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QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 6 Pág 1

UNIDAD 6

LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Características básicas de las ondas.

Estructura del átomo. Hechos experimentales.

Espectros de emisión y absorción.

Teoría cuántica de Planck.

El tubo de rayos catódicos. El electrón.

Rayos anódicos. El protón.

Radiactividad.

Descubrimiento del neutrón.

El núcleo atómico.

Modelo atómico de Thomson.

Modelo atómico de Rutherford.

Ley de Moseley. El nº atómico Z

La corteza electrónica.

El espectro de emisión del hidrógeno.

Series espectrales. Fórmula de Rydberg.

Teoría de Bohr.

Postulados.

Radio de las órbitas.

Energía de las órbitas.

Modelo atómico de Sommerfeld.

Números cuánticos.

Principio de exclusión de Pauli.

Teoría atómica actual. Modelo mecano-cuántico.

Dualidad onda-corpúsculo.

Ecuación de De Broglie.

Principio de incertidumbre de Heisenberg.

Ecuación de onda de Schrödinger.

Orbital atómico.

Forma de los orbitales.

Átomos polielectrónicos.

Configuraciones electrónicas.

Regla de Hund.

Átomos con salto electrónico.

Estado fundamental y estados excitados.

Clasificación periódica de los elementos.

Antecedentes históricos.

Sistema periódico actual.

Elementos representativos.

Metales de transición.

Metales de transición interna.

Propiedades periódicas.

Radio atómico.

Energía de ionización.

Afinidad electrónica.

Electronegatividad.

Escala de Pauling.

Valencia y número de oxidación. Iones más estables

Metales y no metales.

OBJETIVOS

Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz de:

Comprender el significado de los espectros atómicos y la importancia que han tenido en el desarrollo de los modelos atómicos.

Conocer la totalidad del espectro electromagnético y como aumenta o disminuye la frecuencia, la longitud de onda y el número de ondas para cada tipo de radiación.

Conocer y situar históricamente los distintos experimentos que llevaron al descubrimiento de las partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones).

Enunciar los postulados fundamentales de los modelos clásicos: Thomson, Rutherford y Bohr.

Determinar, a partir del número cuántico n, el radio de las órbitas de Bohr, la energía asociada a cada órbita y la frecuencia de los fotones emitidos en cada una de las posibles transiciones, colocando éstas en su zona correspondiente del espectro. Identificar las series espectrales del átomo de hidrógeno.

Explicar el origen y significado de los cuatro números cuánticos.

Conocer los límites de los modelos clásicos de la estructura atómica y estimar los hechos que dieron lugar al modelo mecano-cuántico actual.

Definir el concepto de orbital. Conocer la forma y orientación de los orbitales tipo s y p.

Asociar los números cuánticos a los posibles orbitales.

Determinar la estructura electrónica de cualquier átomo o ión.

Conocer la situación de todos los elementos representativos y la primera fila de los elementos de transición.

Justificar el Sistema Periódico basándose en la estructura electrónica de los átomos de los distintos grupos. Situar un elemento a partir de su configuración electrónica.

Comprender el significado de las propiedades periódicas y explicar su variación general en el Sistema Periódico.

Comparar el valor de las EI, AE, radios atómicos y EN de distintos elementos tomando como criterio la localización de los mismos en el S.P.

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EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO Utilizando los datos de la siguiente tabla, calcula las frecuencias y dibuja los intervalos de las diferentes radiaciones en el gráfico que está debajo de ésta:

Zona Longitud de onda m Frecuencia en Hz

Radiofrecuencia > 0’1 < 3.109

Microondas 0’1 a 10-3 3.109 a 3.1011

Infrarrojo 10-3 a 7,8.10-7

Visible 7,8.10-7 a 3,8.10-7

Ultravioleta 3,8.10-7 a 10-9

Rayos X 10-9 a 10-11

Rayos < 10-11

Frecuencia Hz

103 104 105 106 107 108 109 1010 1011 1012 1013 1014 1015 1016 1017 1018 1019 1020 1021 1022

EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO. TEORÍA DE BORH.

