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Química 2º bachillerato Estructura de la materia 1

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

1. Naturaleza de la materia (el átomo).2. Modelos atómicos clásicos.3. Modelo mecánico cuántico.4. Mecánica ondulatoria de Schrödinger.5. Números cuánticos.6. Orbitales atómicos.7. Configuraciones electrónicas.8. Espectros atómicos.


0. CONOCIMIENTOS PREVIOS

Los conocimientos previos que son necesariosdominar y ampliar son:

• Los átomos y su estructura.

• Las teorías atómicas.

• Los números cuánticos.

• La confuguración electrónica.


1. NATURALEZA DE LA MATERIA (EL ÁTOMO)

Los átomos son partículas infinitamentepequeñas que forman la materia.

Un elemento está constituido por átomos de lamisma clase (idénticos en masa y propiedades)y un compuesto está constituido por átomosde diferentes clases (correspondientes a loselementos que forman el compuesto).

En una reacción química los átomos no cambian,solo varían el modo como están conjugados.



El átomo está constituido por una serie departículas:

1/1840=0.00055

9,1096 10-31 kg

1

1,6725 10-27 kg

1

1,6748 10-27 kg

-1

+1

0

Partículas en el átomo SímboloCarga

eléctrica

1,602 10-19

Masa en unidades

de masa atómica

(u)

Protón

(nucleón)

Neutrón

(nucleón)

Electrón e-

p+

nº



Los números atómicos son:

• Número atómico (Z = p+):Es el número de protones en el núcleo de un elemento. Es lo que

caracteriza a un átomo de un elemento, átomos de un mismoelemento poseen el mismo número atómico (y viceversa).

Coincide con el número de electrones en un átomo neutro.

• Número másico (A = nº + p+):Es el número de nucleones (partículas que forman parte del

núcleo, número de protones más el número de neutrones en elnúcleo).

El número de neutrones (N) es la diferencia entre el número másico ynúmero atómico (N=A-Z).

XA

Z



Los átomos se relacionan como:

• Isótopos (=p+ y ≠nº):Igual número atómico pero distinto número másico. Son del

mismo elemento (=Z y ≠A). A partir de ellos y teniendo en cuentasu abundancia se calcula la masa atómica de un elemento.

• Isóbaros (=nº y ≠p+):Distinto número másico y distinto número atómico. Son de

distintos elementos (=A y ≠Z).

• Isoelectrónicos (=e-):Igual número de electrones. Pueden ser del mismo o de

distintos elementos.

EJERCICIO-EJEMPLO

Rellenar la siguiente tabla e indicar larelación de los átomos con el primero deellos:


ELEMENTO Carga Z A p+ n0 e- Relación12

6C

-4 12 6

6 7 6

-3 7 7

19 9 8

RELACIÓN DE EJERCICIOS

NÚMEROS ATÓMICOS



2. MODELOS ATÓMICOS CLÁSICOS

El modelo atómico de Rutherford está basadoen la mecánica clásica y se resume en:

•El átomo posee un núcleo (protones yneutrones) central y pequeño, con cargaeléctrica positiva y con casi toda la masa delátomo.

•Los electrones giran en órbitas circulares agrandes distancias del núcleo para no caer en él(igual las fuerzas centrípetas y eléctricas).

•El átomo es eléctricamente neutro y estáprácticamente vacío.

No explica ni que los e- no pierdan energía ycaigan ni que la energía no sea continua (explicalos espectros).



El modelo atómico de Bohr mezcla la mecánica clásica conla mecánica cuántica y fue perfeccionado posteriormentepor Sommerfeld. Se basa en los siguientes postulados:

•Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitascirculares estacionarias sin emitir energía.

•Solo son posibles las órbitas donde el electrón poseacomo momento angular un múltiplo entero de h/2π (mvr=nh/2π).

•Cuando un electrón pasa de una órbita superior a unainferior la diferencia de energía entre ambas órbitas seemite como radiación electromagnética en forma de fotón(Ei-Ef=hν) y viceversa.



Cada nivel tiene un valor permitido (y específico) de energía. Parapasar a una órbita mayor el electrón necesita absorber energía ypara pasar a una órbita menor necesita desprenderse de energía(en ambos casos lo hace mediante fotones).



Las series espectrales sonconjuntos de transicioneselectrónicas, se agrupan apartir del nivel inferior(todas las que acaban enel mismo nivel pertenecenal mismo grupo).

Ej: series espectrales delhidrógeno.


3. MODELO MECÁNICO CUÁNTICOEl modelo mecánico cuántico parte de dos principios:

•Principio de incertidumbre (o indeterminación) de Heisenberg:

Es imposible medir simultáneamente y con precisión absoluta el valor de dosvariables conjugadas.

No impide conocer la realidad del universo, sino que indica que la precisiónpara medir es limitada.

•Dualidad onda corpúsculo (principio de De Broglie):

Las ondas electromagnéticas pueden comportarse como partículas, según elfenómeno que estudiamos usamos una naturaleza u otra:

–Naturaleza ondulatoria: interferencia, difracción,…–Naturaleza corpuscular: efecto fotoeléctrico, efecto compton,…

La luz tiene una doble naturaleza (ondulatoria y corpuscular) que no se manifiestasimultáneamente.Posteriormente fue postulada al revés, las masas en movimiento se comportan comoondas.

incertidumbre de la posición

incertidumbre del impulso 4x

x

x hx p

p


3. MODELO MECÁNICO CUÁNTICO

Hay dos fenómenos experimentales que no podían ser explicados por lamecánica clásica y necesitaban de la cuántica:

•Efecto fotoeléctrico:

Al irradiar un material con fotones con una determinada longitud deonda, esta energía se utilizaba una parte como un trabajo de extracción(energía umbral) para arrancar un e- y el resto para suministrarle unaenergía cinética.

