La Teoría Atómica y la Estructura de Atomos y Moléculas

Estructura y modelos atómicos


Hay numerosas pruebas físicas que demuestran que la materia de cualquier substancia está formada por átomos y que éstos son agrupaciones de cantidades variables de partículas subatómicas de masa y carga eléctrica característica; v.gr.: el protón ( 1 u.m.a. = 1.672 X 10-24 g) con carga positiva; el neutrón n° (1 u.m.a. - 1.672 X 10-24 g) sin carga eléctrica el electrón ( e) (0.000548 u.m.a. = 9.1 X 10-2(g con carga negativa- el meson (0.156 u.m.t. +) con carga eléctrica La información experimental sobre la estructura atómica, ha establecido varios modelos atómicos, cada vez más aproximados a la realidad. En 1913 Bohr propuso un modelo parecido a un sistema solar en miniatura, formado por un núcleo positivo pequeñísimo, en el que residía la masa del átomo; a su alrededor giraban los pequeños y ligerísimos electrones describiendo órbitas circulares a distancias variables del núcleo, y la velocidad de los electrones era casi igual a la de la luz. Las órbitas se denominaron capas o niveles cuánticos, caracterizándose con las letras K, L, M, N, O, P. Los electrones podían moverse libremente dentro de esta capa, sin modificación de su energía, pero si pasaban a un nivel más alejado del núcleo, aumentaban su energía, y pasaban a un nivel más cercano, la disminuían.

Aunque este modelo explicó las rayas del espectro de emisión del hidrógeno obtenidas con un instrumento poco sensible, no explicaba las nuevas rayas observadas con un instrumento mejorado. Sommerfeld consideró a los electrones girando en órbitas elípticas, además de las circulares, pero ambos modelos fueron incapaces de explicar varios hechos experimentales importantes. El principio de incertidumbre de Heisenberg (1924) que asegura la imposibilidad de conocer simultáneamente la posición y momento ( masa X aceleración) de una partícula subatómica y la postulación de la mecánica cuántica, además del descubrimiento del neutrón (1931) y de los mesones, originaron el modelo matemático actual del átomo, en el que los electrones son una nube de carga negativa cuya densidad varía en cada región siendo mayor, cerca del núcleo, y menor, lejos de él.

Según este modelo, en el núcleo de diámetro 2.2 X 10-13 cm y carga positiva está toda la masa del átomo, que es la suma de la masa de sus protones y de sus neutrones . Los mesones (µ d p) actúan de masa-energía enlazante, cancelando las interacciones de repulsión de los protones. El número de protones es llamado número atómico ( Z) y es característico de cada elemento. Como el átomo es neutro, su núcleo está rodeado de electrones (cargas negativas) en número igual al número de protones (cargas positivas) y por lo tanto igual al número atómico (). La masa de un átomo o número de masa (A) es la suma de los protones y neutrones de su núcleo.

El número de masa ( A) es prácticamente igual a su masa atómica del orden 2 X 10-24 g. El diámetro de un átomo es casi 1 X 10-8 cm. Los isótopos de un elemento tienen el mismo número de protones (igual número atómico Z) pero diferente número de neutrones, por lo que difieren en su masa atómica ( A). Los isóbaros son elementos de igual masa atómica ( A) pero diferente número atómico ( Z). A los electrones colocados en la capa irás externa de un átomo se les llama electrones de valencia, ya que de ellos dependen las propiedades químicas de los átomos. Al núcleo atómico, con todos los electrones que lo rodean menos los de valencia se le llama kernel y se representa por su símbolo y para indicar el elemento, se rodea su símbolo por puntos o cruces que representan los electrones de valencia H·; Li·; Be:.

Ejemplo 1

Encontrar la densidad de un núcleo de hierro (Fe) con número de masa (A = 56).

Respuesta

Como la masa (le un núcleo es la suma de las masas de sus protones y neutrones y como éstos tienen prácticamente una masa igual (p+ y n° pesan por partícula 1.67 X 10-24 g), entonces:

56 X 1.67 X 10-24 g = 9.35 X 10-23

El radio del átomo es ( r) y su volumen, considerándolo como una esfera,

Por lo que Vol. del at. de Fe = ¾ X 3.14116 X (4.6)3 X 10-39 cm3 = 4.05 X 10-37 cm3 y la densidad del núcleo será:

Niveles de energía.