En 1913, el físico danés Niels Borh propuso un modelo de átomo que trataba de explicar las líneas que se observaban en el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno. Dos importantes conclusiones de esta teoría son las siguientes: 1ª Los radios de las órbitas en el átomo de hidrógeno están cuantizados. Esto significa que no

pueden tomar cualquier valor, sino que este vale rn = 0,529.10–10 n2 m, siendo n = 1,2,3,4... los valores del número cuántico principal. Representa a escala estos valores, en la línea de la

izquierda, tomando 1cm = 0,529.10–10 m = 0,529 Å. 2ª Los valores de la energía del electrón en cada órbita también están cuantizados. Estos son:

eVn

6,13E

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

(1 eV = 1,602. 10–19 J) Calcula los valores de la energía para los 6 primeros niveles (en eV):

E1 = E2 = E3 = E4 = E5 = E6 =

La energía total del electrón en una órbita es la suma de sus energías cinética y potencial electrostática. Esta es mínima en el nivel n = 1, aumenta al subir a los niveles n = 2,3,4… y es máxima cuando el electrón está fuera del átomo, en el nivel n = ∞.

Por convenio, a la energía máxima (n =∞) se le asigna el valor 0, y al resto de niveles, cuya energía es siempre menor, se les asigna un valor negativo, cuyo valor absoluto aumenta a medida que la capa está mas cerca del núcleo. En todo caso lo interesante es conocer la diferencia de energía entre dos niveles cualesquiera y saber que esta energía siempre aumenta al subir de nivel.

La energía del primer nivel, con signo positivo, se corresponde con el valor de la 1ª energía de ionización. En el caso del átomo de hidrógeno, ésta vale E.I. = 13,6 eV y representa la energía necesaria para sacar el electrón del átomo y convertirlo en el ión positivo H+.

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Si se representan a escala estos niveles de energía el nivel superior (n = ∞) corresponde a la energía E∞ = 0 y el nivel inferior, 13,6 eV más abajo, a la energía del nivel 1, (n = 1), E1 = –13,6 eV. Entre estos valores se encuentran todos los demás.

n = ∞ E∞= 0

En el gráfico están representados los 6 primeros niveles de energía, (E1 a E6) tomando como escala en el eje vertical 1 cm = 1 eV.

Sabiendo que las líneas de los espectros

corresponden a saltos de electrones excitados desde los niveles superiores a los inferiores, representa todos los saltos que puedas (con flechas hacia abajo) entre los seis niveles.

Según la teoría de Planck, cada transición da

lugar a una emisión de radiación que a su vez se visualiza mediante una raya en el espectro de emisión. La frecuencia de esta radiación se calcula por la fórmula:

E = h

E = diferencia de energía entre los niveles h = constante de Planck = 6,626.10–34 J.s = frecuencia de la radiación Hz Ejemplo:

Cálculo de la frecuencia correspondiente a la transición n = 2 a n = 1:

.V.UalecorrespondHz10.5,2

eV

J10.602,1.

s.J10.626,6

eV)6,13(4,3

h

EE

15

1934

1221

n = 1 E1 = –13,6 eV

Calcula todas las frecuencias siguientes y determina a que zona del espectro corresponden.

21 32 43 54 65

31 42 53 64

41 52 63

51 62

61

¿Reconoces las series?

ACTIVIDADES

1 El sonido se propaga en el aire a 20ºC a 340 m.s–1. ¿Qué longitud avanza la onda en 5 s?. ¿Qué longitud de onda corresponde a un sonido de 20 Hz?. ¿Y de 12000 Hz?.

2 ¿Qué energía se necesita para separar un electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental?. Dar el resultado en Julios.

3 ¿Quién tiene mayor frecuencia, la luz roja o la azul?. ¿Cuál de las dos tiene mayor longitud de onda?. Busca los 4 valores.

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LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. Cada cuadrado representa un orbital, donde caben dos electrones con el spin opuesto (+½, -½).

PRINCIPAL SECUNDARIO l MAGNÉTICO ml SPIN ms

n 0 ...... n – 1 – l ... 0 ... l ½, -½

1, 2, 3, ... 1→ Menor

energía

(más cerca del núcleo)

n → Mayor

energía

BOHR-SOMMERFELD

Forma de las órbitas

0 1 2 3

Modelo actual:

ORBITALES ELECTRÓNICOS

s p d f

BOHR-SOMMERFELD: Orientación de las órbitas en el espacio Modelo actual de ORBITALES ELECTRÓNICOS: Forma y orientación de los orbitales

Giro del electrón

0

0

0 1–1

0

0 1–1

0 1 2–1–2

0

0 1–1

0 1 2–1–2

0 1 2 3–1–2–3

s

s

p

s

p

d

s

p

d

f

0

0

1

0

1

2

0

1

2

3

1

2

4

3

n l

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RESUMEN DE LOS VALORES DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