Hay un valor umbral por debajo del cual no se da este efecto.

•Efecto Compton:

Determinadas radiaciones al atravesar la materia pierden energía(aumenta su longitud de onda).


3. MODELO MECÁNICO CUÁNTICOExisten dos modelos:

• Modelo de Heisenberg:

Presenta un modelo atómico describiendo los niveles energéticos de loselectrones en términos puramente numéricos (sin esquemas ni gráficos).

Sus sistemas se denominan mecánica matricial ya que las magnitudesmecánicas (posición, velocidad,…) se representan mediante matrices.

• Modelo de Schrödinger:

Presenta el modelo atómico describiendo el electrón como una onda quevibra alrededor del núcleo (estando al mismo tiempo en todos los puntos de laórbita)

Su sistema se denomina mecánica ondulatoria.

Aunque ambos llegan a las mismas conclusiones y son equivalentesmatemáticamente, el modelo de Schrödinger es el preferido por ser másintuitivo.


4. MECÁNICA ONDULATORIA DE SCHRÖDINGER

La mecánica ondulatoria se basa en la ecuación deSchrödinger:

Al solucionar las funciones de onda (Ψ) las solucionesson funciones matemáticas que dependen de unasvariables designadas como números cuánticos.

2 2 2 2

2 2 2 2

8 mE V o

x y z h

Función de onda u orbital

Contiene información sobre la posición del electrón

2Densidad de probabilidad relativa del electrón

Probabilidad de encontrar el elctrón en un punto del espacio

E = energía totasl del electrónenergía cinética del electrón

V = energía potencial del electrónE V


5. NÚMEROS CUÁNTICOSLos números cuánticos son:

• Número cuántico principal (n = 1,2,3,…)Indica el nivel de energía del orbital (se representa con el

tamaño).

• Número cuántico secundario o azimutal (l = 0,1,2,3,…,n-1 Ξ s,p,d,f):Indica el subnivel de energía del orbital (se representa con la

forma).

• Número cuántico magnético (m = -l,…,-2,-1,0,+1,+2,..,+l):Indica la orientación espacial del orbital frente a un campo

magnético.

• Número cuántico de spin (s ó ms = -1/2,+1/2):

Indica el sentido de giro del electrón sobre sí mismo.


5. NÚMEROS CUÁNTICOS1

0 1

1 1,2 2

n

l n

l m l

s


5. NÚMEROS CUÁNTICOS

Organización de llenado de los primeros nivelesde energía de un átomo.

En un mismo nivel (n) tengo n2 orbitales posibles.


5. NÚMEROS CUÁNTICOSn l m s

1s 1 0 0 1/2

2s 2 0 0 1/2

2p 2 1 –1,0,1 1/2

3s 3 0 0 1/2

3p 3 1 –1,0,1 1/2

3d 3 2 –2, –1,0,1,2 1/2

4s 4 0 0 1/2

4p 4 1 –1,0,1 1/2

4d 4 2 –2, –1,0,1,2 1/2

4f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 1/2

EJERCICIO-EJEMPLO

Indicar cuales de las siguientes relacionesde números cuánticos es errónea y sumotivo:

a) (0,0,0,1/2)

b) (3,-2,0,-1/2)

c) (5,2,3,1/2)

d) (4,2,-1,-3/2)Química 2º bachillerato Estructura de la materia 21


NÚMEROS CUÁNTICOS



6. ORBITALES ATÓMICOS

Un orbital señala el volumen donde es más probable encontrar alelectrón. Es una representación gráfica (tridimensional) de lasolución a la ecuación de Schrödinger, es otra función.

Las soluciones a la ecuación de Schrödinger son funciones quedescriben una distribución espacial con una energíacaracterística donde es más probable encontrar el electrón (noindica ni la trayectoria ni la posición del electrón).

Hay una probabilidad del 90% de encontrar al electrón en estaregión del espacio.

El orbital indica una distribución de densidad electrónica en elespacio (los lóbulos son las zonas de mayor densidad-probabilidady el centro es nulo ya que es donde está el núcleo).



Los tipos de orbitales vienendefinidos por los númeroscuánticos n-l-m (indicandotamaño, forma y orientaciónrespectivamente).

Para caracterizar un e-necesito, además, el númerocuántico s.




El orden de energía de un orbital vienedada por la suma de los números cuánticosn+l (en casa de empate se mira solo n).

Dos orbitales con la misma energía (perodistinta m) se dice que están degeneradosy se diferencian en su orientaciónespacial.


EJERCICIO-EJEMPLO

Ordenar los siguientes conjuntos de númeroscuánticos en función de su energía:

a) (4,1,0,1/2)b) (4,3,-2,-1/2)c) (5,1,0,1/2)d) (3,2,-1,-1/2)

Indicar las diferencias y similitudes entresus orbitales.



ORBITALES


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