1.- EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS · 2020. 10. 28. · Estructura de la materia [3] - Las ondas electromagnéticas abarcan un amplio espectro que va desde la radiación gamma

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 2.- Estructura de la materia [1]

Escuelas filosóficas griegas:

Teoría atomista de Leucipo y Demócrito (siglos IV y V a.C.) introdujeron el concepto

de átomo como partícula indivisible.

Teoría de los cuatro elementos (aire, agua, tierra y fuego) y de las cuatro cualidades

(húmedo, frío, seco y caliente) de Aristóteles. Mantuvo su vigencia 2000 años, hasta

Dalton.

- La materia según Dalton (1808) es divisible, hasta llegar a la unidad más pequeña: el

átomo.

- A finales del siglo XIX surgieron hechos experimentales inexplicables por el modelo de

Dalton.

1.- EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS

1.1. a 1.3.- Tubos de descarga. Rayos catódicos. El descubrimiento del electrón. (leer)

1.4.- Modelo atómico de Thomson. (1.904)

- Al estar la materia constituida por electrones quiere decir que los átomos no son

indivisibles.

- Si en el átomo neutro existen partículas negativas también debe haber una parte positiva.

- El átomo sería una esfera de carga positiva en la cual estarían “incrustados” los

electrones (parecido a las pepitas dentro de una sandía, las pepitas serían los electrones

y la parte roja de la sandía tendría carga positiva de manera que compensase la carga de

los electrones).

- Posteriormente, en el siglo XX se descubrieron el protón y el neutrón.

1.5.- Modelo atómico de Rutherford (1.911). - Experimento: bombardeo de una lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio).

- Resultados y conclusiones: El átomo estaba prácticamente hueco (ya que la inmensa

mayoría de las partículas alfa no se desviaban) y formado por dos partes:

* Un núcleo positivo con protones, donde está casi toda la masa.

* Una corteza negativa con electrones girando a enorme distancia de él, en órbitas

circulares.


- Es un modelo similar al del movimiento de los planetas alrededor de

las estrellas.

- Supuso que deberían existir otras partículas (neutrones), para

explicar que la masa real de los núcleos era mayor que la que se

obtenía si se consideraba que solo contenía protones (los neutrones

fueron descubiertos años después por Chadwick)

- Inconvenientes o limitaciones de este modelo:

* Estaba en contradicción con las leyes de la física clásica (leyes de Maxwell), según las

cuales el electrón, al estar moviéndose, debería perder energía y su movimiento

debería ser en espiral, por tanto, al final colapsaría con el núcleo.

* No explicaba los espectros discontinuos obtenidos con átomos gaseosos.

2.- NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ.

2.1.- Naturaleza de la luz.

- Para Newton (s. XVIII) la luz era un chorro de

partículas (fotones): naturaleza corpuscular.

- Para Huygens la luz era una onda que se

comportaba como el sonido: naturaleza

ondulatoria.

- En 1.801 Young consiguió difractar la luz: debía

ser una onda, pues este fenómeno es

característico de las ondas (ver dibujo).

2.2.- Ondas. - Definición: “La propagación de un movimiento

vibratorio en la cual se transmite energía”.

- Las ondas se caracterizan por su amplitud (A),

su longitud de onda (), su frecuencia (f) y su

velocidad de propagación (v).

La frecuencia es el número de ondas por

segundo y se mide en hercios (Hz). Es inversa

a la longitud de onda:

f = v /

Para la luz y en el vacío: v = c = 3·108 m/s

2.3.- Teoría electromagnética de Maxwell. - La luz es una onda que se origina por la

vibración de un campo eléctrico y otro

magnético perpendiculares entre sí y a

la dirección de propagación.


- Las ondas electromagnéticas abarcan un amplio espectro que va desde la radiación gamma

(), de mayor frecuencia y menor longitud de onda, a las ondas de radio, de menor

frecuencia y mayor longitud de onda.

Revisar el ejercicio resuelto 1 de pág. 41.

3.- ESPECTROS ATÓMICOS.

3.1.- Espectroscopía - Newton descompuso la luz solar mediante

un prisma de vidrio y obtuvo un espectro

continuo (arco iris).

- Kirchhoff y Bunsen observaron que al

vaporizar mediante una llama muy caliente

distintas sustancias, cada una emitía luz de

distinto color. Al hacer pasar esta luz a

través de un prisma de vidrio se observaba

un espectro discontinuo (rayas de colores),

diferente para cada sustancia.

A esas temperaturas de la llama, los átomos de las sustancias están “aislados” por lo que

se trata de espectros atómicos.

