QUIMICA SEM 03 - 2022 II

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Centro Preuniversitario de la UNS S-03 Ingreso Directo 
 QUÍMICA 
 Ciclo 2022 - II 
 “TEORIAS ATÓMICAS DE LA MATERIA” 
 
Docente: Equipo Docente 
 
 
INICIOS DE LA TEORÍA ATÓMICA (Dalton 
1805) 
El profesor inglés Dalton, postulo una hipótesis 
razonable sobre la existencia de los átomos 
cuyo contenido son los siguientes: 
• Los elementos químicos 
consisten de partículas 
muy pequeñas llamados 
átomos. 
• Existen tantas clases de 
átomos como elementos 
existen. 
• En un elemento sus átomos son idénticos. 
• Los compuestos están formados por átomos 
de más de un elemento. 
• Una reacción química implica sólo una 
separación, combinación o reordenamiento 
de átomos Cabe mencionar que aquí no nos 
referimos a reacciones nucleares. 
 
MODELO ATÓMICO DE THOMSON Y EL 
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. 
Joseph J. Thomson, químico Danés que en 
1897 experimentó en su laboratorio con tubos 
Crookes y rayos catódicos, El tubo 
herméticamente cerrado y conectado a dos 
electrodos, dejo fluir un alto voltaje de corriente 
eléctrica del electrodo cargado negativamente ( 
- ) llamado cátodo, al electrodo cargado 
positivamente ( + ) llamado ánodo. Al observar 
el experimento, un rayo de luz amarillo verdoso 
resplandeció entre los electrodos, esto llevo a 
señalar a Thomson que el rayo producido entre 
los electrodos es el mismo independientemente 
de la clase de gas en el tubo. Esto indicó que 
toda materia debe contener la sustancia que 
produce el rayo. Esto realmente fue 
sorprendente para Thomson, llegando a la 
conclusión que este flujo de partículas tienen 
carga eléctrica, que ya anteriormente Stoney le 
llamó electrones. Estos rayos catódicos al ser 
colocados cerca de un campo eléctrico o 
magnético son atraídos por el polo positivo y 
desviados por el polo negativo. 
Posteriormente J. J. Thomson determinó la 
relación entre la carga eléctrica y la masa del 
electrón llegando al valor de 1,76 x 1019 
coulomb por gramo que le sirvió para ganar el 
premio Nobel de física en 1906. 
El modelo atómico de Thomson consideró al 
átomo como una esfera de masa cargada 
positivamente y sobre la cual se encuentran 
los electrones dispersos en la superficie, es 
decir; parecido a un “budín de pasas” 
 
 
 
 
 
 
 
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Y EL 
DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO. 
Ernest Rutherford fue un británico que en 1911, 
bombardeando con partículas alfa a una lámina 
muy delgada de oro, y colocando una pantalla 
de sulfuro de zinc. 
 
La pantalla resplandecía cuando es alcanzada 
por las partículas alfa, siendo el átomo 
mayormente un espacio vació, las partículas 
deben pasar las laminas de oro sin desviarse o 
con una pequeña desviación por la atracción 
de los electrones; para sorpresa de Rutherford 
algunas partículas alfa eran desviadas y otras 
rebotaban, llegando a la conclusión de que los 
átomos tienen núcleo muy pequeño y denso, 
cargado positivamente. 
El modelo atómico de Rutherford fue 
semejante a un sistema planetario solar en 
miniatura, donde los electrones se movían 
como planetas alrededor del núcleo. 
 
 Semana Nº 03 
 
 
Equipo Docente Ciclo 2022 – II Semana 03 
 
 
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EXPERIMENTO DE RUTHERFORD 
 
 
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN 
Cuando se arranca un electrón, a un átomo, 
este queda con una carga igual a aquel 
electrón removido pero con signo contrario. Así 
por ejemplo, cuando el más ligero de todos los 
átomos, el hidrógeno, pierde su electrón, se 
convierte en una partícula denominada protón. 
El descubrimiento se discute unos le atribuyen 
a Rutherford otros a E. Goldstein. 
 