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Energía de ionización (kJ/mol) number symbol name 1st 2nd 3rd 4th 5th 6th 7th 8th 9th 10th

1 H hydrogen 1312.0

2 He helium 2372.3 5250.5

3 Li lithium 520.2 7298.1 11815.0

4 Be beryllium 899.5 1757.1 14848.7 21006.6

5 B boron 800.6 2427.1 3659.7 25025.8 32826.7

6 C carbon 1086.5 2352.6 4620.5 6222.7 37831 47277.0

7 N nitrogen 1402.3 2856 4578.1 7475.0 9444.9 53266.6 64360

8 O oxygen 1313.9 3388.3 5300.5 7469.2 10989.5 13326.5 71330 84078.0

9 F fluorine 1681.0 3374.2 6050.4 8407.7 11022.7 15164.1 17868 92038.1 106434.3

10 Ne neon 2080.7 3952.3 6122 9371 12177 15238 19999.0 23069.5 115379.5 131432

11 Na sodium 495.8 4562 6910.3 9543 13354 16613 20117 25496 28932 141362

12 Mg magnesium 737.7 1450.7 7732.7 10542.5 13630 18020 21711 25661 31653 35458

13 Al aluminium 577.5 1816.7 2744.8 11577 14842 18379 23326 27465 31853 38473

14 Si silicon 786.5 1577.1 3231.6 4355.5 16091 19805 23780 29287 33878 38726

15 P phosphorus 1011.8 1907 2914.1 4963.6 6273.9 21267 25431 29872 35905 40950

16 S sulfur 999.6 2252 3357 4556 7004.3 8495.8 27107 31719 36621 43177

17 Cl chlorine 1251.2 2298 3822 5158.6 6542 9362 11018 33604 38600 43961

18 Ar argon 1520.6 2665.8 3931 5771 7238 8781 11995 13842 40760 46186

�

�

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Electronegatividad de los elementos. Escala de Pauling.

Periodic table of electronegativity using the Pauling scale

Group → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Period

1

H 2.20

He

2

Li 0.98

Be 1.57

B2.04

C 2.55

N 3.04

O 3.44

F3.98

Ne

3

Na 0.93

Mg 1.31

Al1.61

Si 1.90

P 2.19

S 2.58

Cl3.16

Ar

4

K 0.82

Ca 1.00

Sc1.36

Ti 1.54

V 1.63

Cr1.66

Mn1.55

Fe1.83

Co1.88

Ni1.91

Cu1.90

Zn1.65

Ga1.81

Ge 2.01

As 2.18

Se 2.55

Br2.96

Kr3.00

5

Rb 0.82

Sr 0.95

Y1.22

Zr 1.33

Nb 1.6

Mo2.16

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.28

Pd2.20

Ag1.93

Cd1.69

In1.78

Sn 1.96

Sb 2.05

Te 2.1

I 2.66

Xe2.60

6

Cs 0.79

Ba 0.89

*

Hf 1.3

Ta 1.5

W2.36

Re1.9

Os2.2

Ir2.20

Pt2.28

Au2.54

Hg2.00

Tl1.62

Pb 1.87

Bi 2.02

Po 2.0

At2.2

Rn2.2

7

Fr 0.7

Ra 0.9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

* Lanthanoids La1.1

Ce 1.12

Pr 1.13

Nd1.14

Pm1.13

Sm1.17

Eu1.2

Gd1.2

Tb1.1

Dy1.22

Ho1.23

Er 1.24

Tm 1.25

Yb 1.1

Lu1.27

** Actinoids Ac1.1

Th 1.3

Pa 1.5

U1.38

Np1.36

Pu1.28

Am1.13

Cm1.28

Bk1.3

Cf1.3

Es1.3

Fm 1.3

Md 1.3

No 1.3

Lr1.3

Values are given for the elements in their most common and stable oxidation states.

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Grupo 1 A 2 A 3 A 4 A 5 A 6 A 7 A 8 A

Período

1

2

3

4

Tabla I

Cada una de las letras del alfabeto, desde la A hasta la Z han sido asignadas a un elemento de la tabla periódica. No existe ninguna correlación entre la letra asignada y el símbolo químico del elemento.

Debes identificar a qué elemento corresponde cada letra. Para ello tienes a continuación una serie de datos experimentales y de pistas que pueden serte útiles.