Los espectros atómicos nos informan sobre la composición de la materia, nos permiten

identificar los distintos elementos, pues cada elemento tiene un espectro característico

y diferente a los de los demás.


3.2.- Tipos de espectros según el origen de la luz a estudiar - Espectro de emisión: Si tenemos un elemento gaseoso encerrado a una presión muy baja

dentro de un tubo de vidrio y lo sometemos a una descarga eléctrica de alto voltaje o a

una temperatura elevada, el gas excitado emite radiación a unas frecuencias

características y sólo a esas. Al pasar dicha radiación a través de un prisma ésta se

descompone en todas las frecuencias que la forman originando una serie de rayas de

colores sobre un fondo negro, es decir un espectro de emisión.

- Espectro de absorción: Si hacemos pasar luz blanca a través de un gas éste absorberá

ciertas frecuencias, dando lugar a un espectro de absorción, que consiste en unas rayas

negras sobre un fondo de colores.

A cada línea del espectro le corresponde una frecuencia y por tanto una energía.

Estos espectros son distintos para cada elemento por lo que se dice que son su "huella digital".

3.3.- Espectro atómico del hidrógeno - El espectro del hidrógeno es el más sencillo de todos. Balmer (en 1.885) descubrió que

las longitudes de onda de la zona visible del espectro del hidrógeno respondían a la

fórmula: 1

𝜆= 𝑅 (

1

22−

1

𝑛2) donde R = cte y n = 3, 4, 5 ...

Dándole a “n” el valor 3 se obtenía la longitud de onda de la primera línea del espectro,

dándole el valor 4 se obtenía la de la segunda línea, etc.

- Posteriormente Rydberg encontró otra expresión más general, que se correspondía con

las demás zonas del espectro (zona infrarroja, visible y ultravioleta): (RH = Cte. de Rydberg = 1,09678·107 m-1)

n1 = 1, 2, 3, 4... y n2 = 2, 3, 4 ...

Siempre n2 > n1

- Para que se diese esta relación tan precisa, en la estructura del átomo debía existir un

cierto orden. Sin embargo, nadie lograba interpretar teóricamente esta fórmula

obtenida de modo experimental

2

2

2

1

111

nnRH


4.- ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA.

A finales del siglo XIX surgieron hechos experimentales que estaban en contradicción con las

leyes clásicas de la Mecánica y del Electromagnetismo y que dieron lugar a la aparición de nuevas

teorías.

4.1.- Radiación térmica. cuerpo negro. (Leer)

4.2.- Hipótesis de Planck. - Definición: La energía no puede absorberse ni emitirse de forma continua, sino en forma

de paquetes o cuantos, cuya energía viene dada por:

E = n·h·f siendo h una constante (h = 6,63·10-34 J·s) y n = 1,2,3,4…

- Según Planck, la energía a escala atómica (y por tanto la de cada fotón) está cuantizada,

es decir que solo son posibles energías con ciertos valores, aquellos que sean múltiplos

de la unidad mínima de energía que es un cuanto (h·f). Entonces cualquier radiación

luminosa solo podría tener una energía correspondiente a uno de los siguientes valores:

hf, 2hf, 3hf, 4hf…

Por ejemplo, imaginemos una luz roja de frecuencia 4,3·1014 Hz. Un cuanto de luz roja

será el producto h·f que es 6,63·10-34 · 4,3·1014 = 2,8·10-19 J. Entonces, según Planck,

cualquier luz roja de esa frecuencia sólo puede tener como valores de energía los

múltiplos de 2,8·10-19 J, es decir: 5,6·10-19, 8,4·10-19, 11,2·10-19, 14·10-19…. y no podremos

tener luz roja de esa frecuencia con una energía de por ejemplo 7·10-19 o de 9,5·10-19 J.


5.- EL EFECTO FOTOELÉCTRICO (Leer)

6.- MODELO ATÓMICO DE BOHR

El modelo de Rutherford estaba en contradicción con la teoría electromagnética de Maxwell y

además no podía explicar el origen de los espectros discontinuos.

Bohr consigue explicar el espectro del hidrógeno aplicando al modelo de Rutherford la teoría

cuántica dada por Planck. Propuso que el átomo estaba cuantizado, es decir que los electrones

no pueden girar a cualquier distancia alrededor del núcleo (a diferencia del modelo de

Rutherford) sino en ciertas órbitas. Los electrones por tanto, sólo podrían tener ciertos valores

de energía, su energía estaría cuantizada al igual que la energía de la radiación luminosa que

propuso Planck.