La mecánica cuántica demuestra que la energía total, cinética y potencial, de un electrón, sólo puede tener valores definidos. Cada uno de estos valores posibles se denomina nivel de energía. Como sólo pueden medirse diferencias de energía, se le ha asignado un valor arbitrario a la energía de un estado electrónico, lo que permite hacer comparaciones. Se considera que un electrón tiene una gran cantidad de energía cuando ha sido alejado del núcleo a una distancia infinita. En un átomo, los electrones están relativamente cerca del núcleo y por lo tanto se dice que en un mínimo de energía (pues a medida que se aproximan a él desprenden energía); siendo esta energía lo opuesto al trabajo que debe realizarse para separar los electrones hasta una distancia infinita. Cuanto más cerca del núcleo está un electrón, más trabajo hay que emplear para alejarlo y, por tanto, menor será su energía ya que en realidad, la energía cinética aumenta al acercarse el electrón al núcleo y la disminución en energía potencial aminora este efecto. Ordinariamente, los átomos tienen a sus electrones en el más bajo nivel de energía, al que se denomina estado basal.

Cuando la materia emite radiaciones electromagnéticas (ondas de radio, luz, rayos X, ate.) su energía disminuye en el mismo valor que la energía de la radiación emitida. Inversamente, la materia gana energía por absorción de radiaciones. Se ha encontrado que la materia sólo puede intercambiar energía con radiaciones electromagnéticas, cuando la energía perdida o ganada es iguala hv o a un múltiplo entero de este valor. La h, = es la constante universal de Planck = 6.62 X 10-27 erg.-seg. y v es la frecuencia de la radiación en ondas por segundo es decir velocidad de la luz ( c) en cm/seg entre la longitud de onda ( ?) de la radiación en cm. Cuando un átomo emite o absorbe una radiación, su energía debe cambiar una cantidad igual a la diferencia entre las energías (le dos estados posibles. Por lo tanto, la radiación que es emitida o absorbida por un átomo queda relacionada con el cambio de energía por la ecuación siguiente:

El átomo de hidrógeno

El átomo más sencillo es el del hidrógeno ( H) ( Z = 1, A = 1). Su núcleo es un protón ( p+) y está rodeado por un electrón (e-). Los niveles de energía posibles para el electrón quedan definidos por la ecuación siguiente:

En = — B / n2

En donde n = 1, 2, 3, 4, 5 . . . , y B = 2.1784 X 10-11 ergios. El signo negativo de la ecuación indica que la energía es menor de la que contendría si el electrón se separara del núcleo a una distancia infinita. En el estado basal del átomo de hidrógeno n = 1, al aumentar n, los niveles de energía se acercan a cero, es decir, el electrón se va desplazando a mayores distancias del núcleo, hasta llegar a la separación total (n = infinito y E = 0 ). La distancia promedio del electrón al núcleo es proporcional a n2. La diferencia entre dos niveles de energía del átomo de hidrógeno, caracterizados por los números cuánticos n y n2 es

y por lo tanto, la frecuencia de la radiación que es emitida o absorbida por un átomo de hidrógeno al pasar del nivel n1 al nivel n2 es:

La observación experimental de que todas las frecuencias pueden representarse en esta forma fue de gran importancia para explicar la estructura atómica.

Un ion hidrogenoide (semejante al hidrógeno) es un átomo que se ha quedado con un solo electrón y perdió los demás: ion helio (He+), ion litio (Li+ ), ion berilio (Be++,) etc. Ninguno de estos iones se encuentra en condiciones ordinarias, ni siquiera el ion hidrógeno (H+), ya que para producirlos es indispensable separar el electrón con incorporación de energía. El potencial de ionización es la energía en electrones voltio (eV = 1.60 X 10-12 erg.) necesaria para separar el electrón más lábil de una estructura atómica, v.gr.: el p.i. del H es 13eV, del He 24eV y del Li 5eV. Cuanto más estable es un átomo (elementos nobles) o más positiva es la estructura (ion en este caso), mayor es el potencial de ionización del electrón que se necesita separar para incrementar su carga positiva. Se denomina electroafinidad a la energía desprendida al aumentar los electrones de un ion (He+ + e-Li).