LA LUZ Y LA TEORÍA CUÁNTICA SOBRE 
LA MATERIA 
 
Al final del siglo XIX la ciencia aceptaba la 
idea de la cuantización de la materia, pero 
se creía que la energía radiante era 
continua, es decir, que la energía de una 
radiación puede tener cualquier valor. 
Basándose en los datos sobre el carácter de 
la luz emitida por sólidos a varias 
temperaturas, Max Planck enuncio en 1900 
su teoría cuántica, los átomos no emiten 
radiaciones continuas, sino lo hacen en 
cantidades definidas de energía llamadas 
cuantos. 
Cuanto es la mínima cantidad de energía 
que puede absorber o liberar un electrón 
 
MODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR Y EL 
ÁTOMO DE HIDRÓGENO 
En 1913 Bohr explicó básicamente la 
naturaleza del espectro de líneas del 
hidrógeno y postuló su modelo atómico a 
través de tres razones o postulados. 
• El átomo de hidrógeno está formado por un 
núcleo central donde está localizado toda su 
carga positiva y casi toda la masa y el 
electrón que describe orbitas circulares 
alrededor del núcleo, cuyos radios son: 
rn = 0, 529 n2. n = nivel de energía 
• Cuando el electrón se mueve en una órbita 
de radio definido, tiene una energía 
constante, no gana ni pierde energía. Se 
dice que el átomo está en un estado 
fundamental. 
2
181018,2
n
xEn
−
−= 
• Cuando el electrón es excitado y pasa a una 
órbita permitida de menor energía a otra de 
mayor energía, se produce una absorción 
de energía y cuando retorna libera una 
energía absorbida en forma de luz. 
 νhEE if =− 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SERIE ESPECTRALES DE EMISIÓN DEL 
ÁTOMO DE HIDRÓGENO 
El espectro de emisión y espectro de absorción 
de hidrógeno atómico fueron descubiertos por 
diferentes científicos. 
 
J.R.Rydberg descubrió que las longitudes de 
ondas (λ) de las diversas líneas del espectro de 
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hidrógeno se relacionan mediante la siguiente 
ecuación matemática: 
 
NATURALEZA DUAL DEL ELECTRÓN 
(ONDA - PARTÍCULA) 
En 1923 Louis De Broglie, fue quien sugirió 
que los electrones tenían tanto propiedades de 
onda (corpúsculo que posee masa), como 
propiedades de partícula (naturaleza 
ondulatoria), esta propuesta constituyó la base 
de la "mecánica cuántica". De acuerdo con De 
Broglie, un electrón enlazado a un núcleo, se 
comporta como una onda estacionaria cuya 
longitud de onda (λ) se determina conociendo 
la constante de Planck, la masa y velocidad 
del electrón, se expresa por la fórmula 
siguiente: 
mv
h
=λ 
Dónde: 
λ = longitud de onda, en m 
h = constante de Planck (6,63 x 10-34 J. s) 
m = masa del electrón: Kg 
v = velocidad del electrón, en m/s 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. La línea espectral más intensa del espectro 
del cerio (Ce) tiene una frecuencia de 7,165 
x 1014 Hz. De las afirmaciones: 
I. Es observada por el ojo humano 
II. Su longitud de es mayor que la de color 
rojo 
III. Tiene un color violeta 
IV. Su frecuencia es menor que la 
frecuencia de color amarillo 
 Son ciertas: 
 
a) I y II b) II y III c) I y IV 
d) I y III e) III y IV 
2. La radiación de longitud de onda 242,4 nm 
es la longitud de onda más larga que 
produce la fotodisociación del O2. La 
energía de un fotón y de un mol de fotones 
que produce esta radiación es 
respectivamente: 
a) 8,2x10-19 J y 5 x105 J 
b) 8,2x10-17 J y 5 x105 J 
c) 8,2x10-19 J y 5 x10-5 J 
d) 8,2x10-18 J y 5 x105 J 
e) 8,2x10-20 J y 5 x105 J 
 
3. La clorofila absorbe la luz con energías de 
3, 056 x10-19 J. La frecuencia que le 
corresponde a esta absorción es: 
 
a) 4,6 x1015Hz b) 4,6 x1016Hz 
c) 4,6 x1014 Hz d) 4,6 x10-14 Hz 
e) 4,6 x10-19 Hz 
 
4. La línea espectral que genera un electrón 
en el átomo de hidrogeno cuando cae del 
quinto nivel de energía al cuarto nivel 
energético pertenece a: 
 
a) Lyman b) Balmer c) Pfund 
d) Brackett e) Paschen 
 
5. La máxima longitudde onda 
correspondiente a la serie de Balmer del 
espectro de hidrógeno es: 
 
a) 400 nm b) 530 nm c) 651 nm 
d) 750 nm e) 800nm 
 
6. La energía asociada a la tercera línea 
espectral en la serie de Lyman es: 
 
a) 2,04 x10-18 J b) 2,04 x10-19 J 
c) 2,04 x10-17 J d) 2,04 x10-20 J 
e) 2,04 x1018 J 
 
