UD3-CUESTIONES-Estructura-del--atomo-sistema-periodico

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UD 2 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIÓDICO
Dalton Thomson
Rutherford Bohr
Heisenberg Schorödinger
1. Enumera los postulados de la Teoría atómica de Dalton (1808). ¿Qué leyes explica? 
2. El concepto de átomo como partícula material indivisible se mantuvo con éxito durante casi un siglo. 
¿Qué descubrimientos hicieron suponer que los átomos no debían ser partículas indivisibles?
3. Resume el modelo atómico de Thomson (1898). ¿Cuándo y por qué empezó a ser sometida a discusión 
dicho modelo?
4. En 1911 Rutherford empleó partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia, ¿qué 
observó al estudiar el comportamiento de estas partículas cuando atravesaban láminas delgadas de 
oro?.
Física y Química 1º de bachillerato Estructura del átomo. Sistema periódico IES Asta Regia 1
5. Los resultados del experimento de Rutherford, ¿en qué aspectos contradice al modelo atómico de 
Thomson?
6. Los sorprendentes resultados obtenidos por Rutherford le llevaron a establecer un nuevo modelo 
atómico. Resume dicho modelo y explica los resultados de su experimento.
7. Completa la siguiente tabla y completa las siguientes frases:
CARGA MASA
PROTÓN
NEUTRÓN
ELECTRÓN
a) “La carga del protón y la carga del electrón son..................................................................................”
b) “La masa del protón es........................................................................ que la del electrón”.
c) “La masa del protón es........................................................................ que la del neutrón”.
8. Define:
a) Número atómico.
b) Número másico.
c) Isótopos.
9. Indica el número atómico y el número másico, y calcula el número de protones, neutrones y electrones 
que contiene cada uno de los siguientes átomos neutros:
 1
 1 H 2 1 H 3 1 H 6 3 Li 73 Li 8 3 Li 1 2 6 C 136 C 1 4 6 C
10. Escribe con la notación adecuada los siguientes isótopos neutros:
a) número másico 35 y 19 neutrones.
b) número másico 239 y 94 electrones.
11. Di si un isótopo de carbono puede tener el mismo número másico que un isótopo de nitrógeno. ¿Y el 
mismo número atómico?
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12. Justifica que la masa de un isótopo sea aproximadamente igual a su número másico.
13. *El magnesio presenta en la naturaleza tres isótopos distintos. La abundancia relativa y las masas 
isotópicas de cada uno aparecen en la tabla siguiente. 
ISÓTOPOS MASA (u) ABUNDANCIA (%)
24
 12 Mg 23'985 04 78'70
25 
12 Mg 24'985 84 10'13
26
 12 Mg 25'982 59 11'17
Con estos datos, determina la masa atómica del magnesio. Sol: 24'3095 u.
14. El boro presenta dos isótopos en la naturaleza cuyas abundancias y masas isotópicas se recogen en la 
siguiente tabla:
ISÓTOPOS MASA (u) ABUNDANCIA (%)
10
 5 B 10'012 94 19'6
11 
5 B 11'009 31 80'4
 Calcula la masa atómica del boro. Sol: 10'8140 u.
15. Tras el descubrimiento del neutrón, en 1913 Böhr intentó mejorar el modelo atómico de Rutherford 
aplicando las ideas cuánticas de Plank a su modelo. ¿Podrías resumir en pocas palabras la teoría 
cuántica de Planck?
16. Señala las limitaciones del modelo atómico de Rutherford.
17. Explica por qué el modelo de Rutherford no está de acuerdo con el espectro de emisión de los 
átomos?
18. En 1913, el físico danés N. Bohr propuso un nuevo modelo atómico, qué pretendía explicar con ello?
19. Enuncia los postulados del modelo atómico de Bohr.
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20. ¿Cómo explica el modelo atómico de Bohr el espectro de emisión del átomo de hidrógeno?
21. Enumera las limitaciones del modelo atómico de Bohr.
22. El modelo atómico de Bohr quedó superado cuando la mecánica cuántica ofreció un modelo mejor, 
¿qué científicos expusieron de forma independiente las ecuaciones básicas de este nuevo modelo?
23. Los aspectos más característicos del modelo mecano-cuántico del átomo se basaron en las siguientes 
teorías: 
a) Dualidad onda-corpúsculo (L. de Broglie, 1924).
b) Principio de indeterminación (W. Heisenberg, 1927) 
Explica cada una de estas teorías.