Los electrones de los iones hidrogenoides pueden ocupar estados o niveles de energía semejantes a los del electrón del átomo de hidrógeno, aunque el electrón está más cerca del núcleo por la mayor carga positiva de este. La energía de un nivel n está expresada por la fórmula siguiente, en la que el trabajo necesario para separar un electrón hasta el ,infinito es el cuadrado del número atómico ( Z2).

En = Z2 B/n2

Ejemplo 2
Calcular la frecuencia y la longitud de onda, en Angstroms, de la radiación emitida por un átomo de hidrógeno cuando su electrón salta del nivel de energía n = 3 al n = 1.

Respuesta

La longitud de onda será:

como un angstrom es: 1 A = 1 X 10-8 cm

Orbitales.

La distribución electrónica en un átomo de hidrógeno es como una nube de carga negativa y de forma variable, caracterizada por una ecuación estadística. Cada una de estas posibles formas y sus correspondientes ecuaciones son llamadas orbitales, siendo análogas a los orbitales del modelo de sistema solar de Bohr-Sommerfeld.

Para resolver la ecuación de cada orbital y así tener una idea de su forma más probable hay que usar cuatro parámetros de valor definido, llamados números cuánticos. El número principal n = 1 2 3 4 corresponde a la forma general de la nube electrónica y su nivel de energía. Como puede haber diferentes orbitales con igual valor de n, es necesario usar otros dos números cuánticos, el angular o azimutal 1 = 0 1 2 3 . .. n — 1, que está relacionado con la simetría de la rotación de la nube electrónica alrededor del núcleo; una nube con 1 = 0, es una esfera simétrica con el núcleo en su centro. Con 1 = 1, se tiene una maza de

Fig. 8-1 Formas de distribución electrónicas: (a) en un orbital ls (n = 1, 1 = 1); (b) los tres orbitales

2p (n = 2,1=1)

gimnasia en cuyo nodo está el núcleo, pudiendo tener 3 orientaciones en el espacio, ( x y y z) (Fig. 8-1); al aumentar l es posible tener más orientaciones diferentes. Cuando un átomo está en un campo magnético es importante distinguir las direcciones de la nube electrónica, lo que requiere el empleo del número cuántico magnético, m = ±1, 0; el cuarto número cuántico es el de spin (s = ± ½ ) que especifica la dirección de giro (spin) de un electrón sobre su propio eje. El estado de un electrón queda especificado, indicando sus cuatro números cuánticos, n, l, m y s: Según el principio de exclusión de Pauli en un determinado átomo no puede haber dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales, pero sí con tres o menos números iguales, A lo anterior hay que añadir la regla experimental de Hund de que para un valor dado de l, los electrones tendrán el mismo "spin" mientras se tengan orbitales disponibles. Por ejemplo, en el nitrógeno (N) hay tres posibles orbitales 2p y tres electrones 2p y estos se distribuyen en cada uno de los tres orbitales p.

Ejemplo 3

Encuentre los diferentes estados con n = 3

Respuesta

Para n = 3, 1 puede ser 0, 1,2 y 3 y los valores de m (± 1 y 0) posibles son los siguientes:

Por lo que puede haber 9 orbitales diferentes, cada uno correspondiendo a una combinación de n, l, y m. Para cada orbital, s puede ser + ½ o½; lo que da 18 estados. El número de estados para un valor de n es igual a 2n2 El número de estados con un determinado n y l es 2 ( 2l + 1). Para especificar l se usan letras empleadas por los espectroscopistas para describir bandas o rayas espectrales.

Así un estado 2p corresponde a uno con n = 2, l = 1 los números cuánticos m y s frecuentemente se dejan sin especificar.

Atomos con muchos electrones

Cuando un átomo tiene más de un electrón, se dice que cada electrón ocupa un orbital (exagerando la simplificación). En las descripciones de la estructura electrónica se toma en cuenta el principio de exclusión de Pauli y que hay repulsión entre los electrones de un átomo por tener todos cargas negativas. Esto último aumenta la energía de cada electrón. El aumento de energía de los electrones de un átomo que tiene varios, depende de los números cuánticos principal n y azimutal l Los orbitales se clasifican en capas o niveles por el valor de n y en subcapas o subniveles por el valor de l Los electrones de cada subcapa tienen prácticamente la misma energía. Cada subcapa 2l + 1 orbitales, y por lo tanto pueden contener hasta 2( 2l + 1) electrones. La capacidad de cada capa es igual a 2n2 Para un determinado valor de n; las energías de los electrones de las subcapas aumenta con el aumento de l Las subcapas se simbolizan por el valor de n y la letra que corresponde a l Así una subcapa 3p corresponde a n = 3 y l = 1

La distribución electrónica de un átomo se especifica dando el número de electrones a cada subcapa.

