ATOMIC  THEORY  –  SAMPLE  TEST  QUESTIONS    A.  History  of  the  Atom    

1.  Dalton  -­‐  First  to  believe  that  elements  are  made  up  of  extremely  small  particles  called  

“atoms”  

2.  Thomson  -­‐  Discovered  that  atoms  have  negatively  charged  “electrons”  

3.  Rutherford  proved  that  the  atom  has  a  tiny,  positively  charged  nucleus  surrounded  by  

a  “cloud”  of  negatively  charged  electrons.  

4.  Bohr  -­‐  Electrons  “orbit”  at  fixed  energy  levels  at  a  certain  distance  from  the  nucleus.  

 

B.    Sub-­‐atomic  Particles  and  Average  Atomic  Mass:  

 

 

 

 

 

 

 

 

1.  Calculate  the  average  atomic  mass,  given  the  data  for  the  naturally  occurring  

isotopes:  20Ne  (90.02%),  21Ne  (0.257%),  22Ne  (8.82%)  

  20  (0.9002)  +  21  (0.00257)  +  22  (0.0882)  

  18.004  +  0.05397  +  1.9404  =  20  g  

 

 

 

 

 

 

 

C.  Bohr  Diagrams  and  Energy  Level  Diagrams  

1.  Describe  the  three  rules  to  be  used  for  determining  electron  assignment:  

   i)  Aufbau  Principle:  Add  electrons  to  lowest  energy  level  first  

   ii)  Pauli  Exclusion  Principle:  Maximum  two  electrons  in  each  orbital  subshell  

   iii)  Hund’s  Rule:  Electrons  singly  occupy  orbitals,  as  2nd  electron  added  to  subshells  so  

that  each  electron  has  opposite  spin    

 

2.  Draw  a  Bohr  Diagram  AND  Energy  Level  Diagrams  for  the  following:  

a.  Ca               b.  F-­‐  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

D.  Electron  Configuration    

 1.  Write  ONE  rule  for  writing  the  electron  configuration  for  NEGATIVE  IONS  (anions):  

  Add  e-­‐  to  the  last  unfilled  subshell,  starting  where  the  neutral  atom  left  off  

2.    Write  TWO  rules  for  writing  the  electron  configuration  for  POSITIVE  IONS  (cations):  

  1.  E-­‐  in  the  outermost  shells  (largest  n  value)  are  removed  first  

2.  If  there  are  e-­‐  in  both  the  s  and  p  orbitals  of  the  outermost  shell,  the  e-­‐  in  the  p  

orbitals  are  removed  first  

p  before  s  before  d  

3.  The  electron  configuration  of  Cr  illustrates  an  exception  to  the  rule.  Describe  this  exception  and  why  it  exists.    

 Cr:  [Ar]  4s2  3d4  is  actually  [Ar]  4s1  3d5  

A  filled  or  exactly  half  filled  d-­‐subshell  is  especially  stable.  Because  of  this  extra  stability,  an  atom  or  ion  that  is  one  e-­‐  short  of  a  d5  or  d10  configuration  will  shift  an  e-­‐  from  the  s-­‐subshell  having  the  highest  energy  iinto  the  unfilled  d-­‐subshell.