.
electrones y neutrones tienen masas similares.
los rayos catódicos corresponden a un flujo de protones.
el neutrón es unas 1800 veces más liviano que un protón.
3. Respecto de las especies químicas llamadas aniones se puede afirmar correctamente que
A)
B)
C)
D)
E)
en un campo eléctrico se dirigen al polo negativo.
no presentan carga eléctrica ni masa.
son partículas con carga eléctrica positiva.
son átomos o especies químicas con más electrones que protones.
corresponden a partículas con masa pequeña y exceso de protones.
4. Respecto a los rayos catódicos es correcto afirmar que
I)
II)
III)
A)
B)
C)
D)
E)
se propagan en línea recta a la velocidad de la luz.
viajan desde el cátodo en dirección al ánodo.
presentan masa y energía cinética.
Solo I.
Solo II.
Solo I y II.
Solo I y III.
I, II y III.
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5. A partir del modelo atómico siguiente para un átomo, es correcto afirmar que
A)
B)
C)
D)
E)
se trata de un anión.
presenta 6 partículas en el núcleo.
posee dos niveles de energía con electrones.
hay más protones que electrones, por lo tanto es un catión.
La cantidad de protones y neutrones en el núcleo es la misma.
6. En un tubo de descarga eléctrica al electrodo negativo se le denomina
A)
B)
C)
D)
E)
cátodo.
anión.
ánodo.
catión.
positrón.
7. Si una especie química cualquiera presenta 7 protones, 4 neutrones y 8 electrones, entonces
es correctoafirmar que
I)
II)
III)
A)
B)
C)
D)
E)
se comporta como un anión.
presenta 11 partículas en el núcleo.
sólo 7 partículas tienen carga eléctrica negativa.
Solo I.
Solo II.
Solo I y II.
Solo I y III.
I, II y III.
8. “Un elemento químico presenta igual cantidad de protones y neutrones y entre ambas
partículas suman 12 unidades”. Considerando el enunciado anterior, es INCORRECTO afirmar
que el elemento
I)
II)
III)
A)
B)
C)
D)
E)
tiene 12 electrones.
presenta 6 protones en el núcleo.
el elemento tienen en total 18 partículas.
Solo I.
Solo II.
Solo I y III.
Solo II y III.
I, II y III.
18
9. Los experimentos realizados por Rutherford le permitieron comprobar que el átomo
A)
B)
C)
D)
E)
posee niveles de energía con electrones.
tiene un núcleo con carga eléctrica positiva.
está sujeto al principio de incertidumbre.
puede contener electrones dentro del núcleo.
posee electrones con la misma carga eléctrica que el protón.
10. Un orbital atómico es
A)
B)
C)
D)
E)
la trayectoria fija de un electrón.
una zona del espacio donde se detienen los protones.
la zona del espacio más probable donde encontrar a un electrón.
una función matemática que explica la distancia del electrón al núcleo.
la máxima probabilidad donde situar al núcleo de un átomo.
11. De acuerdo con el modelo atómico de Niels Bohr si un electrón se aleja del núcleo ocurriría
A)
B)
C)
D)
E)
aniquilación.
emisión de energía.
fisión nuclear.
absorción de energía.
transmutación en el átomo.
12. De acuerdo con el modelo “de estado estacionario” planteado por Bohr, en el 2º nivel de
energía inmediato al núcleo hay capacidad para
A) 2 electrones.
B) 4 electrones.
C) 18 electrones.
D) 10 electrones.
E) 8 electrones.
13. Si un átomo sólo posee electrones en los 3 primeros niveles de energía, entonces la cantidad
máxima de ellos que podría tener sería
A)
B)
C)
D)
E)
8
10
18
20
30
19
14. Considere el siguiente modelo atómico
7n
8+
Del análisis es correcto afirmar que
I)
II)
III)
A)
B)
C)
D)
E)
en el nivel de mayor energía hay 2 electrones.
el núcleo no presenta carga eléctrica.
hay 6 electrones con la misma energía.
Solo I.
Solo III.
Solo I y II.
Solo II y III.
I, II y III.
15. Para que un átomo se considere eléctricamente neutro debe cumplirse que
A)
B)
C)
D)
E)
siempre debe tener neutrones.
el número de electrones o protones debe ser par.
la suma de electrones y neutrones debe ser menor a 20.
la cantidad de protones y electrones debe ser igual.
no puede tener más de 10 neutrones en el núcleo.
DMCA-QC01
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