¿En qué contradecía el descubrimiento del electrón la teoría atómica de Dalton?




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fecha de publicación11.08.2016
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FÍSICA Y QUÍMICA 4º

2ª PARTE: QUÍMICA


  1. ¿En qué contradecía el descubrimiento del electrón la teoría atómica de Dalton?




  1. ¿Con qué fenómenos estaban relacionados los experimentos que permitieron descubrir el electrón, eléctricos, magnéticos o gravitatorios?




  1. Chadwick descubrió el neutrón 34 años después de que Thomson descubriera el electrón, ¿por qué crees que se tardó tanto?




  1. ¿Cuántas veces es mayor la masa del protón que la del electrón? ¿Cuántas veces es mayor la carga del protón que la del electrón (en valor absoluto)?




  1. ¿Por qué se utiliza una unidad de masa especial (la unidad de masa atómica u) cuando se habla de átomos y partículas subatómicas?




  1. ¿Qué relación hay entre el número de protones de un átomo y su número de electrones? ¿Por qué?




  1. ¿Por qué crees que se le llamó “Plum pudding model” al modelo atómico de Thomson?




  1. Define radiactividad.




  1. ¿Qué signo tiene la carga de las partículas ? ¿Qué importancia tiene este hecho en los resultados del experimento de Rutherford?




  1. ¿Por qué eran tan pocas las partículas que rebotaban al llegar a la lámina de oro según el modelo de Rutherford?




  1. ¿Cuántas veces es mayor el tamaño del átomo que el tamaño de su núcleo?




  1. Resuelve las actividades 1 y 2 de la página 186 de tu libro.




  1. Dos átomos son isótopos si:




  1. Son átomos de un mismo elemento.

  2. Tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones.

  3. Tienen el mismo número de neutrones pero distinto número de protones.

  4. Tienen el mismo número de protones y de neutrones.

  5. Tienen el mismo número atómico pero distinto número másico.

  6. Son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa.




  1. Los átomos de carbono que pueden encontrarse en la naturaleza son fundamentalmente dos: el carbono-12 (), que es un isótopo estable, y el carbono-14 (), que es un isótopo radiactivo. ¿Qué aplicación tiene el segundo en arqueología?




  1. ¿Qué quiere decir que los átomos están cuantizados?




  1. ¿Qué otro nombre reciben las capas de electrones que se encuentran alrededor del núcleo?




  1. En el átomo pueden encontrarse hasta 7 niveles energéticos. Observa la tabla periódica de la página 192 e indica con qué otro número coincide el número de niveles.

  2. Con el modelo de Rutherford queda totalmente explicada la experiencia de la lámina de oro. ¿Cómo explica este modelo las distintas trayectorias de las partículas alfa?




  1. Un elemento cuyos átomos neutros tienen 34 electrones tiene un isótopo de número másico 79. Representa dicho isótopo y describe su composición en términos de protones, neutrones y electrones.




  1. Escribe cuál será el ion más probable de los siguientes elementos a partir de sus configuraciones electrónicas: S, Cl, Mg, Ca, Na, Al.



  1. Completa la siguiente tabla:







Protones

Neutrones

Electrones

Configuración electrónica




























































  1. Escribe la configuración electrónica de los átomos e iones siguientes: S2-, Ca2+, F-, Al, Cl-, Mg2+, Ar




  1. La configuración electrónica del catión X+ es 1s2 2s22p6 3s23p6. ¿En qué periodo y grupo está X? Explica cómo lo has deducido ¿Es un metal o un no metal?




  1. ¿Cómo varía el tamaño de los átomos a medida que aumenta el número atómico en el mismo periodo? ¿Por qué?




  1. ¿Qué tienen en común los átomos de los elementos alcalinos en lo que se refiere a su configuración electrónica? ¿Cómo consiguen estos átomos la configuración electrónica de un gas noble?




  1. Indica cuál es el error de la siguiente afirmación: El ion fluoruro F- tiene carga negativa – 1 porque tiene un electrón extra respecto al átomo neutro F, y el catión Na+ tiene una carga positiva + 1 porque tiene un protón extra respecto al átomo neutro Na.




  1. Indica cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas: F-, Na+, Ca2+, Ne, Li+, O2-, Mg2+. Escribe cuatro especies isoelectrónicas del Ar.




  1. A partir de los electrones de valencia de las siguientes CE de átomos neutros deduce en qué grupo y periodo se encuentran los correspondientes elementos:




  1. 1s2 2s22p6 3s1

  2. 1s2 2s22p5

  3. 1s2 2s1

  4. 1s2 2s22p6 3s23p4

  5. 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d10 4p1




  1. La siguiente estructura se corresponde con un elemento de los alcalinotérreos: 1s2 2s22p6 3s2

  1. ¿De qué elemento se trata?

  2. ¿Cumplirá la regla del octeto, ganando o perdiendo electrones? ¿A qué iones daría lugar?

  3. ¿Cuál es la configuración electrónica del elemento que le precede en la tabla periódica? ¿Y del que tiene justamente encima?




