QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO
TEMA 1: A) ESTRUCTURA ATÓMICA
Al finalizar este tema, el alumnado deberá ser capaz de:
- Explicar el modelo atómico de Rhuterford e indicar sus inconvenientes.
- Explicar que son los espectros atómicos de absorción y de emisión.
- Enunciar la hipótesis de Planck y explicar el modelo atómico de Böhr. Explicar las líneas de
los espectros atómicos mediante el modelo de Böhr.
- Indicar las limitaciones del modelo de Böhr y explicar cómo se fueron solucionando con los
nuevos números cuánticos l, ml y ms. Indicar el significado de los mismos.
- Enunciar el Principio de Incertidumbre y explicar por qué este principio cambia el concepto
de órbita por el de orbital. Definir orbital atómico.
- Explicar las ideas que utilizó Schrödinger para establecer el modelo mecanocuántico del
átomo, y explicar cómo surgen los números cuánticos en este modelo. Indicar lo que
representa cada número cuántico y los valores que puede tomar.
- Indicar los números cuánticos que determinan un orbital y los que determinan un electrón.
- Razonar si una combinación de números cuánticos (n, l), o (n, l, ml), o (n, l, ml, ms), es posible
(está permitida) o es imposible (no está permitida).
- Razonar el valor o los valores de un número cuántico que falta en un conjunto de tres números
(n, l, ml), que describen un orbital.
- Razonar el número de orbitales que hay en un nivel determinado n, o en un subnivel
determinado: ns, np, nd, nf, asignando los números cuánticos que les correspondan.
- Razonar el número máximo de electrones que hay en un nivel determinado n, o en un subnivel
determinado: ns, np, nd, nf, asignando los números cuánticos que correspondan.
- Razonar el número máximo de electrones que un átomo puede tener con determinados valores
de dos números cuánticos; por ejemplo: (n, l) o (n, ml) o (n, ms).
- Enunciar los tres principios que se siguen para obtener la configuración electrónica de un
átomo en su estado fundamental, incluyendo la regla n+l.
- Escribir la configuración electrónica de un átomo neutro o de un ión, en su estado
fundamental, razonando el número de electrones desapareados, según el principio de Hund.
- Identificar en una configuración electrónica (en el estado fundamental) el electrón
diferenciador, indicando sus números cuánticos.
- Distinguir razonadamente entre una configuración electrónica que representa el estado
fundamental y otra que representa un estado excitado.
- Distinguir razonadamente una configuración electrónica imposible, porque aparezca en ella
un orbital imposible o porque se incumpla el principio de Pauli o el principio de Hund.
- Escribir las configuraciones electrónicas reales del cromo y del cobre, razonando por qué son
anómalas e indicando el número de electrones desapareados que poseen.
1
,1. El modelo atómico de Rutherford
El físico y químico neozelandés Ernest Rutherford propuso en 1909 su modelo nuclear del átomo,
basándose en resultados experimentales:
La mayor parte del átomo está vacía y contiene solamente a los
electrones, partículas de muy pequeña masa, con carga eléctrica
negativa, que se mantienen girando alrededor del núcleo, situado en
el centro del átomo.
En el núcleo está toda la carga positiva del átomo y la mayor parte
de su masa.
En 1918 Rutherford descubrió el protón como partícula universal de la materia, con una masa mucho
mayor que la del electrón (1836 veces mayor), y una carga eléctrica positiva del mismo valor que la
del electrón. Así pues:
En el núcleo están situados los protones, partículas con carga eléctrica positiva y una masa mucho
mayor que la de los electrones.
Como el átomo es neutro en su conjunto, el número de protones del núcleo (número atómico, Z) debe
coincidir con el número de electrones del átomo, para que su carga positiva se compense con la carga
negativa de los electrones.
Para explicar la estabilidad del núcleo, Rutherford predijo la existencia de partículas sin carga eléctrica,
de masa similar a la de los protones, que se intercalarían entre ellos, amortiguando su repulsión. Estas
partículas, que se llamarían neutrones, fueron descubiertas en 1932 por el físico inglés James Chadwick.
Por tanto:
En el núcleo también están situados los neutrones, partículas sin carga eléctrica y de la misma masa
que los protones. La suma de los neutrones (N) y de los protones (Z) del núcleo se llama número
másico (A):
A = Z + N
Aunque el modelo de Rutherford era capaz de explicar muchas propiedades de la materia, aún
presentaba dos problemas:
- No explicaba la estabilidad de las órbitas de los electrones
alrededor del núcleo, ya que según las leyes del electromagnetismo,
cuando una partícula cargada (como el electrón) se mueve con
movimiento acelerado (el movimiento circular tiene aceleración
centrípeta), dicha partícula debe emitir radiación electromagnética de
forma continua, con la consiguiente pérdida de energía y, por tanto,
de velocidad. Según esto, los electrones describirían órbitas en espiral,
cayendo finalmente al núcleo:
- No explicaba los espectros atómicos, que estudiaremos en el
siguiente apartado.