7. Determinar la longitud de onda, 
correspondiente a los fotones de la luz 
amarilla de una lámpara de sodio de una 
farola de la calle, cuya frecuencia es de 
PROBLEMAS 
PROPUESTOS 
M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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M. Loyola
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5,18 x 1014 Hz. ¿Qué energía 
transportarían?. 
a) 580 nm y 3,43 x 10-20 J 
b) 580 nm y 3,43 x 10-18 J 
c) 58 nm y 3,43 x 10-19 J 
d) 580 nm y 3,43 x 10-17 J 
e) 580 nm y 3,43 x 10-19 J 
 
8. Una fuente energética emite fotones de 15 
MeV, determinar su longitud de onda. 
 
a) 8,28 x 10-5 nm 
b) 8,28 x 10-5 nm 
c) 8,28 x 10-14 nm 
d) 8,28 x 1014 nm 
e) 8,28 x 105 nm 
 
9. La energía de ionización (potencial de 
ionización) del átomo de hidrógeno es 1310 
kJ/mol. Explica si la radiación ultravioleta de 
λ = 50 nm, al incidir sobre los átomos de 
hidrógeno en estado gaseoso y en estado 
fundamental, provocará su ionización. 
 
a) Si lo ioniza debido a que la energía en 
su estado fundamental es menor que la 
energía de la radiación U.V 
b) No lo ioniza debido a que la energía en 
su estado fundamental es menor que la 
energía de la radiación U.V 
c) Si lo ioniza debido a que la energía en 
su estado fundamental es mayor que la 
energía de la radiación U.V 
d) No lo ioniza debido a que la energía en 
su estado fundamental es mayor que la 
energía de la radiación U.V 
e) Si lo ioniza debido a que la energía en 
su estado fundamental es igual que la 
energía de la radiación U.V 
 
10. Un láser emite luz cuya longitud de onda es 
de 780 nm. La frecuencia y la energía del 
fotón que emite dicha longitud de onda son 
respectivamente. 
a) 3,84x1014 Hz y 2,54x10-19 J 
b) 3,84x1015 Hz y 2,54x10-19 J 
c) 3,84x1014 Hz y 2,54x10-20 J 
d) 3,84x10-14 Hz y 2,54x10-19 J 
e) 3,84x1014 Hz y 2,54x1019 J 
11. Calcular la longitud (en nm) de onda 
asociada a un protón acelerado con una 
energía de 1 M.e.V. 
Dato: 1 eV = 1,602 x 10-19 J 
 
a. 2,87x105 b. 2,87x10-14 
c. 2,87x10-5 d. 2,87x1014 
e. 1,38 x107 
12. En la siguiente figura mostrada, la energía 
por fotón es: 
 
 
 
 
 
 
 
a) 3,315 x 10 – 19 J 
b) 3,315 x 10 – 17 J 
c) 3,315 x 10 – 18 J 
c) 3,315 x 10 – 20 J 
d) 1,3 x 10-17 J 
 
13. Calcula la frecuencia y la longitud de onda 
de una radiación absorbida cuando un 
electrón realiza un salto entre los niveles de 
energía -13.6 eV a -1,51 eV. 
 
a) 2,92 x 1014 Hz y 10,25 nm 
b) 2,92 x 1015 Hz y 102,5 nm 
c) 2,92 x 1015 Hz y 102,5 nm 
d) 2,92 x 1016 Hz y 102,5 nm 
e) 2,92 x 1015 Hz y 1,025 nm 
 
14. Un electrón excitado en el átomo de Bohr, 
experimenta una transición desde un nivel 
de energía – 8,70 x 10-20 hasta otro nivel de 
radio 2 116 x 10-10 m ¿Cuál es la línea 
espectral que genera? 
 
a) Pfund: Seguna línea 
b) Balmer: Tercera línea 
c) Brackett: Tercera línea 
d) Lyman: Segunda línea 
e) Balmer: Primera linea 
 
15. Calcular la longitud de onda de un balón de 
fútbol de 425 g, que es lanzado en un 
penalty a 100 km/h. 
 
a) 5,61 x10-35 m 
b) 5,61 x10-34 m 
c) 5,61 x10-35 nm 
d) 5,61 x1035 m 
e) 5,61 x10-33 m 
900 nm 
M. Loyola
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M. Loyola
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,
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