6.1.- Postulados de Bohr Estas ideas Bohr las concretó en tres postulados:

1º) Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias (sin emitir ni

absorber energía). F(eléctrica) = F(centrípeta) por tanto K · e2 / r2 = m · v2 / r

2º) Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular L múltiplo

entero de h/2 L = I · = m· r2· v / r = m· v· r por tanto m· v· r = n· h / 2 (n=1, 2, 3 ...)

3º) La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite

en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck. E = Ef - Ei = h · f

- Calculo de los radios de las distintas órbitas:

Relacionando las ecuaciones de los postulados 1º y 2º y despejando “r” se obtiene:

𝒓 =ℎ2

4𝜋2𝐾𝑚𝑒2· 𝑛2 = 𝒂𝒐 · 𝒏

𝟐 (ao=cte.= 5,29·10-11m.) Por tanto “r” no puede tener cualquier valor.

Para n=1 tenemos la órbita de menor radio (estado fundamental) que es la de mínima energía. El

radio de las demás órbitas se obtiene igualmente dando a “n” los valores 2, 3, 4, etc.

Las órbitas posibles serán aquellas que estén a las distancias del núcleo: ao, 4ao, 9ao, 16ao …, es

decir las que estén a 5,29·10-11m, 2,116·10-10m, 4,761·10-10m, 8,464·10-10m … pero no a otras

distancias.

- Cálculo de la energía del electrón:

Del mismo modo que para el radio, para obtener las energías permitidas del electrón se utilizan

las ecuaciones de sus postulados y se obtiene:

𝑬𝒏 = −2𝜋2𝐾𝑚𝑒2

ℎ2𝑛2= −

𝒌

𝒏𝟐 (k = cte. = 2,18·10-18 J) Por tanto “E” no puede tener cualquier valor.

La energía para cada una de las órbitas se obtiene al ir dando valores a “n”, denominado número

cuántico principal. Las energías posibles serán –k, -k/4, -k/9, -k/16…., es decir -2,18·10-18 J,

-5,45·10-19 J, -2,42·10-19 J, -1,36·10-19 J… pero no otros valores de energía.


El signo negativo de la ecuación se debe a que se toma como nivel cero de energía aquel en que

el protón y el electrón están a una distancia infinita, y a medida que se acercan va disminuyendo.

- Cálculo de E:

Es importante notar que la diferencia de energía entre los niveles, a medida que aumenta “n”,

es cada vez menor. Es decir, la diferencia entre el nivel 3 y el 4 es menor que entre el 2 y el 3.

Aplicando la ecuación de la energía para dos valores de “n” se obtiene la ecuación de Rydberg,

con lo que el modelo teórico de Bohr coincidía con los datos experimentales para el hidrógeno.

Actividad: Calcula la longitud de onda y la frecuencia de la radiación emitida cuando el electrón pasa del

nivel 4 al nivel 2. (Datos: h=6,63·10−34 J·s, carga electrón e=-1,6·10−19 C, c=3·108 m/s.)

6.2.- Nivel fundamental de energía y niveles excitados - Para el átomo de hidrógeno el estado fundamental es el más estable o de menor energía

(n=1) y los estados de superior “n” se denominan excitados.

- La aportación más importante de Bohr es la cuantización de la energía: el electrón puede

adoptar en el átomo solamente los niveles de energía permitidos por el segundo postulado

y no cualquier nivel de energía.

- Situación cotidiana que se asemeja a este fenómeno: Energía potencial de una bola que

va cayendo por una escalera con peldaños cada vez más altos.

6.3.- Aciertos e inconvenientes del modelo de Bohr. a) Aciertos:

- Con este modelo se explicaba la

discontinuidad de los espectros atómicos

y las series de líneas que aparecían. En el

hidrógeno cada serie tiene un nombre y

viene determinada por el nivel de energía

de llegada.

- Se podían calcular las longitudes de onda

asociada a las rayas espectrales.

- Justificaba la estabilidad del átomo

mediante la existencia de órbitas

estacionarias.

- Permitía deducir los valores de los radios y

de las energías de las órbitas.

b) Limitaciones o inconvenientes:

- No podía explicar los espectros de otros átomos más complejos (átomos

polielectrónicos).

- Explicaba muy bien el espectro del hidrógeno que ofrecían los espectroscopios de la

época, pero cuando se utilizaron aparatos de mayor poder de resolución se vio que

algunas rayas eran en realidad múltiples.

- No se podía explicar que al aplicar un campo magnético cada raya se desdoblaba en

varias (efecto Zeeman).

- El segundo postulado era, si no arbitrario, al menos semiempírico (¿por qué h/2?),

mezclando ideas clásicas con ideas cuánticas.