24. Completa la frase siguiente: “Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento 
de los _____________________ dentro del átomo y recoge, por un lado, su carácter___________ 
y, por otro lado, la imposibilidad de _______________________ sus __________________ 
exactas”.
25. Define el concepto de “orbital atómico”. 
26. ¿Como se representan los orbitales?
27. Resume las características fundamentales del modelo mecano-cuántico del átomo.
28. Explica las diferencias fundamentales entre las órbitas electrónicas del modelo atómico de Bohr y los 
orbitales atómicos del modelo mecano-cuántico.
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29. ¿Qué son los números cuánticos?. Indica el significado y los valores que pueden tomar cada uno de 
ellos.
30. Calcula cuál es el número máximo de electrones que puede contener el tercer nivel de energía (n=3) 
de un átomo.
31. Calcula cuál es el número máximo de electrones que puede contener el segundo nivel de energía (n=2) 
de un átomo.
32. Calcula cuál es el número máximo de electrones que puede contener el primer nivel de energía (n=1) 
de un átomo.
33. Calcula cuál es el número máximo de electrones que puede contener el cuarto nivel de energía (n=4) 
de un átomo.
34. Completa la siguiente tabla:
NIVEL
ENERGÉTICO
TIPO DE ORBITAL Nº MÁXIMO DE ELECTRONES 
POR ORBITAL
Nº MÁXIMO DE ELECTRONES 
EN EL NIVEL
1
2
3
4
35. Enuncia el principio de exclusión de Pauli.
36. ¿Qué dice la regla de Hund?
37. ¿Qué es la configuración electrónica de un átomo?
38. *Escribe la configuración electrónica del: 
a) flúor, F (Z=9)
b) silicio, Si (Z=14)
c) cinc, Zn (Z=30)
d) indica en cada caso los electrones desapareados.
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39. Escribe la configuración electrónica del azufre (Z=16), del yodo (Z=53) y del estroncio (Z=38).
40. Escribe la configuración electrónica del Na (Z=11), del Ga (Z=31), del Rh (Z=45) y del Te (Z=52).
J. W. Dobëreiner (1780-1849) y sus tríadas
J. A. R. Newlands (1837-1898) y sus octavas D. Mendeleiev (1834-1907) y su tabla periodica
41. Indica el criterio de clasificación de los elementos en la tabla periódica que establecieron los 
siguientes científicos, así cómo los problemas con los que se encontraron:.
 a) J.W. Dobëreiner, en 1817.
 b) J.A.R. Newlands, en 1863.
 c) Dimitri. I. Mendeleiev, en 1870.
 d) J.L. Meyer.
 e) la tabla periódica actual?
42. Dibuja una tabla periódica y señala con distintos colores:
a) los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos; b) los elementos representativos de las columnas 
13 a 18; c) los metales de transición; d) los metales de transición interna.
43. Indica la estructura electrónica de la capa de valencia de los siguientes grupos de la tabla periódica:
a) los metales alcalinos; b) los metales alcalinotérreos; c) los gases nobles; d)los halógenos; e) los 
calcógenos; f) los nitrogenoideos; g) los carbonoideos. 
44. Di por qué tienen propiedades semejantes los elementos del mismo grupo de la tabla periódica.
45. *Escribe la configuración electrónica de los elementos del grupo 17 y señala los electrones de la capade valencia.
46. Escribe la configuración electrónica de los elementos del segundo periodo y señala los electrones de 
la capa de valencia.
47. Deduce, a partir de su configuración electrónica, el período y el grupo de cada uno de los siguientes 
elementos:
P (Z=15) Sr (Z=38) Sb (Z=51) Ag (Z=47) Ti (Z=22)
Mn (Z=25) Zr (Z=40) Cd (Z=48) Ni (Z=28) Br (Z=55)
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48. Indica cómo varía el radio atómico entre elementos de un mismo grupo y entre elementos de un mismo 
período. Explica las razones.
49. Ordena los siguientes elementos en orden decreciente de radio atómico y razona tus respuestas:
 a) Be (Z=4), Mg (Z=12), Ca (Z=20). b) Sr (Z=38), Zr (Z=40) y Cd (Z=48). 
