QUIMICA 2º BACHILLERATO

QUIMICA 2º BACHILLERATO
TEMA1
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1.- Descubrimiento de la estructura atómica
 Experimento de Rutherford para determinar la estructura atómica :
a) El átomo consta de una parte central cargada positivamente ,muy
pequeña llamada NÚCLEO. En él se encuentran los PROTONES
b) Alrededor del núcleo se encuentra otra zona mucho mayor llamada
CORTEZA dónde se encuentran los ELECTRONES cargados
negativamente.

El número de protones en el núcleo se denomina NÚMERO ATÓMICO
y se representa por la letra Z
2.- Una nueva partícula : El Neutrón. Isótopos
 Descubrimiento del NEUTRÓN (J. Chadwick en 1932)
 Concepto de NÚMERO MÁSICO : A = nº de protones + nº de neutrones
 ISÓTOPOS: Átomos con el mismo nº de protones en su núcleo pero
distinto nº de neutrones .
3.- Espectros atómicos
Espectros de absorción y espectros de emisión (Leer y ver figuras en el
libro)
4.- Modelo atómico de Bohr (importante)
N. Bohr en 1913 propuso un modelo atómico para explicar las características
de los espectros de los átomos. Se basaba en las siguientes hipótesis:
a) Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares.
b) En estas órbitas, los electrones se mueven sin perder energía
c) Sólo están permitidas aquellas órbitas cuya energía tome valores dados
por la siguiente ecuación :
R
E = - 2H
n
Siendo RH una constante de valor 2,180x10-18 J y n un número entero con
valores desde n = 1 en adelante ( n= 1,2,3,4,....)
a) Un electrón puede saltar de una órbita a otra , absorbiendo o emitiendo la
energía
De esta forma explicaba los espectros atómicos.
Ver los ejercicios resueltos que se refieren al modelo atómico de Bohr del libro
(imp.)
5.- Explicación del espectro del átomo de hidrógeno
(Ver en el libro de texto)
Importante ejercicios resueltos y propuestos que se refieren a este apartado
6.- Mecánica Cuántica
El modelo de Bohr daba una explicación teórica satisfactoria del espectro del
átomo de hidrógeno. Pero cuando se quiso aplicar a otros elementos los
resultados predichos por el modelo no concordaban con los obtenidos
experimentalmente.
Se comprendió que era necesaria una nueva teoría a la que se denominó
Mecánica Cuántica y que fue desarrollada Bohr, Heisenberg, Dirac y otros
eminentes físicos.
Esta nueva teoría se fundamentaba en dos hipótesis :
 La dualidad onda-corpúsculo
 El principio de incertidumbre
Es importante comprender el concepto de orbital ( ver libro de texto)
7.- Orbitales y números cuánticos (muy importante)
 Subniveles de energía : En átomos polielectrónicos (Z>1) los niveles de
energía se dividen en “subniveles”. Para cada nivel de energía hay
tantos subniveles como indique su número n ( número cuántico
principal). Los distintos subniveles se diferencian por medio de un
parámetro, l , llamado número cuántico secundario
 Número de orbitales en un subnivel: Un subnivel a su vez admite
orbitales.
Un subnivel caracterizado por un número cuántico secundario l, admite
2l +1 orbitales.
 Los números cuánticos son : n, l, ml que caracterizan a un orbital.
En cambio los números cuánticos, n, l, ml, ms caracterizan a un electrón
en un orbital.
Importante , resolver cuestiones y ejercicios sobre este apartado.
8.- Los orbitales: forma y energía
 La forma de los orbitales: Ver las formas de los orbitales s, p, d en el
libro de texto.
 Energía de los orbitales: muy importante el DIAGRAMA DE MÖLLER
por su aplicación en el cálculo de las distribuciones electrónicas
9.- Configuraciones electrónicas ( muy importante)
Reglas para ocupar los orbitales:
- Principio del Aufbau
- Principio de exclusión de Pauli
- Regla de Hund
Páginas Web que pueden ayudar al estudio del tema 1 :
http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=77&It
emid=33
Se trata de un constructor de átomos e iones
http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=157&I
temid=1
Bonita página web, muy didáctica, para trabajar con el nº atómico , nº másico
y con la carga del átomo de un elemento
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/ea/act7constructor
atomos.swf
Página web en la que se construyen de forma sencilla los átomos de
algunos elementos (H, He, Li,...) conociendo su nº atómico así como el nº de
neutrones en su núcleo.
http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=14&It
emid=33
En esta animación se presenta el modelo de Bohr para el átomo de
hidrógeno. En concreto, se visualizan los saltos de su único electrón a
órbitas permitidas superiores, cuando absorbe un fotón de energía determinada
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP2/2C/2C2/
Página web en la que se describen los orbitales atómicos : denominación,
forma, características, etc...
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/espectroselement
os/espectros.htm#up
Página Web en la que se describen los espectros atómicos de emisión y
de absorción de algunos elementos. Se explica también cómo se producen.
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/animaciones2006/1Electr
onSpin.swf
Animación para “visualizar” el spín del electrón
http://www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/SistemaPeriod/Sis
temaper2/sisperfp.htm
Interesante página web en la que se construyen las distribuciones
electrónicas de los distintos elementos al ir recorriendo la T.P.
EJERCICIOS DE AUTOEVALUACION
TEMA 1 : ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Ejercicio nº 1 :
Un láser emite una radiación cuya longitud de onda vale  = 7800 Å
a) Calcular la frecuencia de esta radiación
b) Calcular la energía de un fotón de la misma frecuencia anterior
Datos: 1 Å = 10-10 m ; c = 3x108 m/s ; h = 6,63x10-34 J.s
Ejercicio nº 2:
Dado el elemento de nº atómico Z = 19
a) Escribir su configuración electrónica
b) Indicar los posibles valores que pueden tomar los números cuánticos de
su electrón más externo.
Ejercicio nº 3 :
Contestar razonando la respuesta a las siguientes cuestiones :
a) ¿Cuántos orbitales hay en el segundo nivel de energía?
b) La energía de estos subniveles ¿aumenta o disminuye con el nº cuántico
secundario l ?
c) ¿En qué se parecen y en qué se diferencian los orbitales p ?
d) ¿Por qué el subnivel de energía 2p puede alojar más electrones que el
subnivel 2s ?
Ejercicio nº 4 :
Razonar cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son
posibles?
a) n = 2 ; l = 1 ; ml = 1
b) n = 1 ; l = 0 ; ml = -1
c) n = 4 ; l = 2 ; ml = -2
d) n = 3 ; l = 3 ; ml = 0
Para cada una de las combinaciones posibles, escribir la designación habitual
de los subniveles correspondientes a los números cuánticos dados.
Ejercicio nº 5 :
Un electrón efectúa un salto entre los niveles energéticos que se muestran en
la figura:
Energía
en eV
-0,85
-1,51
-3,40