6.4.- Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld Sommerfeld hizo una corrección al

modelo de Bohr para explicar el

desdoble de las rayas espectrales

cuando se utilizaron espectrógrafos

de mayor resolución: supuso que las

órbitas podían también ser elípticas.

Así, algunas órbitas circulares de Bohr

que se creían sencillas, en realidad eran

varias: una circular y las demás elípticas.

Esto llevó a la introducción de dos nuevos

números cuánticos para tener en cuenta la

forma y la orientación de las órbitas.

7.- MECÁNICA CUÁNTICA.

Las ideas de Schrödinger (en 1.926), junto con las aportaciones de Heisenberg y Dirac dieron

pie a lo que se conoce como Mecánica Cuántica. Esta nueva mecánica tiene su origen en la

hipótesis de De Broglie, el principio de incertidumbre y la hipótesis de Planck.

7.1.- Dualidad onda-corpúsculo para la materia. (En el libro viene después del modelo de Schrödinger)

Uno de los fallos del modelo de Bohr era que no explicaba el porqué del 2º postulado. La razón

la propuso De Broglie estableciendo una hipótesis: “Toda partícula en movimiento lleva asociada

una onda electromagnética cuya longitud de onda viene dada por la expresión: =h/m·v ”.

De esta manera, al igual que la luz, los electrones pudieran tener naturaleza dual y mostrar

características tanto de partículas como de ondas.

Teniendo en cuenta la relación entre la y la masa para el electrón y el 2º postulado: E = h · f = h · c / = h / m · v L = m·v·r = n·h / 2→·r = n·h /m·v → 2·r = n·

E = m · c2 Esta última ecuación representa la condición para que una onda sea estacionaria (la longitud de

la circunferencia tiene que ser un múltiplo de la longitud de onda). Por tanto, sólo estarían

permitidas aquellas órbitas en las cuales la “onda electrónica” fuese estacionaria (justificando

con esto el 2º postulado de Bohr). Esta hipótesis fue confirmada después por Davisson y

Germer, pues consiguieron difractar electrones en cristales (y la difracción es propia de ondas).

7.2.- Modelo de Schrödinger. Si el electrón se puede comportar como onda, al igual que cualquier onda podrá ser descrito por

una ecuación matemática llamada función de onda. Esta función, denominada ecuación de ondas,

fue propuesta por Schödinger y es la siguiente: E = Energía total permitida para el electrón

x,y,z = Coordenadas cartesianas del electrón

V = Energía potencial del electrón

m = Masa del electrón

= Función de onda. Representa la amplitud

2 2 2 2

2 2 2 2

8 ( )0

m E V

dx dy dz h


- Las incógnitas de la ecuación son E y . Existen diversas soluciones válidas, es decir diversas

funciones de onda, cada una de ellas con un valor determinado de energía.

- Al existir sólo algunas funciones de onda posibles y sólo algunos valores de energía

permitidos, surgen la cuantización del átomo y la existencia de unos pocos niveles

energéticos permitidos.

- La solución de la ecuación de ondas depende a su vez de ciertos números denominados

cuánticos.

- El cuadrado de la función de onda mide la probabilidad de encontrar al electrón en un lugar

determinado, es decir nos indica la zona de mayor probabilidad donde se está moviendo.

- Con estas ideas se desecha que el electrón esté moviéndose en órbitas circulares alrededor

del núcleo, tal como decía Bohr. A partir de ahora se cambia el término de órbita por orbital.

* Ejemplo de función de onda para el hidrógeno en estado

fundamental:

7.3.- Principio de incertidumbre o de indeterminación de Heisenberg. - Puesto que un electrón presenta a veces comportamiento ondulatorio, su posición, al igual

que le ocurre a todas las ondas, no estará definida con precisión en el espacio; es decir un

electrón no presentará límites definidos ni ocupará un lugar concreto.

- Heisenberg recogió esta idea en el principio de incertidumbre o de indeterminación (1.927):

"Es imposible conocer simultáneamente y con absoluta exactitud la cantidad de movimiento y

la posición de una partícula ".

( representa el error más probable. Si representa el error máximo

o el error medio, entonces sería x·p ≥ h ó x·p ≥ h/2 )

- Cuanto más exacta es la medida de la posición de un electrón (menor x) mayor es la

incertidumbre de su velocidad (mayor p) y viceversa, por lo cual no podremos saber con

exactitud la trayectoria de un electrón.

- Esto nos llevará a descartar la idea de un electrón girando en órbitas definidas y a velocidad

constante alrededor del núcleo, pues conoceríamos exactamente su posición y su cantidad

de movimiento, por lo que el modelo de Bohr-Sommerfeld es inviable.