Ejemplo 4

Escriba la distribución electrónica en el estado basal del átomo de oxígeno ( Z = 8 ).

Respuesta
Imagínese un núcleo de carga Z = 8, alrededor del cual se van a colocar 8 electrones en las capas y subcapas que satisfagan la condición de estado basal. Los primeros electrones se colocan en la subcapa s, que sólo puede tener dos electrones 2(2 X 0 + 1). La siguiente subcapa de mayor energía es 2s, que también sólo puede tener dos electrones. Los cuatro electrones restantes irán en la subcapa 2p (1 = 1) que tiene más energía que la 2s (1 = 0).

El orden en que deben irse introduciendo los electrones en las subcapas, corresponde a su aumento de energía.

La energía aumenta al incrementarse el valor de n + 1; cuando hay dos subcapas con el mismo n + 1, las energías aumentan al aumentar el valor de n. Así el orden en que se llenan las subcapas es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7p, 5f, 6d. El número de electrones que hay en cada subcapa se indica como exponente del símbolo de l.

Por lo anterior la distribución electrónica del oxígeno es: 1s2, 2s2, 2p4.

Ejemplo 5

Escriba las distribuciones electrónicas de los elementos con números atómicos (a) 38, (b) 47, (c) 73.

Respuesta

(a) 1s2 , 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2.

(b) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9.

(c) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d3

Enlaces atómicos.

Las ligaduras o enlaces atómicos fundamentales son tres: polar, electrovalencia; no polar, covalencia, y covalencia coordinada, semipolar. Según los estudios de los espectros atómicos realizados por Kossel e independientemente por Lesvis en 1916, la disposición de 8 electrones en la última capa de los llamados gases nobles, neón, argón, xenón, kriptón, y radón y de dos en el helio, les da una estabilidad química excepcional, siendo, entonces, razonable, que en las combinaciones químicas, los átomos tiendan a obtener esta configuración estable cediendo o tomando electrones y convirtiéndose en partículas cargadas eléctricamente, denominadas iones los cuales están unidos por una fuerza electrostática. Este tipo de enlace se llama enlace polar, iónico o de electrovalencia. Así, el átomo de litio tiende a ceder un electrón para adquirir la configuración del helio, y el fluor tiende a tomar un electrón para completar la configuración del neón, y cuando ambos elementos se ponen en contacto, ocurre una reacción violenta. El litio cede al fluor, definitivamente, un electrón y se convierte en un ion monovalente positivo, mientras que el fluor, que ha adquirido ese electrón completando un octeto de electrones en su capa de valencia, se convierte en ion monovalente negativo. Estas dos partículas se mantienen unidas por la fuerza electrostática.

Ejemplo 6

Escriba las estructuras electrónicas para los compuestos del Ejemplo 5.

Respuesta

Ejemplo 7

Indique cuáles de los elementos siguientes pueden originar iones e indique la carga de cada ion

(a) Ba,    (b) Se,    (c) Au,    (d) Cl,    (e) C

Respuesta

Se busca el número atómico (Z) de cada ion: Ba(56), Se(34), Au(79), Cl(17), C(6). Al Ba le sobran dos electrones para tener los mismos que el Xe(54), al Se le faltan dos para tener los del Kr.(36); el Au tiene un electrón en la capa 6s, y le faltan siete para tener los electrones del Rn. Por lo que se puede suponer que el Au puede perder su electrón 6s, pero, de acuerdo con lo aquí mencionado, no se puede predecir que pierde tres electrones, como realmente ocurre. Al cloro le falta un electrón para tener los mismos que el Kr; al C, le faltan 4 para tener los del Ne, o le sobran 4, para tener los del He.

Todos pueden originar iones y sus cargas serán: Ba (2 + ), Se (2-), Au (1+, 3 + ), Cl (1-), C (±4).