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, 2. Espectros atómicos
Cuando la luz blanca emitida por el Sol
o por un filamento incandescente
atraviesa un prisma óptico, se
descompone en los colores del arco
iris.
El conjunto de colores que se obtiene
se denomina espectro de colores.
Cada color es una onda o radiación
electromagnética caracterizada por
su frecuencia, su longitud de onda y
su energía. Por ejemplo, el color
violeta tiene longitud de onda
pequeña, y una frecuencia y energía
grandes.
El espectro de colores que se obtiene descomponiendo la luz blanca se denomina espectro continuo, porque
contiene todas las radiaciones que componen la luz blanca, desde el rojo al violeta.
En cambio si descomponemos la luz emitida por un gas incandescente obtenemos un espectro discontinuo,
ya que solo contiene algunas líneas brillantes que se corresponden con radiaciones emitidas por los átomos
excitados de gas caliente, que tienen unas longitudes de onda, frecuencias y energías muy concretas, y
diferentes para cada gas. Este tipo de espectro discontinuo se llama espectro atómico de emisión, y es
característico de cada elemento químico.
Por otro lado, si iluminamos los átomos de un gas frío con luz blanca, y analizamos la luz que sale del gas
después de atravesarlo, se observa el fenómeno contrario, es decir, un espectro discontinuo que contiene
algunas líneas negras sobre un fondo brillante de colores, y que se corresponden con las radiaciones de
la luz blanca que han sido absorbidas por los átomos de gas frío. Este espectro discontinuo se llama espectro
atómico de absorción, y es justo el contrario al de emisión, ya que las líneas negras tienen las mismas
longitudes de onda, frecuencias y energías que las líneas brillantes del espectro de emisión del mismo
elemento.
¿Cómo es posible que los átomos emitan o absorban solamente unas pocas radiaciones con energías
y frecuencias determinadas, cuando podrían emitir o absorber radiaciones con cualquier energía?
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TEMA 1: A) ESTRUCTURA ATÓMICA
Al finalizar este tema, el alumnado deberá ser capaz de:
- Explicar el modelo atómico de Rhuterford e indicar sus inconvenientes.
- Explicar que son los espectros atómicos de absorción y de emisión.
- Enunciar la hipótesis de Planck y explicar el modelo atómico de Böhr. Explicar las líneas de
los espectros atómicos mediante el modelo de Böhr.
- Indicar las limitaciones del modelo de Böhr y explicar cómo se fueron solucionando con los
nuevos números cuánticos l, ml y ms. Indicar el significado de los mismos.
- Enunciar el Principio de Incertidumbre y explicar por qué este principio cambia el concepto
de órbita por el de orbital. Definir orbital atómico.
- Explicar las ideas que utilizó Schrödinger para establecer el modelo mecanocuántico del
átomo, y explicar cómo surgen los números cuánticos en este modelo. Indicar lo que
representa cada número cuántico y los valores que puede tomar.
- Indicar los números cuánticos que determinan un orbital y los que determinan un electrón.
- Razonar si una combinación de números cuánticos (n, l), o (n, l, ml), o (n, l, ml, ms), es posible
(está permitida) o es imposible (no está permitida).
- Razonar el valor o los valores de un número cuántico que falta en un conjunto de tres números
(n, l, ml), que describen un orbital.
- Razonar el número de orbitales que hay en un nivel determinado n, o en un subnivel
determinado: ns, np, nd, nf, asignando los números cuánticos que les correspondan.
- Razonar el número máximo de electrones que hay en un nivel determinado n, o en un subnivel
determinado: ns, np, nd, nf, asignando los números cuánticos que correspondan.
- Razonar el número máximo de electrones que un átomo puede tener con determinados valores
de dos números cuánticos; por ejemplo: (n, l) o (n, ml) o (n, ms).
- Enunciar los tres principios que se siguen para obtener la configuración electrónica de un
átomo en su estado fundamental, incluyendo la regla n+l.
- Escribir la configuración electrónica de un átomo neutro o de un ión, en su estado
fundamental, razonando el número de electrones desapareados, según el principio de Hund.
- Identificar en una configuración electrónica (en el estado fundamental) el electrón
diferenciador, indicando sus números cuánticos.