- No tiene sentido hablar de órbitas para el electrón y se sustituye por el concepto de orbital:

Región del espacio donde hay una gran probabilidad de encontrar el electrón (> 90 %).

- La incertidumbre no tiene nada que ver con la exactitud de los instrumentos, está en el

propio hecho de medir. Por muy exactos que fuesen los instrumentos siempre existiría la

incertidumbre.

- A escala macroscópica el principio de incertidumbre puede ignorarse debido a que se trataría

de errores despreciables (pues “h” es muy pequeña). Sólo tiene sentido a nivel atómico.

8.- ORBITALES ATÓMICOS. NÚMEROS CUÁNTICOS.

8.1.- Modelo mecanocuántico del átomo. Orbitales atómicos. El modelo exige visualizar el átomo de modo totalmente distinto al mundo macroscópico que

vemos:

- El principio de incertidumbre nos lleva a hablar de probabilidad y no de certeza en la

4

hpx

23/2 22

1

1 2·

r e

hs

ee

h


posición y movimiento del electrón.

- Hemos de abandonar el modelo planetario de Bohr (las órbitas) al estudiar el átomo.

- Hablamos ahora de nube de carga negativa o nube de probabilidad al referirnos al

electrón, que será más densa cuanto mayor sea la probabilidad de encontrar al electrón

en esa zona.

- Introducimos el concepto de orbital: Matemáticamente es una función de onda que surge

de la ecuación de Schrödinger. Físicamente es una superficie imaginaria dentro de la que

existe una elevada probabilidad (mayor del 90 %) de encontrar al electrón

8.2.- Números cuánticos. Cada orbital se caracteriza por una energía característica que se obtiene de la ecuación de

Schrödinger, que viene dada por tres números cuánticos: n, l y ml

- El número cuántico principal (n):

* Indica el nivel de energía o la capa electrónica del orbital. A mayor “n” más energía

tiene.

* Representa el volumen o tamaño del orbital: cuanto mayor es, más grande es el orbital.

* Sus valores posibles son:

n = 1, 2, 3, 4, 5 ...

* Su valor numérico nos indica cuantos subniveles de energía hay en cada nivel energético.

- El número cuántico secundario o del momento angular (l)

* Indica el subnivel de energía o subcapa electrónica a la que pertenece el orbital.

* Representa la forma o tipo de orbital: s (l = 1), p (l = 2), d (l = 3), f (l = 4).

[Estas letras vienen del distinto aspecto que presentaban sus líneas espectrales: sharp (definida),

principal, difusa y fundamental.]

* Sus valores posibles son los enteros que van desde 0 hasta n-1:

l = 0, 1, 2… (n-1)

* Nos indica el número de orbitales que hay en cada subnivel: Nº de orbitales = 2l + 1

- El número cuántico magnético (ml)

* Indica la orientación en el espacio del orbital.

* Sus valores posibles son los enteros comprendidos entre -l hasta +l , pasando por el 0:

ml = -l … 0 …+l

Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l poseen la misma energía y se dice que son

degenerados. Son orbitales que están en la misma capa y subcapa.

Estos 3 números cuánticos describen perfectamente a cualquier orbital. Pero para poder

describir o definir un electrón se necesita otro número cuántico nuevo:

- El número cuántico de espín (ms)

* Va asociado al campo magnético que crea el electrón al girar.

* Indica el sentido de giro del electrón sobre sí mismo.

* Sus posibles valores son -1/2 y +1/2. ms = ½

(Hacer actividad 3 de pág. 62 del libro)


8.3.- Tipos y distribución de los orbitales (No viene en el libro)

De los valores permitidos de los números cuánticos podemos deducir tal distribución.

De esta tabla podemos resaltar:

- Cada capa electrónica o nivel energético contiene varias subcapas o subniveles con diferentes

tipos de orbitales. Así, la capa 1 tiene un solo tipo de orbital, la capa 2 tiene dos tipos, la 3

tiene 3 tipos, etc.

- En cada subcapa o subnivel habrá tantos orbitales como valores posibles tenga el número

cuántico ml. Así, para la subcapa l = 2 hay tres posibles valores de ml (-1, 0 y +1), por tanto

contendrá tres orbitales.

- Cada nivel energético tiene los mismos subniveles que el nivel anterior más uno nuevo. Además,

el número total de orbitales que tiene cada nivel viene dado por n2. Por eso el nivel 3 tiene 9

orbitales.

