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Estructura atómica y molecular
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1.
Razona a cuál de las dos partículas atómicas, protón
o electrón, le corresponde una mayor relación carga/
masa.
Le corresponde una mayor relación carga/masa al electrón.
Como
Q
e
=
Q
p
, y
m
e
<<
m
p
, entonces:
Q
e
/
m
e
>>
Q
p
/
m
p
2.
El espectrograma de masas del estroncio muestra que
está formado por cuatro isótopos:
❚
84
Sr, de masa atómica 83,913 u y abundancia 0,56%.
❚
86
Sr, de masa atómica 85,909 u y abundancia 9,86%.
❚
87
Sr, de masa atómica 86,909 u y abundancia 7,02%.
❚
88
Sr, de masa atómica 87,906 u y abundancia 82,56%.
Calcula la masa atómica del Sr.
Hay que averiguar la media ponderada de las masas de los
cuatro isótopos, es decir, la media de sus masas teniendo en
cuenta, a la vez, la abundancia de cada isótopo. Para ello,
multiplicamos la fracción de cada isótopo (porcentaje dividi-
do entre 100) por su masa y sumamos los valores obtenidos:
Masa atómica del Sr
=
0,0056
⋅
83,913 u
+
0,0986
⋅
85,909 u
+
0,0702
⋅
86,909 u
+
0,8256
⋅
87,906 u
=
0,470 u
+
8,471 u
+
6,101 u
+
72,575 u
=
87,617 u
3.
¿Qué son los espectros atómicos? ¿Cómo se explican?
Son una serie de líneas que aparecen, a distintas frecuencias,
al descomponer la luz emitida por elementos gaseosos que
han sido calentados a altas temperaturas o al aplicar des-
cargas eléctricas en el interior de tubos que contienen esos
elementos gaseosos a baja presión.
La explicación es la siguiente: al calentar un elemento gaseoso,
o cuando se le aplica una descarga eléctrica, los electrones
absorben energía y promocionan a niveles superiores (estado
excitado). Cada una de las transiciones electrónicas deja una
marca en el espectro a la frecuencia correspondiente.
Puesto que en una muestra de un elemento cualquiera hay
billones de átomos, en el espectro estarán representadas to-
das las posibles transiciones entre niveles y, por consiguiente,
aparecerán varias rayas. Dado que algunas de las diferencias
de energía entre niveles se corresponden con energías de
la luz visible, las transiciones electrónicas correspondientes
dejarán rayas coloreadas que pueden ser observadas a simple
vista. Las zonas oscuras entre rayas se deben a transiciones
prohibidas.
4.
¿En qué consiste el efecto fotoeléctrico? ¿Cómo se ex-
plica?
Se denomina efecto fotoeléctrico la emisión de electrones
por parte de ciertos metales cuando sobre ellos incide una luz
de pequeña longitud de onda (alta frecuencia).
El efecto fotoeléctrico fue interpretado en 1905 por
Albert
Einstein,
que se basó para ello en la hipótesis de Planck:
cada partícula que compone la luz (fotón) lleva una energía
cuantizada (
h
υ
). De este modo, al chocar contra un electrón
del metal, consigue arrancarlo. Vence, así, la fuerza de atrac-
ción del núcleo, y el exceso de energía se invierte en poner en
movimiento al electrón (energía cinética). Es decir:
h
υ
=
h
υ
0
+
1/2
mv
2
5.
Explica el modelo atómico de Bohr. ¿Cuál es la diferen-
cia entre órbita y orbital?
Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas
circulares estables (orbitas estacionarias) en las que este mo-
vimiento no implica pérdida de energía. No todas las órbitas
son posibles; solo lo son aquellas cuya energía adopta unos
valores determinados por los de un número cuántico (
n
).
Cuanto más alejada esté la órbita (o nivel) del núcleo, mayor
será su energía.
Un electrón puede saltar de una órbita más energética a otra
emitiendo el exceso de energía en forma de radiación (o ab-
sorbiendo el defecto de energía, si el salto se produce de una
órbita menos energética a otra más energética).
Descubrimientos posteriores al modelo atómico de Bohr,
como fueron la doble naturaleza de los electrones (partículas
y ondas), el principio de Heisenberg (según el cual no es po-
sible localizar con precisión y exactitud a un electrón de de-
terminada energía) o las soluciones de la ecuación de Erwin
Schrödinger (los cuatro números cuánticos), entre otros mu-
chos, hicieron que careciera de sentido hablar de órbitas (re-
giones planas donde la probabilidad de encontrar al electrón
era del 100%) y hubiera que sustituir dicho concepto por el
de orbitales, esto es, regiones del espacio (cuya forma puede
ser determinada empleando ecuaciones ondulatorias) donde
la probabilidad de encontrar el electrón esté comprendida
entre un 90% y un 99%.
6.
Calcula la velocidad a la que salen los electrones arran-
cados a los átomos de sodio cuando son iluminados con
una luz cuya longitud de onda es de 400 nm. Datos:
energía de extracción del Na: 2,3 eV;
m
e
=
9,11
⋅
10
−
28
kg;
h
=
6,63
⋅
10
−
34
J s; 1 eV
=
1,6
⋅
10
−
19
J
Aplicando la ecuación del efecto fotoeléctrico
h
υ
=
E
0
+
1/2
mv
2
,
y teniendo en cuenta la relación que existe entre frecuencia y
longitud de onda, tenemos que:
v
=
2
⋅
(
h
υ
−
E
0
)
m
=
16829 m/s
7.
¿Cuál es la causa de la aparición de los diferentes «pi-
cos» en un espectrograma de absorción molecular in-
frarrojo?
Cada pico corresponde a la fracción de radiación infrarroja
que ha sido absorbida por la muestra. Esta fracción de ra-
diación absorbida está relacionada con la frecuencia de vi-
bración de los enlaces covalentes de las moléculas que la
forman. Cuando la frecuencia de vibración de un enlace
coincide con alguna de las frecuencias de la radiación inci-
dente, se produce absorción.
8.
Indica los modos de vibración molecular que tiene:
a)
Una molécula diatómica homonuclear.
Ninguno.
b)
Una molécula diatómica heteronuclear.
Uno (de ten-
sión).
c)
Una molécula poliatómica angular.
3
n
−
6 (donde
«
n
» es el número de átomos que tiene la molécula).
d)
Una molécula poliatómica lineal.
3
n
−
5.
PRUEBA DE EVALUACIÓN A