En cada una de las casillas de la tabla I debes colocar la letra que correponde a cada elemento. Completa asimismo la tabla II, escribiendo en cada casilla el elemento y el número atómico que correponde.

DATOS EXPERIMENTALES Y PISTAS A TENER EN CUENTA

1. Los elementos forman los siguientes grupos: (el orden es aleatorio)

CFT DGLZ JNV BMS

QXY POE IAH UKWR

2. Los números de oxidación de H son +4 y –4.

3. Los elementos A y B forman el gas responsable del efecto invernadero.

4. G es un gas noble.

5. U es un metal alcalino.

6. E tiene 5 electrones en su última capa.

A B C D E F G H I

J K L M N O P Q R

S T U V W X Y Z

Tabla II

7. N tiene 2 electrones en la última capa.

8. T tiene una configuración electrónica 4s2 4p1.

9. Q es un halógeno.

10. F es el elemento de la familia con menor masa atómica.

11. Con C se fabrican cuadros de bicicletas porque es un metal muy ligero.

12. I tiene mayor masa atómica que H.

13. B se combina con casi todos los elementos y es el gas que produce las combustiones.

14. A la temperatura ambiente, Y es líquido, mientras que Q es un gas.

15. X hierve a menor temperatura que Q.

16. La densidad de R es menor que la de K.

17. W es un gas.

18. El átomo Z posee 2 neutrones.

19. D contiene 10 protones.

20. Los electrones del átomo G están distribuidos en tres niveles de energía.

21. L tiene la mayor temperatura de ebullición de todo su grupo.

22. Los electrones de O están distribuidos en dos niveles.

23. Con E se fabrican abonos y además arde muy bien.

24. S forma un mineral llamado pirita.

25. El sulfato de V se utiliza para fabricar tizas.

26. J es un metal que puede arder en el aire.

27. La sal UQ cristaliza en el sistema cúbico.

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Elabora una tabla periódica.

Debes ser capaz de hacerlo de memoria.

En parte superior coloca el número y la letra de cada grupo.

A la izquierda de la tabla coloca el número del período.

Coloca los símbolos en cada casilla.

Coloca los correspondientes números atómicos. En la casilla del lantano debes avanzar 14 números (lantánidos)

Ten en cuenta que en los exámenes no vas a poder disponer de la tabla periódica y debes ser capaz de conocer el período y grupo al que pertenece cada elemento, así como su número atómico.

La cuadrícula deberás construirla a mano y con cierta rapidez, para no perder tiempo en los examenes.

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U.D. 6 LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIÓDICO.

En ninguno de los ejercicios de esta hoja ni del libro se puede consultar el S.P.

ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Calcula la frecuencia y el número de ondas de una radiación cuya longitud de onda

es 850 Å. ¿A qué zona del espectro corresponde esta radiación?. S: 3,53 .1015 s–1; 1,17.107 m–1; U.V.

2. Un fotón de luz verde tiene una longitud de onda de 5,4.10–5 cm. Calcula la energía de un mol de estos fotones, expresándola en J y en eV.

S: 2,2.105 J; 1,38.1024 eV.


3. Se tienen 22,13 g de cloro que ejercen una presión de 1,5 atm encerrados en un recipiente de 5 l a 20 ºC. Sabiendo que el cloro está formado por isótopos de números másicos 35 y 37, indica la abundancia natural de cada uno.

S: 77,7%; 22,3%. 4. El electrón de un átomo se encuentra en el estado excitado E2, cuya energía es E2

= −3,4 eV. Ocurre una transición hasta el estado fundamental E1 = −13,6 eV y se emite un fotón. Calcula el nº de onda de la radiación emitida. S: 8’19 . 106 m−1


5. Un electrón se mueve a la velocidad de 6.107 m/s. Sabiendo que la masa del electrón es 9,1.10−31 kg, calcula su longitud de onda asociada.

S: 1’21.10−11 m 6. Un astronauta de 80 kg de masa en camino hacia la estación espacial se mueve

con una velocidad de 4500 m/s. Calcula su longitud de onda asociada. S: 1’84.10−39 m 7. Indica cuales de los siguientes grupos de tres valores, correspondientes a los

números cuánticos ( n, l, ml) están o no permitidos:

a) (3, −1, 1)

b) (3, 1, 1)

c) (1, 1, 3)

d) (5, 3, −3)

e) (0, 0, 0)

f) (4, 2, 0)

g) (7, 7, 2) 8. ¿Por qué existen 7 clases de orbitales f? 9. ¿Es posible que en un mismo orbital sus dos electrones tengan los espines de la

forma siguiente: ?


