Test: Evolución de la estructura atómica (17 preguntas)

Explicación

El átomo posee un núcleo pequeño y denso, una corteza electrónica y un volumen mayoritariamente vacío. La idea de una esfera compacta y uniforme corresponde a concepciones anteriores, no a la estructura atómica actual.

Explicación

Un elemento clasifica átomos mediante propiedades microscópicas como el número atómico, mientras que una sustancia simple es una forma macroscópica de materia constituida por un solo elemento. Confundir ambos conceptos mezcla una clasificación atómica con una manifestación material observable.

Explicación

El protón tiene carga positiva, el neutrón no tiene carga y el electrón tiene carga negativa. La alternativa que asigna carga negativa al neutrón altera una propiedad fundamental de esta partícula.

Explicación

El número atómico equivale al número de protones, por lo que $Z=8$, y el número másico suma protones y neutrones: $A=Z+N=8+10=18$. Tomar el número de neutrones como $Z$ confunde la identidad del elemento con la composición del núcleo.

Explicación

Dalton propuso en 1803 que la materia estaba formada por átomos indivisibles y que estos se combinaban para formar compuestos. Los electrones, el núcleo y los orbitales fueron incorporados por modelos posteriores.

Explicación

Thomson demostró la existencia del electrón mediante rayos catódicos en 1897 y propuso el modelo del pudín de pasas. La identificación del núcleo pertenece a Rutherford, mientras que las órbitas cuantizadas corresponden a Bohr.

Explicación

Las desviaciones observadas en la lámina de oro llevaron a Rutherford a concluir que la carga positiva se concentra en un núcleo pequeño y que la mayor parte del átomo es espacio vacío. El modelo de esfera positiva uniforme corresponde a Thomson.

Explicación

Bohr describió al electrón mediante una órbita entendida como trayectoria definida, mientras que el modelo mecanocuántico utiliza orbitales, que son regiones de alta probabilidad. Por ello, un orbital no fija una trayectoria ni una posición exacta.

Explicación

Un gas caliente puede emitir líneas de colores sobre un fondo negro, mientras que un gas frío puede absorber determinadas frecuencias de una luz blanca continua y dejar líneas negras. Intercambiar el aspecto de las líneas confunde ambos tipos de espectro.

Explicación

Cada átomo puede emitir o absorber frecuencias específicas y únicas, de modo que su espectro funciona como una huella dactilar del elemento. La temperatura puede influir en la intensidad observada, pero no elimina la identidad característica de las frecuencias.

Explicación

La ecuación $E=h\cdot f$ indica una proporcionalidad directa entre la energía y la frecuencia; por eso, duplicar $f$ duplica $E$ cuando $h$ no cambia. Reducir la energía o multiplicarla por cuatro no se ajusta a esa relación lineal.

Explicación

El número cuántico principal $n$ identifica el nivel de energía y se relaciona con el tamaño del orbital, con valores enteros de 1 a 7. La forma del orbital corresponde al número cuántico secundario $l$, no a $n$.

Explicación

El número cuántico secundario cumple $0\leq l\leq n-1$, por lo que para $n=3$ puede valer 0, 1 o 2. Los valores negativos corresponden al intervalo posible de $m_l$, no al de $l$.

Explicación

El subnivel $d$ contiene 5 orbitales y cada uno puede alojar 2 electrones, de modo que su capacidad máxima es de 10 electrones. La capacidad de 6 electrones corresponde al subnivel $p$, que posee 3 orbitales.

Explicación

El principio de exclusión de Pauli permite como máximo dos electrones por orbital, y deben tener espines opuestos para no compartir los cuatro números cuánticos. Dos electrones con espines paralelos en el mismo orbital violarían esta condición.

Explicación

La regla de Hund indica que los orbitales degenerados se ocupan primero individualmente con espines paralelos antes de iniciar el apareamiento. La opción con dos electrones en un orbital aplica incorrectamente el apareamiento antes de completar la ocupación individual.

Explicación

La regla $n+l$ establece que, si dos orbitales tienen la misma suma, el orbital con mayor $n$ posee mayor energía. El valor de $l$ se usa para calcular la suma, pero no decide el desempate.