En un cristal iónico, las cargas positivas y negativas tienen que ser iguales. Si ambos tipos de iones tienen una sola carga, hay igual número de iones y la fórmula espírica del compuesto es MY. Lo mismo es cierto si ambos tienen dos o tres cargas. Pero si los iones son, por ejemplo, M+ y X2- habrá dos iones M+ por cada ion X-2 y la fórmula empírica es M2X. .

Ejemplo 8

Escriba las fórmulas empíricas de los compuestos formados por (a) Na+ y Br-; (b) Ca2+ y Cl; (c) Al3+ y S2-.

Respuesta

(a) Los dos iones tienen cargas iguales y opuestas y por lo tanto deben estar en igual número: NaBr.

(b) Por cada ion Ca2+, necesitamos dos iones cloruro 2Cl- para balancear la carga positiva: CaC12

(c ) Por cada ion Al3+ necesitaremos 1.5 iones S2-; multiplicando ambos números de iones obtenemos valores enteros: Al2S3.

La estructura de un gas noble se puede lograr cuando un átomo comparte con otro, pares de electrones (dueto) en número suficiente para completar un octeto de electrones (dueto para el hidrógeno) en cada capa de valencia de los átomos enlazados. En este caso, los sistemas electrónicos se interpenetrarán ya que cada electrón se mueve en el campo de ambos núcleos, y los núcleos atómicos se acercarán mucho más que en los compuestos polares, y la fuerza de unión, en lugar de estar dirigida en todas direcciones lo sería en una dirección. definida. Hay que tomar en cuenta que debido a los radios y núcleos diferentes de los átomos que forman un compuesto, el dueto de electrones no estará a igual distancia de cada núcleo atómico, lo que origina una polaridad de la molécula.

(a) Formación de un enlace O entre dos átomos de H

(b) Formación de un enlace O entre C é H

Fig. 8 - 2.

Este tipo de unión, en que un átomo A comparte uno de sus electrones con B y éste a su vez comparte uno de sus electrones con A, completando así ambos átomos su configuración de gas noble, se denomina covalencia o enlace no polar.

y es la ligadura característica de los compuestos orgánicos y las moléculas gaseosas.

Al formarse un enlace covalente entre dos átomos, cada uno de ellos contribuye con un orbital atómico. Los electrones ocuparán nuevos orbitales que incluyan ambos núcleos, y liberarán energía. Como estos nuevos orbitales corresponden a una molécula, se les denomina orbitales moleculares (Fig. 8-2) y la función total para la molécula es una medida de la distribución electrónica total. Como la distribución de los electrones compartidos es simétrica sobre la línea que une ambos núcleos, la ligadura se describe como un enlace d.

Como la experiencia química ha demostrado que las cuatro valencias del carbono son equivalentes y sin embargo poseen un orbital electrónico 2s y tres 2p en su capa de valencia, se supone que los orbitales 2s 2p y modifican su orientación y se sitúan de manera que entre ellos haya ángulos de valencia iguales y ésto hace que el átomo de carbono asuma configuración tetraédrica regular. El proceso se denomina hibridización, de los orbitales. Empleando argumentos semejantes se demuestra que el boro debe ser planar, el nitrógeno trivalente piramidal y el oxígeno y el azufre divalentes angulares; los ángulos ROR y RSR deberán estar entre 90° y 111°. Todas estas conclusiones han sido confirmadas por diferentes y cuidadosas determinaciones físicas.

El carbono también puede formar compuestos trivalentes planos, en los cuales sólo se hibridizan un orbital 2s y dos 2p; el electrón residual ocupa el otro orbital 2p. La estructura resultante está de acuerdo con las propiedades conocidas para los radicales alifáticos, v.gr.: metilo, etilo.

Si dos de estos carbones trivalentes se unen, sus electrones impares 2p se traslapan lateralmente (Fig. 8-3); si los electrones tienen "spin" opuesto, se forma una nueva clase de unión, una unión p. La distribución electrónica en esta ligadura tienen un nodo en el plano de la molécula y gran densidad electrónica arriba y abajo de este plano. Los átomos unidos por un enlace p no pueden girar alrededor del enlace sin romper la ligadura. Los cuatro, unidos a los átomos de carbono, deberán estar en un plano. Estos resultados están de

H2C = CH2

Formación del enlace en el eteno

Fig. 8 - 3.

acuerdo con los hechos conocidos sobre los derivados etilénicos. Evidentemente, la combinación de uniones d y p, es lo que los Químicos orgánicos llaman una doble ligadura. Lo dicho antes se aplica también a la triple ligadura, la cual realmente es una unión p. Así en el acetileno, que es un derivado de un radical tetralienal H-C = C-H en el cual habrá dos electrones impares en cada átomo ocupando dos orbitales 2p con nodos en sus ejes. Si los orbitales 2p son paralelos y los correspondientes electrones tienen "spin" opuesto, se formarán dos ligaduras en ángulo recto (Fig. 8-3). Parecidas uniones se forman con otros átomos.