10. ¿Qué combinaciones de números cuánticos pueden corresponder a un electrón de notación 4d9?

11. Identifica los números cuánticos correspondientes al electrón diferenciador de un

átomo de fósforo, cuyo número atómico es 15. 12 Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de los siguientes

elementos utilizando la configuración del gas noble anterior: Na, Ca, Se, Bi.


13. Indica el número de electrones desapareados en el estado fundamental de los siguientes átomos:

a) C b) F c) Ne d) Cr (este último átomo tiene un salto electrónico) 14. El silicio tiene de número atómico Z = 14. a) Escribe su configuración electrónica. Utiliza el gas noble anterior. b) Determina los números cuánticos de cada uno de los electrones de su orbital

más externo. 15. Teniendo en cuenta que los valores de los números cuánticos de un electrón son

(n, l, ml, ms) escribe el tipo de orbital de los dos electrones siguientes: (3,1,1,+1/2) y (2,0,0,−1/2).


16. Escribe las configuraciones electrónicas en el estado fundamental de cada uno de los iones (el último utilizando la configuración del gas noble anterior):

P−3 Se−2 Sr+2 Pb+2 17. Especifica si las siguientes configuraciones electrónicas, todas ellas de átomos

neutros, corresponden al estado fundamental, a un estado excitado estable o inestable, o si no son posibles. Escribe en todos los casos, la configuración en el estado fundamental.

a) 2s1

b) 1s1 2s1

c) 1s2 2s2 2p1

d) 1s2 2s1 2p3

e) 1s3 2s1 2p1

f) 1s2 2s1 2p6 3s2 3p2

g) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d3 18. Un ión X+2 de un determinado elemento, tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8. ¿De qué elemento se trata? Escribe su configuración electrónica en su estado

fundamental.


SISTEMA PERIÓDICO

1. Las primeras energías de ionización (en eV/átomo) para una serie de átomos consecutivos del Sistema Periódico son: 14,52; 13,61; 17,42; 21,56; 5,14; 7,64; 6,00. Indica cuál de ellos será un anfígeno, cuál un halógeno y cuál un alcalino.

2. Explica por que el cobalto (Z = 27) que tiene mas partículas subatómicas que el escandio (Z = 21), tiene en cambio un radio atómico menor.

3. Escribe la estructura electrónica de los elementos de números 11, 14, 35, 38 y 54, utilizando la configuración del gas noble anterior y contesta:

a) ¿A qué grupo del S.P. pertenece cada uno?. b) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?. c) ¿Qué estados de oxidación serán los mas frecuentes para cada uno?. d) ¿Cuál será el mas electronegativo y cuál el mas electropositivo?


4. Identifica las siguientes configuraciones electrónicas con los correspondientes elementos y razona los estados de oxidación más estables de cada uno.

a) 1s2 2s2 2p3

b) 1s2 2s2 2p2

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

d) 1s2 2s2 2p4

5. Ordena de forma creciente en tamaño los siguientes iones: Cl–, Na+, S2–, Mg2+, Al+3.

6. La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5. Indicar si se trata de un metal o de un no metal, a que grupo del S.P. pertenece, su

símbolo, qué iones formará, un elemento con mayor energía de ionización que él y otro con menor.


7. Ordena los elementos químicos siguientes según el orden creciente de sus energías de ionización: F, Cs, Na, Se.

8. El H, el He+ y el Li+2 tienen la misma configuración electrónica. Indica cuál de los

tres tiene: a) El mayor radio b) La mayor energía de ionización. 9. Un átomo tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 a) ¿Cuál o cuales son sus posibles números de oxidación? b) ¿Qué significa 3p4?


10. Un átomo de cierto elemento X tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p5. ¿Cuáles de las siguientes conclusiones son falsas?:

a) Se trata de un elemento de carácter metálico. b) Es capaz de formar el ión X+ c) Es un elemento de transición. d) Sus números de oxidación son −1, +1, +3, +5, +7 11. Establece el número atómico, la configuración electrónica y los posibles números

de oxidación más importantes de los elementos siguientes, tendiendo en cuenta el lugar que les corresponde en la tabla periódica:

a) El tercer elemento alcalino (K). Utiliza la configuración del gas noble anterior. b) El cuarto halógeno. Utiliza la configuración del gas noble anterior. c) El segundo gas noble.

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