CAPA

Valor de

"n"

SUBCAPA

Valor de

"l"

Tipo de

orbitales

Valor de

"ml "

Nombre del

orbital

Número de

orbitales

Primera (K) 1 Primera 0 s 0 1s 1

Primera 0 s 0 2s 1

Segunda 2 -1 2px

(L) Segunda 1 p 0 2py 3

1 2pz

Primera 0 s 0 3s 1

-1 3px

Segunda 1 p 0 3py 3

1 3pz

Tercera 3 -2 3dxy

(M) -1 3dxz

Tercera 2 d 0 3dyz 5

1 3dx2-y2

2 3dz2

Primera 0 s 0 4s 1

-1 4px

Segunda 1 p 0 4py 3

1 4pz

-2 4dxy

-1 4dxz

Tercera 2 d 0 4dyz 5

1 4dx2-y2

Cuarta 4 2 4dz2

(N) -3 4f

-2 4f

-1 4f

Cuarta 3 f 0 4f 7

1 4f

2 4f

3 4f


La distribución de los diferentes orbitales alrededor

del núcleo atómico sería más o menos como el dibujo de

la derecha. En él están representados desde el orbital

1s hasta los 3p, es decir la capa 1 y 2 completa y de la

capa 3 solo las subcapas 3s y 3p (faltaría la 3d).

8.4.- Forma y tamaño de los orbitales atómicos. La forma de los orbitales viene determinada por el

número cuántico secundario (l).

Valor de "l" Tipo de orbital Forma 0 s Esférica

1 p Dos lóbulos

2 d Cuatro lóbulos

3 f Ocho lóbulos

Veamos diversas formas de representar los orbitales (ejemplo: orbital 2p):

2

distancia

2

distancia

50%

99%

El volumen o tamaño de los orbitales lo determina el número cuántico principal (n):

El número cuántico magnético (ml) nos indica la orientación espacial del orbital:

(Hacer actividades 1 y 2 de pág. 60 del libro)

8.5.- Energía de los orbitales atómicos. En el átomo de hidrógeno la energía de los orbitales sólo depende de “n”, pues

𝑬𝒏 = −𝒌

𝒏𝟐

. Esto es lo mismo que decir que no existen subniveles para el caso del hidrógeno.


Sin embargo, en los átomos polielectrónicos,

existen repulsiones entre electrones, lo

cual provoca que dentro de una capa existan

distintos niveles energéticos y por tanto los

electrones tienen distinta energía según el

orbital en que se hallen. Estas repulsiones

explican también los solapamientos que se

producen entre subniveles de distintas

capas (por ejemplo: 4s tiene menos energía

que 3d).

Por tanto en los átomos multielectrónicos la

energía de los orbitales depende no solo

de “n” sino también (aunque en menor

medida) de “l ”.

Todos los orbitales de un mismo subnivel tienen igual “n” y “l” por lo que tendrán el mismo valor

de la energía; se dice que están degenerados. Ejemplo: los tres orbitales 4p están degenerados

o los cinco orbitales 3d.

Ahora bien, cuando se somete un átomo a un campo magnético intenso, se produce un

desdoblamiento de orbitales y éstos adoptan diferentes orientaciones, lo cual origina

diferentes energías de unos con respecto a otros dentro del mismo subnivel (dejan de ser

degenerados), es lo que se denomina efecto Zeeman.

* Aclaración importante: Los orbitales no existen por sí mismos, es decir los electrones no

"están" en un orbital. El orbital no es un hueco donde se alojan los electrones. El orbital es la

zona donde se encuentra con mucha probabilidad el electrón, si no hay electrón no existe el

orbital. Quien tiene energía no es el orbital sino el electrón que da “forma” a ese orbital.

Frecuentemente se utilizan términos como “salto de un orbital a otro”, “orbital vacío”, etc. que

suelen producir confusión al respecto.

8.6.- Configuraciones electrónicas (Contiene cambios con respecto al libro)

Para conocer cómo se distribuyen los electrones, es decir la configuración electrónica de los

átomos, hemos de tener en cuenta tres principios:

a) Principio de construcción progresiva o regla “n+l “

"Los electrones ocupan los orbitales en orden creciente de energía".

La secuencia de ocupación viene determinada por el diagrama de

Moeller (diagrama de la derecha) o por la regla de n+l, quedando

así:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f ...

- Si todos los electrones se encuentran siguiendo este orden

decimos que el átomo está en su estado fundamental. Si el átomo

recibe energía, algunos de sus electrones pueden saltar a

orbitales de mayor energía y se dice que el átomo está en un

estado excitado.

