QC01-Modelo-Atomico - fabiana gimenez (3)

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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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QUÍMICA COMÚN 
QC-01 
MODELO ATÓMICO 
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2 
 
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. 
 
 
 
 
 
 
3 
 
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. 
 
4 
 
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: 
 
8e = -1,76·10 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. 
 
 
 
5 
 
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 
 
•THOMSON: Descubre 
los electrones. 
 
•MILLIKAN: Determina 
su masa y carga 
eléctrica. 
 
•CARGA: -1,6·10-19 C 
•MASA: 9,11·10-31 Kg 
•1/1837 u.m.a 
PROTÓN 
 
•GOLDSTEIN: Determina 
su masa y carga 
eléctrica. 
 
•CARGA: +1,6·10-19 C 
•MASA: 1,67·10-27 Kg 
 
•1 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 
 
6 
 
 
LOS MODELOS ATÓMICOS 
 
MAPA CONCEPTUAL RESUMIDO 
 
 
MODELOS ATÓMICOS 
PRENUCLEARES 
J. DALTON 
 (Teoría 
atómica) 
J.J THOMSON 
NUCLEARES 
E. SCHRÖDINGER 
E. RUTHERFORD 
N. BOHR 
En 1803 propuso la 
primerateoría, no es 
un modelo atómico, 
sino una descripción 
de la materia. 
Se clasifican en 
1803 
1904 
1910 
MODELO DE 
ESTADO 
ESTACIONARIO 
1926 
MODELO 
PLANETARIO 
1913 
MODELO 
MECANO-CUÁNTICO 
Planteó su modelo a partir de las 
observaciones y experimentaciones 
con tubos de descarga eléctrica 
(descubrimiento de los rayos 
catódicos). 
MODELO DE 
BUDIN DE PASAS 
 
7 
 
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: 
 
 
 
 
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 considerabala 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Postulados 
de Dalton 
1808 
1. La materia esta 
compuesta de átomos, 
los cuales no pueden 
ser creados ni 
destruidos. 
2. Los 
átomos de 
una misma 
sustancia 
son identicos. 
4. Los átomos 
pueden combinarse en 
más de una razon de 
n° enteros y sencillos. 
3. Los 
átomos se 
combinan en 
razones de n° 
enteros y 
sencillos. 
 
8 
 
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). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
APORTE FALLA 
Primer modelo que plantea la 
existencia de electrones 
 
No explicó el enlace químico 
ni las interacciones 
electrostáticas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ELECTRONES 
NUBE 
POSITIVA 
 
9 
 
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. 
 
 
 
10 
 
Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluyó que: 
 
 
 
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. 
 
Resumen del modelo planetario 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• puesto que sólo algunas partículas alfa (1%) fueron 
repelidas cuando chocaron con algo sólido (núcleo del 
átomo). 
La masa del átomo se 
concentra en el núcleo 
•sólo algunas partículas alfa experimentaron desviación al 
pasar cerca de él, (cargas de igual signo se repelen). 
El núcleo del átomo es 
positivo 
•Casi la totalidad de las partículas alfa atraviesaron la 
lámina sin experimentar desviación. 
La mayor parte del átomo es 
espacio vacío 
•Esta gran desproporción explica la escasa desviación que 
experimentaron algunas partículas alfa. 
El núcleo es 100.000 veces 
más pequeño que el átomo 
•NO interfierieron en el paso de las partículas alfa, tampoco 
fueron atrapados por el núcleo. 
Los electrones deben estar en 
continuo movimiento 
A
P
O
R
TE
 FUE EL PRIMER MODELO ÁTOMICO QUE 
PROPUSO LA EXISTENCIA DEL NÚCLEO EN 
EL ÁTOMO. 
DESCRIBIÓ CORRECTAMENTE LA 
UBICACIÓN DE ELECTRONES Y PROTONES 
EN EL ÁTOMO 
F
A
L
L
A
 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 
 
11 
 
 
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: 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
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. 
 
 
 
Disposición de los electrones según Bohr 
 
 Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2), así que portanto, 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 
 
 
 
 
 
 
APORTE 
•Describio la relación entre los espectros de emisión y 
los niveles de energía en los que se ubican los 
electrones. 
 
•Utilizó la cuantización de la energía como concepto 
fundamental para describir la trayectoria y posición 
en otrno al núcleo. 
 
FALLA 
•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. 
 
13 
 
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 el electrón tiene 
propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones 
se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los 
electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de 
probabilidades. 
 