-13,6
Calcular la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética
desprendida.
Datos : h = 6,63x10-34 J.s ; 1 eV = 1,6x10-19 J ; c = 3x108 m/s
Ejercicio nº 6 :
Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de los elementos:
A : 1s2 2s2 2p2 ; B : 1s2 2s2 2p1 3s1
Razonar si las siguientes afirmaciones son VERDADERAS o FALSAS
a) La configuración dada para B no es posible
b) Las dos configuraciones representan al mismo elemento químico
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Ejercicio nº 1 :
a) Aplicando la expresión :
 (frecuencia) =
=
c

c 3 x 10 8 m/s
3


x 1018  3,85 x10 –10 s -1 (Hz)
- 10
 7800 x 10
7800
b) Aplicando la ecuación :
E = h. 
E = 6,67x10-34 x 3,85x 1014 = 2,55x10-19 J
Ejercicio nº 2:
a) El nº atómico es Z = 19 , la distribución electrónica será :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
b) n = 4 ; l = 0 (tipo s) ; ml = 0 ; ms = + ½ ( o – ½)
Eligiendo : ms = + ½ :
Los cuatro números cuánticos serán: ( 4, 0 ,0, +1/2)
Ejercicio nº 3 :
a) El nivel energético n = 2 posee 4 ORBITALES: 2s (1 orbital) y 2p (3
orbitales)
b) Aumenta. La energía de los subniveles 2p ( l =1) es mayor que la
energía de los subniveles 2s (l = 0)
c) Se parecen en que tienen la misma forma geométrica y la misma
energía y se diferencian en su orientación en el espacio. (ver figuras en
el libro)
d) Es debido a que el subnivel 2p tiene 3 orbitales (3 x 2 = 6 electrones), en
cambio el subnivel 2s tiene únicamente 1 orbital (1 x 2 = 2 electrones)
Ejercicio nº 4 :
a)
POSIBLE
b)
NO ES POSIBLE
c)
POSIBLE
e)
NO ES POSIBLE
(2, 1, 1)
(4, 2, -2)
Ejercicio nº 5 :
Aplicando la expresión : E = h. 
Para calcular E debemos convertir la energía en eV a Julios (J)
1 eV = 1,6x10-19 J
E = (13,6 – 1,51) eV x 1,6x10-19 (J/eV) = 1.934x10-18 J
Por consiguiente :
1.934x10-18 = h. = 6,63x10-34 . 
1.934 x 10 -18
 2,917x1015 s-1
- 34
6,63 x 10
La longitud de onda  se calcula a partir de :
=
c
3 x 10 8
= =
= 1,028 x10-7 m
ν
2,917 x 1015
Ejercicio nº 6 :
a) FALSA : Sí es posible, porque ha habido un “salto de un electrón desde
el subnivel 2p al 3s y esto es posible si al átomo se le comunica energía.
Se dice que el átomo se encuentra “excitado”.
b) VERDADERA : pues el nº de electrones es el mismo en ambas (Z = 6)