3s

4s

5s

3p

4p

5p

3d

4d

5d

4f

5f

6s

7s

6p

7p

6d

1s

2s 2p


- Configuración electrónica de iones:

En estos casos hay que sumar (si son aniones) o restar (si son cationes) electrones respecto al

átomo neutro. Por ejemplo O2- y Na+ serán:

O (Z=8): 1s22s22p4 → O2-(10 e-): 1s22s22p6 Na (Z=11): 1s22s22p63s1 → Na+(10 e-): 1s22s22p6

Aunque O2- tiene igual configuración que Na+, y por tanto los mismos electrones, ambas especies

no son iguales pues O2- tiene 3 protones menos que Na+ (tienen distinto Z).

- Cuando los metales de transición pierden electrones lo hacen primero los más externos, por

lo que pierden primero los electrones “s” de la capa de valencia que los “d” de la capa anterior.

Es decir, el orden de “llenado” de orbitales es de menos a más energía, pero el orden de

“vaciado” es de más externo a más interno.

Ejemplo de los iones del hierro: Fe(Z=26): 1s22s22p63s23p64s23d6

Fe2+(Z=26): 1s22s22p63s23p63d6 (Se han perdido los dos electrones 4s)

Fe+3(Z=26): 1s22s22p63s23p63d5 (Se ha perdido un electron 3d)

b) Principio de exclusión de Pauli.

"En un mismo átomo no pueden

existir dos electrones con los valores

de los cuatro números cuánticos

iguales".

Como consecuencia, en cada orbital

podrá haber como máximo dos

electrones, que tendrán espines

contrarios (apareados).

c) Principio de máxima multiplicidad de Hund.

"Si en un mismo subnivel hay disponibles varios orbitales, los

electrones se colocan de modo que ocupan el mayor número de ellos

y, además, con espines paralelos (iguales)".

En la figura de la derecha podemos ver situaciones permitidas y no

permitidas.

Ejemplo concreto: La distribución para el nitrógeno (Z=7), cuya configuración es 1s22s22p3

podría ser una de estas cuatro:

a) b) 1s22s22px1py

1pz1

b) d) 1s22s22px2py

1pz0

c) 1s22s22px0py

2pz1

d) 1s22s22px1py

0pz2

La correcta es solo la a) .

Otras consideraciones respecto a la configuración electrónica:

* Excepciones: Estabilidad adicional de un subnivel lleno o semilleno

Se presenta en algunos elementos de transición y de transición interna. Cuando los orbitales

“d” están llenos (10 e-) o semillenos (5 e-) son especialmente estables. Por ello las

Capa Subcapa Nº orbitales

Nº electrones

en cada

subcapa

Total

electrones

en cada capa

1 (K) s 1 2 2 2 (L) s 1 2 8

p 3 6 s 1 2

3 (M) p 3 6 18 d 5 10

s 1 2 4 (N) p 3 6 32

d 5 10

f 7 14


configuraciones que deberían terminar en d4 o en d9 según las reglas anteriores, realmente

terminan en d5 y d10, respectivamente. Son los casos de Cr, Mo, Cu, Ag y Au.

Cr (Z=24): Debería ser 1s22s22p63s23p64s23d4 sin embargo es 1s22s22p63s23p64s13d5

Ag (Z=47): Debería ser 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9 sin embargo termina en ...5s14d10

* Diamagnetismo y paramagnetismo:

- Sustancia paramagnética: Tiene electrones desapareados y es

atraída débilmente por campos magnéticos. Ejemplo: O(Z=8):

1s22s22px2py

1pz1

- Sustancia diamagnética: No tiene electrones desapareados. No

presenta propiedades magnéticas. Ejemplo: Ne(Z=10): 1s22s22px2py

2pz2

* Electrón diferenciador:

Al ir pasando de un elemento al siguiente en la tabla periódica éste último tiene un electrón de

más que el anterior. Este último electrón que entra en un átomo y que lo diferencia del átomo

anterior se llamado electrón diferenciador.

* Configuración electrónica “agrupada”:

Se trata de una ordenación por niveles y subniveles pero no por energía.

Ejemplo: Sn(Z=50):1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2

La configuración agrupada sería 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p6d10 5s2p2

* Configuración electrónica “simplificada”:

Se sustituye la primera parte de la configuración del átomo por el símbolo entre corchetes del

gas noble que le precede. Se suele utilizar en elementos con alto Z.

Ejemplo: Sn(Z=50): 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2

La configuración simplificada se escribe como [Kr]5s24d105p2

(Hacer actividades 4, 5 y 6 de pág. 62 del libro)

9.- PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: ORIGEN DEL UNIVERSO.

9.1.- Partículas subatómicas. Partículas elementales. Partículas elementales o fundamentales son aquellas que no tienen estructura interna, es decir

no están compuestas por otras partículas.