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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
MAPA CONCEPTUAL 
 
 
 
 
 
 
MATERIA 
ÁTOMO 
MODELOS 
ATÓMICOS 
PRENUCLEARES 
THOMSON 
DALTON 
(Teoría 
Atómica) 
NUCLEARES 
RUTHERFORD 
BOHR 
SCHRÖDINGER 
ESTRUCTURA 
ATÓMICA 
ORBITALES 
ELECTRONES 
NÚCLEO 
NEUTRONES 
PROTONES 
Formado por Se ubican los 
Explican fenómenos 
eléctricos, leyes de los 
gases y reacciones 
químicas. 
Se clasifican en Se compone de 
Compuesta de 
Todo lo que ocupa un 
lugar en el espacio y 
posee masa. 
 
16 
 
Pregunta Oficial PSU 
 
 
Cuando un átomo de sodio de convierte en catión, 
 
A) cede un electrón. 
B) capta un electrón. 
C) capta un protón. 
D) capta un protón y un electrón. 
E) 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) 
 
 +1Na Na +1e 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
TEST EVALUACIÓN 
 
1. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es la única incorrecta respecto de los protones? 
 
A) Son partículas con carga eléctrica positiva 
B) Presentan masa similar a la del neutrón 
C) Son repelidas por un campo eléctrico positivo 
D) Se ubican junto a los neutrones en el núcleo del átomo 
E) los protones se componen de un neutrón y un electrón 
 
 
2. Considerando las partículas que conforman al átomo, es correcto afirmar que 
 
A) protones y neutrones presentan la misma carga eléctrica. 
B) protones y neutrones se ubican en el núcleo del átomo. 
C) electrones y neutrones tienen masas similares. 
D) los rayos catódicos corresponden a un flujo de protones. 
E) 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) en un campo eléctrico se dirigen al polo negativo. 
B) no presentan carga eléctrica ni masa. 
C) son partículas con carga eléctrica positiva. 
D) son átomos o especies químicas con más electrones que protones. 
E) corresponden a partículas con masa pequeña y exceso de protones. 
 
 
4. Respecto a los rayos catódicos es correcto afirmar que 
 
 I) se propagan en línea recta a la velocidad de la luz. 
 II) viajan desde el cátodo en dirección al ánodo. 
III) presentan masa y energía cinética. 
 
A) Solo I. 
B) Solo II. 
C) Solo I y II. 
D) Solo I y III. 
E) I, II y III. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
5. A partir del modelo atómico siguiente para un átomo, es correcto afirmar que 
 
 
 
A) se trata de un anión. 
B) presenta 6 partículas en el núcleo. 
C) posee dos niveles de energía con electrones. 
D) hay más protones que electrones, por lo tanto es un catión. 
E) 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) cátodo. 
B) anión. 
C) ánodo. 
D) catión. 
E) positrón. 
 
 
7. Si una especie química cualquiera presenta 7 protones, 4 neutrones y 8 electrones, entonces 
es correctoafirmar que 
 
 I) se comporta como un anión.II) presenta 11 partículas en el núcleo. 
III) sólo 7 partículas tienen carga eléctrica negativa. 
 
A) Solo I. 
B) Solo II. 
C) Solo I y II. 
D) Solo I y III. 
E) 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) tiene 12 electrones. 
 II) presenta 6 protones en el núcleo. 
III) el elemento tienen en total 18 partículas. 
 
A) Solo I. 
B) Solo II. 
C) Solo I y III. 
D) Solo II y III. 
E) I, II y III. 
 
 
 
19 
 
9. Los experimentos realizados por Rutherford le permitieron comprobar que el átomo 
 
A) posee niveles de energía con electrones. 
B) tiene un núcleo con carga eléctrica positiva. 
C) está sujeto al principio de incertidumbre. 
D) puede contener electrones dentro del núcleo. 
E) posee electrones con la misma carga eléctrica que el protón. 
 
 
10. Un orbital atómico es 
 
A) la trayectoria fija de un electrón. 
B) una zona del espacio donde se detienen los protones. 
C) la zona del espacio más probable donde encontrar a un electrón. 
D) una función matemática que explica la distancia del electrón al núcleo. 
E) 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) aniquilación. 
B) emisión de energía. 
C) fisión nuclear. 
D) absorción de energía. 
E) 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) 8 
B) 10 
C) 18 
D) 20 
E) 30 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
14. Considere el siguiente modelo atómico 
 
8+
7n
 
 
Del análisis es correcto afirmar que 
 
 I) en el nivel de mayor energía hay 2 electrones. 
 II) el núcleo no presenta carga eléctrica. 
III) hay 6 electrones con la misma energía. 
 
A) Solo I. 
B) Solo III. 
C) Solo I y II. 
D) Solo II y III. 
E) I, II y III. 
 
 
15. Para que un átomo se considere eléctricamente neutro debe cumplirse que 
 
A) siempre debe tener neutrones. 
B) el número de electrones o protones debe ser par. 
C) la suma de electrones y neutrones debe ser menor a 20. 
D) la cantidad de protones y electrones debe ser igual. 
E) no puede tener más de 10 neutrones en el núcleo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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