- Distinguir razonadamente entre una configuración electrónica que representa el estado
fundamental y otra que representa un estado excitado.
- Distinguir razonadamente una configuración electrónica imposible, porque aparezca en ella
un orbital imposible o porque se incumpla el principio de Pauli o el principio de Hund.
- Escribir las configuraciones electrónicas reales del cromo y del cobre, razonando por qué son
anómalas e indicando el número de electrones desapareados que poseen.
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,1. El modelo atómico de Rutherford
El físico y químico neozelandés Ernest Rutherford propuso en 1909 su modelo nuclear del átomo,
basándose en resultados experimentales:
La mayor parte del átomo está vacía y contiene solamente a los
electrones, partículas de muy pequeña masa, con carga eléctrica
negativa, que se mantienen girando alrededor del núcleo, situado en
el centro del átomo.
En el núcleo está toda la carga positiva del átomo y la mayor parte
de su masa.
En 1918 Rutherford descubrió el protón como partícula universal de la materia, con una masa mucho
mayor que la del electrón (1836 veces mayor), y una carga eléctrica positiva del mismo valor que la
del electrón. Así pues:
En el núcleo están situados los protones, partículas con carga eléctrica positiva y una masa mucho
mayor que la de los electrones.
Como el átomo es neutro en su conjunto, el número de protones del núcleo (número atómico, Z) debe
coincidir con el número de electrones del átomo, para que su carga positiva se compense con la carga
negativa de los electrones.
Para explicar la estabilidad del núcleo, Rutherford predijo la existencia de partículas sin carga eléctrica,
de masa similar a la de los protones, que se intercalarían entre ellos, amortiguando su repulsión. Estas
partículas, que se llamarían neutrones, fueron descubiertas en 1932 por el físico inglés James Chadwick.
Por tanto:
En el núcleo también están situados los neutrones, partículas sin carga eléctrica y de la misma masa
que los protones. La suma de los neutrones (N) y de los protones (Z) del núcleo se llama número
másico (A):
A = Z + N
Aunque el modelo de Rutherford era capaz de explicar muchas propiedades de la materia, aún
presentaba dos problemas:
- No explicaba la estabilidad de las órbitas de los electrones
alrededor del núcleo, ya que según las leyes del electromagnetismo,
cuando una partícula cargada (como el electrón) se mueve con
movimiento acelerado (el movimiento circular tiene aceleración
centrípeta), dicha partícula debe emitir radiación electromagnética de
forma continua, con la consiguiente pérdida de energía y, por tanto,
de velocidad. Según esto, los electrones describirían órbitas en espiral,
cayendo finalmente al núcleo:
- No explicaba los espectros atómicos, que estudiaremos en el
siguiente apartado.
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, 2. Espectros atómicos
Cuando la luz blanca emitida por el Sol
o por un filamento incandescente
atraviesa un prisma óptico, se
descompone en los colores del arco
iris.
El conjunto de colores que se obtiene
se denomina espectro de colores.
Cada color es una onda o radiación
electromagnética caracterizada por
su frecuencia, su longitud de onda y
su energía. Por ejemplo, el color
violeta tiene longitud de onda
pequeña, y una frecuencia y energía
grandes.
El espectro de colores que se obtiene descomponiendo la luz blanca se denomina espectro continuo, porque
contiene todas las radiaciones que componen la luz blanca, desde el rojo al violeta.
En cambio si descomponemos la luz emitida por un gas incandescente obtenemos un espectro discontinuo,
ya que solo contiene algunas líneas brillantes que se corresponden con radiaciones emitidas por los átomos
excitados de gas caliente, que tienen unas longitudes de onda, frecuencias y energías muy concretas, y
diferentes para cada gas. Este tipo de espectro discontinuo se llama espectro atómico de emisión, y es
característico de cada elemento químico.
Por otro lado, si iluminamos los átomos de un gas frío con luz blanca, y analizamos la luz que sale del gas
después de atravesarlo, se observa el fenómeno contrario, es decir, un espectro discontinuo que contiene
algunas líneas negras sobre un fondo brillante de colores, y que se corresponden con las radiaciones de
la luz blanca que han sido absorbidas por los átomos de gas frío. Este espectro discontinuo se llama espectro
atómico de absorción, y es justo el contrario al de emisión, ya que las líneas negras tienen las mismas
longitudes de onda, frecuencias y energías que las líneas brillantes del espectro de emisión del mismo
elemento.
¿Cómo es posible que los átomos emitan o absorban solamente unas pocas radiaciones con energías
y frecuencias determinadas, cuando podrían emitir o absorber radiaciones con cualquier energía?
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