Una sola ligadura covalente se representa generalmente por una línea que corresponde al par electrónico compartido. Así, cuando dos átomos de carbono están unidos por una ligadura covalente, cada átomo de carbono contribuye con un electrón al par compartido y el resto de los electrones, para que cada átomo tenga un octeto, son aportados en el caso del etano por átomos de hidrógeno, los que, a su vez, completan la estructura del

fig.8-4.

gas noble helio. Ordinariamente la ligadura covalente doble, se representa por dos líneas que corresponden a dos pares de electrones compartidos. Una triple ligadura covalente se representa por tres líneas que corresponden a tres pares de electrones compartidos, y así dos átomos de carbono pueden estar unidos por una triple ligadura, como en el acetileno o un átomo del carbono y de nitrógeno pueden compartir tres pares de electrones, como en el ácido cianhídrico.

Enlace covalente coordinado.

En el enlace covalente coordinado (enlace semipolar o dativo) el átomo que tiene uno o más pares de electrones no compartidos, puede contribuir con un par, formando una ligadura con otro átomo, siempre que éste a su vez pueda agregar otro par de electrones en su capa de valencia. El átomo que contribuye con el par de electrones recibe el nombre de donador y el que los toma se denomina aceptor. Únicamente algunos átomos pueden formar este tipo de ligadura. El nitrógeno trivalente que tiene un par de electrones disponibles, el oxígeno y el azufre -que también tienen un par de electrones libres-, son donadores típicos. Los aceptores típicos son: el protón (hidrogenión) el magnesio y el zinc en sus derivados orgánicos.

La ligadura covalente coordinada se representa por una flecha dirigida del donador al aceptor y se puede escribir un signo más ( + ) cerca del símbolo del átomo donador, pues al contribuir con un par de electrones para unirse con otro átomo queda ligeramente positivo; mientras que el aceptor al recibir 'un par de electrones para compartirlos con el donador, ha quedado ligeramente negativo.

Ejercicios:

1. Encuentre la densidad de los siguientes núcleos:

(a) de cromo (Cr) con número de masa 52

(b) de nitrógeno (N) con número de masa 14

2. Calcule la frecuencia y la longitud de onda en Angstroms de la radiación emitida por un electrón cuando salta del estado (nivel de energía) (n = 10) al estado (n = 9).

3. Encuentre la frecuencia y la longitud de onda de la radiación emitida en la transición de (a) en el hidrógeno de n = 3 a n -2

(b) en el ion litio Li2+, de n = 4 a n = 1.

4. El número de masa de un elemento es 104 Y tiene 60 neutrones en su núcleo (a) ¿Cuál es el símbolo del elemento? (b) ¿Cuál es su nombre? (c) ¿Cuál es su carga nuclear? (d) ¿De qué elemento es isobaro? (ver tabla de pesos atómicos en el Apéndice).

5. El número de masa de un elemento es 106 y tiene 58 neturones en su núcleo: (a) ¿Cuál es su símbolo? (b) ¿Cómo se llama? (c) ¿Cuántos electrones tiene?

6. Un elemento tiene 78 neutrones y 58 protones. ¿Cuál es su símbolo?, ¿cómo se llama? y ¿cuántos electrones tiene?

7. Un átomo perdió dos electrones y el ion producido tiene 54electrones: (a) ¿Cuál es el símbolo del átomo? (b) ¿Cómo se llama? (C) ¿Cuántos protones tiene en su núcleo?

8. Un elemento XX, da un ion divalente negativo. En el ion hay 68 neutrones y 50 electrones: (a) ¿Cuál es el símbolo de XX? (b) ¿Cuál es su nombre? (c) Un isótopo de XX pesa 10 unidades más que él, ¿cuántos neutrones tiene el isótopo? (d) Otro átomo es un isobaro de XX, pero tiene 52 electrones Cuál es su símbolo?