  1. Busca en el libro, en las páginas 195 y 196, los epígrafes:




  • ¿Por qué aumenta el tamaño de los átomos a medida que aumenta el número atómico en un grupo?

  • ¿Por qué disminuye el tamaño de los átomos a medida que aumenta el número atómico en el mismo periodo?

Realiza las actividades 10, 11 y 12.


  1. El tamaño del átomo de Li es menor que el del átomo de Na por la misma razón que el tamaño del catión Na+ es menor que el del átomo de Na. ¿Cuál es esa razón? Explícalo a partir de la configuración electrónica de Li, Na y Na+.




  1. ¿Qué tipo de enlace une a los átomos de sodio y de cloro? Escribe la configuración electrónica de sus átomos neutros y las de sus iones más estables. Sabiendo que el compuesto que forman ambos elementos es eléctricamente neutro deduce cuál es la fórmula de dicho compuesto.




  1. Repite el ejercicio 7 con las siguientes parejas de elementos:

  1. Calcio y flúor.

  2. Litio y oxígeno.

  3. Aluminio y cloro.

  4. Aluminio y azufre.




  1. Explica la frase: “La fórmula NaBr no expresa una unidad molecular, sino la proporción de bromo a sodio en el compuesto es 1:1”




  1. Analiza los siguientes símbolos de Lewis sabiendo que A no es hidrógeno:



  1. ¿A qué grupo de la tabla pertenecen?

  2. ¿De qué elementos posibles se trata?

  3. Describe los enlaces A – B y B – B.




  1. Cierto elemento X tiene esta estructura electrónica: X : 1s2 2s22p6 3s23p6 4s1

  1. ¿Cuál es su número atómico? ¿Qué estructura electrónica tendrán los iones X+ y X-? ¿Cuál será más estable?

  2. ¿Qué tipo de enlace formará con el elemento 17Y? ¿Cuál es la estructura electrónica de Y? ¿Cuál será más estable?

  3. Describe el tipo de sustancia que formarán X e Y y predice sus propiedades.

  4. Describe el tipo de sustancia que formará X con X y predice sus propiedades.

  5. Describe el tipo de sustancia que formará Y con Y y predice sus propiedades.




  1. La tabla recoge características de las sustancias A, B y C.




  1. Describe las propiedades de A, B y C e identifica el tipo de enlace de cada una.

  2. Las sustancias MgCl2, Mg y Cl2, cumplen las condiciones estipuladas para A, B y C. ¿Cuál es cada una?

  3. Haz el diagrama de Lewis de Cl2.

  4. Describe las etapas de formación del enlace del MgCl2.

  5. ¿Qué volumen ocupará un trozo de magnesio de 12 g de masa?




  1. A partir de la siguiente clasificación:



Clasifica las siguientes sustancias: metano (CH4), Nitrógeno (N2), magnesio, azufre (S8), bromuro de sodio (NaBr), diamante.


  1. La imagen representa una propiedad de las redes cristalinas. ¿De qué tipo de red se trata y de qué propiedad? ¿Dicha estructura será frágil?





  1. Explica, a partir de las dos imágenes, de qué tipo de enlace se trata, iónico o metálico y qué dos propiedades pueden explicarse con ellas:





  1. Calcula dónde hay mayor número de átomos:

    1. En 17 g de hierro. La masa atómica del hierro es 55’8 u.

    2. En 21 g de vanadio. La masa atómica del vanadio es 50’9 u.

    3. En 10 g de estaño. La masa atómica del estaño es 118’7 u.




  1. Tenemos 3’975·1024 moléculas de gas pentaóxido de difósforo, P2O5. Calcula:

  1. La masa de esa cantidad de sustancia.

  2. El número de átomos de fósforo y de oxígeno contenidos.

(Sol: a) 937’3 g; b) 7’95·1024, 1’987·1025)

  1. Calcula el nº de átomos de hidrógeno que hay en las siguientes cantidades:

a) Una molécula de H2O. b) 1023 moléculas de H2O. c) 1 mol de H2O. d) 1’8 kg de agua. (Sol: a) 2 átomos; b) 2·1023 átomos; c) 1’2·1024 átomos; d) 1’2·1026 átomos)


  1. Se tienen 20 litros de gas cloruro de hidrógeno, HCl, medidos en condiciones normales. ¿Cuántos moles son? ¿Cuál es el valor de su masa en gramos?

(Sol: 0’893 moles; 32’6 g)


  1. Un recipiente contiene 80 g de gas dióxido de azufre, SO2, en condiciones normales. ¿Cuántos moles de gas hay en el recipiente? ¿Qué volumen ocupa el gas? ¿Cuántas moléculas contiene esta cantidad de SO2? (Sol: 1’25 moles; 28 litros; 7’53·1023 moléc.)




  1. Calcula la masa de las siguientes cantidades:

    1. 15 moles de metano.

    2. 1024 moléculas de metano.

    3. 224 litros de H2 medido en condiciones normales.

    4. 1000 átomos de oxígeno. (Sol: a) 240 g b) 26’56 g c) 20 g d) 2’66·10-20 g)

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