¿De acuerdo a la naturaleza de la luz cuál de las siguientes afirmaciones se considera verdadera?

TALLER II QUIMICA

PREGUNTAS DE 11 AL 20

1. ¿De acuerdo a la naturaleza de la luz cuál de las siguientes afirmaciones se considera verdadera?

1. Las radiaciones infrarrojas tienen una longitud de onda (λ) menor que las radiaciones ultravioleta, por ende, tienen más energía.
2. Las radiaciones infrarrojas tienen una longitud de onda (λ) mayor que las radiaciones ultravioleta, por ende, tienen más energía.
3. Las radiaciones infrarrojas tienen una longitud de onda (λ) menor que las radiaciones ultravioleta, por ende, tienen menos energía.
4. Ninguna de las anteriores

Porque: Todos los tipos de radiación electromagnética se mueven a través del vacío a una velocidad de 3.00 x 108 m/s, la velocidad de la luz. Además, todas tienen características ondulatorias similares (Brown, LeMay, Jr., Bursten, & Burdge, 2004)

1. Relaciona la columna de la izquierda con la columna de la derecha

(c) Radiación                 a. No se puede conocer simultáneamente la posición y el movimiento del electrón.

(e) Pauli        b. Hablo de nubes electrónicas (orbitales) y no de trayectorias definidas o niveles.

(d) Planck                 c. Conjunto de partículas alfa, beta y rayos gamma.

(a) Heisenberg                 d. La luz está compuesta por paquetes de ondas llamados cuantos o fotones.

(f) Schrodinger                 e. Dos electrones en un átomo no pueden tener idéntico número cuántico.

(g) Rutherford                 f. Los electrones no se mueven alrededor del núcleo en trayectorias definidas.

g. La mayor parte de un átomo es vacía.

CONTESTE LAS PREGUNTAS 13, 14 y 15 DE ACUERDO A LA SIGUIENTE LECTURA SOBRE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

“La configuración electrónica o la notación espectral nos da indica la ubicación de los electrones dentro del átomo”.

Después de muchos experimentos realizados durante aproximadamente 150 años, se descubrieron las tres partículas fundamentales: el electrón, el protón y el neutrón. Igualmente la radioactividad y con ella los estudios sobre la naturaleza de la luz emitida por los átomos radioactivos, además la luz emitida por cuerpos calientes entre ellos el sol. Anteriormente se creía que la energía irradiada era infinita, por ejemplo que un trozo de metal al rojo vivo emitía ondas electromagnéticas de todas las clases (de radio, visibles, ultra violeta, rayos X etc.). Pero en 1900 Plank sugirió que la luz no podía ser emitida en cantidades arbitrarias sino en ciertos paquetes a los que llamo “cuantos”, los cuales poseían una cantidad de energía específica, finalmente todos estos estudios nos dieron un indicio de la posibilidad de saber como estaban ubicados los electrones dentro del átomo. Con la mecánica cuántica, el electrón debe ocupar un estado mecanocuántico, es decir, una combinación de posición y velocidad algo muy difícil de predecir, si consideramos que el electrón tiene una masa de 9.1* 10-28 gramos y se mueve a una velocidad de 300000 Km/sg un proceso complejo que se logró por medio de la ecuación de Schrodinger EΨ, en dicha ecuación la probabilidad de hallar un electrón en cualquiera de dos puntos está dada por la expresión Ψ2 aunque no indique como se desplazan nos da un total de probabilidad para hallar un electrón, dicho espacio se llama ORBITAL. Los orbitales están distribuidos en subniveles y estos a su vez en niveles como sigue.

[pic 1]

Ejemplo: configuración electrónica del vanadio (Z=23), con el diagrama obtendríamos:

Llenado de orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23)

Nota: Aunque la mayoría de las veces los electrones van ocupando los orbitales de la forma indicada anteriormente, en realidad se producen excepciones.

Así, el cobre tiene una estructura electrónica 4s13d10 en vez de la esperada 4s23d9. La razón de ello es que a las fuerzas de atracción entre los protones del núcleo y los electrones, se añade la interferencia de las capas electrónicas interiores que resulta en una desviación de los niveles de energía del último electrón añadido y por tanto una configuración electrónica más estable distinta de la esperada.

1. Realice la configuración electrónica para 5 elementos que pertenezcan a la región “d”.

1. Titânio Ti (Z=22): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2         (2+2+6+2+6+2+2= 22)
2. Zinc Zn (Z=30): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10             (2+2+6+2+6+2+10= 30)
3. Molibdênio (Z=42) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5 (2+2+6+2+6+2+10+6+1+5= 42)
4. Mercúrio (Z=80) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 (2+2+6+2+6+2+10+6+2+10+6+2+14+10=80)
5. Paládio (Z=46) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 (2+2+6+2+6+2+10+6+10= 46)

1. Realice la configuración electrónica para 5 elementos que pertenezcan a la región “p”.

1. Gálio (Z=31) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 (2+2+6+2+6+2+10+1= 31)
2. Estaño (Z=50) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5p2 (2+2+6+2+6+2+10+6+10+1= 50)
3. Radón (Z=86) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 (2+2+6+2+6+2+10+6+2+10+6+2+14+16+6 = 86)  
4. Arsénico (Z=33) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 (2+2+6+2+2+6+10+3 = 33)
5. Yodo (Z=53) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 (2+2+6+2+6+2+10+6+2+10+5 = 53)

1. Realice la configuración electrónica para 5 elementos que pertenezcan a la región “s”.

1. Cesio (Z=55) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 (2+2+6+2+6+2+10+6+2+10+6+1 = 55)
2. Rubídio (Z=37) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1(2+2+6+2+6+10+6+1 = 37)
3. Bario (Z=56) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 (2+2+6+2+6+2+10+6+2+10+6+2 = 56)
4. Potasio (Z=19) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (2+2+6+2+6+1 =19)
5. Radio (Z=88) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 (2+2+6+2+6+2+10+6+2+10+6+2+14+10+6+2 =88)

CONTESTE LAS PREGUNTAS 16, 17, 18, 19, 20 y 21 DE ACUERDO A LA SIGUIENTE LECTURA SOBRE TIPOS DE ENLACE, FÓRMULA LEWIS Y CARGA FORMAL.

Potencial de ionización: es la energía o trabajo necesario para desprender un electrón de un átomo neutro o aislado, cuando un átomo posee un radio atómico pequeño tiene un potencial de ionización alto (grupos VIA y VIIA), debido a que sus electrones de valencia están más cerca de su núcleo, por ende, más atraídos por la carga positiva de los protones, pero si el radio atómico es grande sucederá lo contrario (grupos IA y IIA), los cuales tienen bajos potenciales de ionización.

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