9. Para cada uno de los elementos siguientes indique:
(a) sodio,número atómico; 11, peso atómico 23
(b) aluminio, número atómico;13, peso atómico 27
(c) fósforo, número atómico 15, peso atómico 31
(d) silico, número atómico .14, peso atómico 29
(e) argón, número atómico18, peso atómico 38

10. Para cada uno de los elementos siguientes indique: (a) el número de protones; (b) el número de neutrones; (c) el número de electrones en cada uno de los subniveles.

I. Arsénico; II. Potasio; lll. Calcio; IV. Plata, y V. Cloro.

11. Usando la convención de Lewis escriba la estructura electrónica de los elementos siguientes:

(a) Bromo; (b) antimonio; (c) carbono; (d) potasio.

12. Escriba según Lewis, la estructura electrónica de los siguientes elementos:

(a) silicio; (b) germanio; (c) XX de no. at. 46 y peso at. 106 (d) yodo.

13. Ponga los cuatro números cuánticos para el "último" electrón de cada uno de los siguientes átomos:

(a) boro ( Z = 5); (b) carbono ( Z = 6); (c) fluor ( Z = 9); (d) sodio ( Z = 11).

14. Dé los cuatro números de cada uno de los electrones del neón (Z = 10).

15. Decida cual, de cada uno de los siguientes pares de átomos, tiene el mayor potencial de ionización (p.i.)

(a) ¿S o P? (b) ¿Al o Mg? (c) ¿ Sr o Rb?

(d) ¿Cu o Zn? (e) ¿Cs o ?

Respuestas

1. (a) 2.41 X 1014 g/cm-I es decir 2.-1 X 1Og tons/cm3

(b) 1.95 X 1014 g/cm3 es decir 1.95 X 10'1 tons/cm3

2 (a) 7.7 X 1012 seg- 1 (b) 390000A

3. (a) frecuencia = 4.567 X 1014 seg- 1; pongitud de onda 6.565 X 10-5 cm

(b) frecuencia = 2.774 X 101', seg 1; longitud de onda 1.081 X IO-a cm

4. (a) 104 Ru; (b) rutenio; (c) 44 (positivo); (d) paladio (Pd)
          44

5. (a) 106 Cd; (b) cadmio; (c) 48 electrones
         48

6. (a) 146 Ce; (b) cerio; (c) 58 electrones
         58

7. (a) Ba (b) bario; (c) 56 protones

8. (a) 116 Cd; (b) cadmio; (c) 78 electrones (d) 116 Te (telurio)
         48                                                          52

9. (a) Na, 11 protones , 12 neutrones ; (2K), (8L), (1M); 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

(b) Al, 13 protones , 14 neutrones ; (2K), (8L), (3M); 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

(c) P, 15 protones, 16 neutrones ; (2K), (8L), (5M); 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3

(d) Si, 14 protones, 15 neutrones ; (2K), (8L), (4M); 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2

(e) Ar, 18 protones, 15 neutrones ; (2K), (8L), (8M); 1s2, 2s2, 2p6 3s2, 3p6

10. (I) As, 33 protones, 42 neutrones; 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6, 4s2, Bd10, 4p3

(II) K, 19 protones, 20 neutrones; 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6, 4s2,

(III) Ca, 20 protones, 20 neutrones; 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6, 4s2,

(IV) Ag, 47 protones, 61 neutrones; 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9

(V) U, 17 protones, 18 neutrones; 1s2, 2s2, 2p6 3s2 3p5

11.  (a) Br ;  (b) Sb ;   (c) C ;   (d) K

12.   (a) Si   (b) Ge ;   (c) Pd    (d) I

13. (a) B = 2 1 -1
          C = 2 1 0
          F = 2 1 0
          Na = 3 0 0

14. Revisar los números cuánticos como se indica en la parte teórica de este capítulo.

15. (a) fósforo (P); (b) magnesio (Mg); (c) estroncio (Sr); (d) zinc (Zn); (e) oro (Au).


 

 

* Cuando V está expresado en litros, P en atmósferas,, n en moles y T en grados absolutos. Si se usan otras unidades hay que efectuar los cambios necesarios.