50. Completa la frase siguiente: “Cuando un átomo se ioniza, modifica su volumen. Si pierde electrones, se 
convierte en un _______________ y su radio _______________________. si gana electrones, se 
convierte en un ________________ y su radio _______________________”.
GRUPO 1 RADIO ATÓMICO 
(pm)
ENERGÍA DE IONIZACIÓN 
(kJ/mol)
PERIODO 2 RADIO ATÓMICO 
(pm)
ENERGÍA DE IONIZACIÓN 
(kJ/mol)
3Li 123 520'2 3Li 123 520'2
11Na 154 495'8 4Be 90 899'5
19K 203 418'8 5B 80 800'7
37Rb 216 403'0 6C 77 1 086'4
55Cs 235 375'7 7N 70 1 402'3
8O 66 1 313'9
9F 64 1 681'1
51. ¿Qué es la energía de ionización?
52. ¿Cómo varía la energía de ionización dentro de un grupo?. Razona tu respuesta.
53. ¿Cómo varía la energía de ionización dentro de un período?. Razona tu respuesta.
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54. Ordena los siguientes elementos: Be (Z=4), Mg (Z=12) y Ca (Z=20), primero según sus radios atómicos 
y después según sus energías de ionización. ¿Existe alguna relación entre ambas ordenaciones?
55. Ordena de mayor a menor energía de ionización los siguientes elementos: 3Li, 5B, 6C y 9F.
56. ¿Cómo es la energía de ionización de los gases nobles? Razona tu respuesta.
57. Justifica por qué la primera energía de ionización es siempre menor que la segunda.
58. ¿Qué es la afinidad electrónica?
59. ¿Cómo varía la afinidad electrónica dentro de un grupo? ¿y dentro de un período?. 
60. Di qué elemento tiene más tendencia a ganar un electrón, el cloro o el bromo. ¿Y el cloro o el azufre?.
61. ¿Qué es la electronegatividad? ¿en qué lugar de la tabla se encuentran los elementos más 
electronegativos? ¿y los menos electronegativos?
62. Deduce y justifica si tendrá mayor electronegatividad el oxígeno (Z=8), o el selenio (Z=34).
63. Di qué elemento tendrá mayor electronegatividad, el aluminio (Z=13), o el silicio (Z=14). ¿Por qué?.
64. ¿Por qué se excluyen de la escala de electronegatividades los gases nobles?
65. Completa las siguientes frases:
a) La energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad se relacionan con 
________________ de los elementos.
b) Los elementos no metálicos son ______ electronegativos y tienen ________ energía de ionización 
y _________ afinidad electrónica.
c) Los elementos metálicos son ______ electronegativos y tienen ________ energía de ionización y 
_________ afinidad electrónica.
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 Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrodinger. 
Aspectos característicos:
• Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen 
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda 
asociada.
• Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un 
electrón en un punto exacto del espacio.
Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los 
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad 
de predecir sus trayectorias exactas. 
Así establecieron el concepto de orbital (véase columna izquierda, 2), región del 
espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
Características de los orbitales:
• La energía está cuantizada.
• Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no 
determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor 
probabilidad.
• Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga 
negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, 
la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor.
El comportamiento de los elctrones dentro del átomo se describe a través de los 
números cuánticos (véase columna izquierda, 3).
Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y 
la configuración electrónica (véase columna izquierda, 4) de su distribución.
 Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. 
Hoy en día se utiliza la Tabla Periódica, aunque le precedieron muchos otras 
propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican según el número 
atómico.
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Modelo Mecano-cuántico
Aspectos característicos: 
Es el modelo atómico actual este modelo describe el movimiento del electrón en base a ondas y probabilidades.
Fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrödinger.
Tiene su base en:
• La dualidad onda-partícula de Broglie que propuso que las partículas materiales tienen propiedades 
ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. 
• El principio de indeterminación de Heisenberg que dijo que era imposible situar a un electrón en un punto 
exacto del espacio. 
• Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico que describen el comportamiento de los electrones dentro del 
átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas. 
Así establecieron el concepto de orbital, región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un 
electrón es muy grande. 
Características de los orbitales:
• La energía está cuantizada. 
• Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del 
electrón, sino la mayor o menor probabilidad. 
• Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en 
el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor. 
• El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos 
• Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su 
distribución. 
• Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la Tabla 
Periódica, aunque le precedieron muchos otras propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican 
según el número atómico. 
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