Las partículas subatómicas son aquellas que tienen un tamaño menor a un átomo (pueden ser

elementales o no).

El modelo estándar intenta explicar toda la materia y todas las fuerzas existentes en el

universo, excepto la gravedad.

La clasificación de partículas según el modelo estándar la tenemos en el esquema siguiente.


Las características de las partículas fundamentales están resumidas en el siguiente cuadro:


9.2.- Origen del universo. La teoría que lo explica es el “Big Bang” o teoría de la “Gran Explosión”.

Supone que hace unos 14000 millones de años, de una singularidad espacio-temporal (un punto

con una temperatura de 1032 K y con un diámetro de 10-35 m, es decir con una densidad casi

infinita y un volumen casi nulo) emerge toda la materia mediante una gran explosión, la cual hace

que se expanda muy rápidamente y en todas direcciones creando todo el universo.

Así se explica que actualmente todo el universo se esté expandiendo.

El proceso seguido fue el siguiente:

* Al principio las partículas fundamentales adquieren masa en su interacción con el campo de

Higgs, gracias al bosón de Higgs, convirtiéndose en un plasma de partículas y

antipartículas.

* Conforme se va enfriando se van formando los hadrones (entre ellos los protones y

neutrones) a partir de quarks y gluones.

* A continuación se van formando los núcleos atómicos por combinación de protones y

neutrones.

* En la siguiente etapa los electrones son retenidos por los núcleos y se forman los átomos.

* Después los átonos de hidrógeno y helio se unen por atracción gravitatoria y forman las

estrellas y galaxias, dentro de las cuales dichos átomos se fusionan y van dando lugar a

los otros átomos más pesados.

Vídeos sobre el modelo estándar:

https://www.youtube.com/watch?v=YlhR9Bzbfys (en español)

https://www.youtube.com/watch?v=I3jtzXr69GY (en inglés, con subtítulos en español)

https://www.youtube.com/watch?v=YlhR9Bzbfys

https://www.youtube.com/watch?v=I3jtzXr69GY



Actividades del Tema 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Del libro: Páginas: 68 y 69. Números: 7, 10, 27, 28, 30 , 31 y 32.

1.- Escribe los números cuánticos para cada uno de los electrones del átomo de nitrógeno.

2.- ¿Cuántos electrones pueden ocupar los orbitales del tercer nivel energético?. Indica la solución en

forma de diagrama.

3.- Escribe las configuraciones electrónicas del estado fundamental de las siguientes especies:

Al, Al3+, S2-, Ag, Zn, Cd2+, Br, Cu+, Cu2+y Rb.

Indica cuáles son diamagnéticas y cuáles paramagnéticas.

4.- Dados los átomos de oxígeno, níquel y cinc indica para cada uno de ellos una posible combinación

válida de números cuánticos para su electrón diferenciador.

5.- Razona si las siguientes configuraciones electrónicas, todas ellas para átomos neutros, corresponden al

estado fundamental, a un estado excitado o si no son posibles:

a) 2s1 b) 1s3 2s1p1 c) 1s2 2s1p1 d) 1s2 2s1p6 3s2d2

6.- El ion dipositivo de un elemento tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2p63s2p6d9

Escribe la configuración electrónica del átomo neutro en su estado fundamental.

7.- Dadas las configuraciones electrónicas:

A: 1s2 3s1 ; B: 1s2 2s3 ; C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ; D: 1s2 2s2 2p x22p y

02p z0

Indique razonadamente:

a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.

b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.

c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.

8.- Dadas las especies químicas Ne y O2−, razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Ambas especies son isoelectrónicas.

b) Ambas especies poseen el mismo número de electrones desapareados.

c) Ambas especies poseen el mismo número de protones.

9.- a) ¿Qué significado tiene el número cuántico secundario “l”?.

b) ¿Cuántos electrones puede ocupar la capa L (n=2) de un átomo?.

c) ¿Cuántos electrones pueden existir en un mismo átomo con n=4 y l=3?.

d) ¿Cuántos orbitales forman la tercera capa de un átomo?.

10.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros:

X: 1s22s

2p

63s

2p

6 Y: 1s

22s

2p

63s

2p

54s

1 Z: 1s

22s

2p

4

Justificar la validez o falsedad de las siguientes proposiciones:

a) La configuración de Y corresponde a un átomo de potasio.

b) Para pasar de X a Y se necesita aportar energía.

c) El electrón diferenciador de Z puede tener de números cuánticos (2,1,0,-½)

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1.- EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS · 2020. 10. 28. · Estructura de la materia [3] - Las ondas electromagnéticas abarcan un amplio espectro que va desde la radiación gamma