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Introducción
La teoría cuántica
La teoría cuántica aplicada al átomo
Propiedades periódicas
Las propiedades químicas en los bloques del sistema
periódico
U1 |Introducción
Conceptos básicos
Radiación electromagnética
Espectros
U1 |Conceptos básicos
Modelo nuclear de Rutherford
Núcleo: donde queda concentrada tota la carga positiva y
prácticamente tota la masa.
Nube o capa electrónica: zona situada alrededor del núcleo donde
giran los electrones en órbitas circulares.
Modelo atómico de Rutherford.
Estructura atómica: se explica con la ayuda de la teoría cuántica.
Niels Bohr: aplica la teoría de los quantum al estudio de la estructura
atómica del átomo.
U1 |Radiación electromagnética – Conceptos básicos
Una carga eléctrica en reposo crea un campo eléctrico y origina a su alrededor
un campo magnético.
Si las cargas eléctricas tienen un movimiento acelerado, emiten energía en
todas las direcciones en forma de ondas transversales, energía radiante.
Radiación electromagnética: propagación en forma de ondas transversales
de un campo eléctrico y de un campo magnético.
Velocidad de propagación de la
radiación electromagnética en el vacío,
o velocidad de la luz:
c = 3 x 108 m s-1
Los campos eléctrico y magnético originados
por una carga acelerada son
perpendiculares entre sí y perpendiculares a
la dirección en la que se propagan.
U1 |Radiación electromagnética – Espectro electromagnético
El espectro electromagnético es el conjunto de radiaciones
electromagnéticas.
Espectro de las ondas electromagnéticas y franja correspondiente a la luz visible.

U1 |Radiación electromagnética – Tipos de ondas
Los diferentes tipos de ondas electromagnéticas se caracterizan por su
frecuencia:
- Ondas hertzianas
- Microondas
- Infrarrojos (IR)
- Luz visible
- Ultravioleta (UV)
- Rayos X
- Rayos gamma
Espectro electromagnético de la luz visible.
La luz de una única longitud de onda se
denomina monocromática, término que
significa ‘un solo color’ y que por extensión
se aplica a cualquier radiación de una única
longitud de onda, aunque no sea visible.
U1 |Espectros – Conceptos básicos
Espectro: conjunto de radiaciones electromagnéticas recogidas sobre una
pantalla, registradas gráficamente, fotografiadas u observadas directamente, es
decir, puestas de manifiesto de algún modo.
Dispersión de la luz blanca por un prisma.
Espectrógrafos: instrumentos que permiten separar una radiación
electromagnética en sus componentes monocromáticos.
Espectrómetros: espectrógrafos que permiten medir las longitudes de
onda de los componentes de la radiación.
U1 |Espectros – Tipos de espectros
- Espectro continuo
- Espectro discontinuo o de rayas
- Espectro de emisión
- Espectro de absorción
a) Espectro continuo
b) Espectro de emisión discontinuo
c) Espectro de absorción
U1 |La teoría cuántica
Conceptos básicos
Efecto fotoeléctrico
La teoría de Bohr
Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno
Ampliación de la teoría de Bohr
U1 |Conceptos básicos
La teoría cuántica, iniciada el año 1900 por Max Planck, interpreta el hecho
de que los átomos originen espectros de emisión y de absorción.
Se considera que una partícula material emite o absorbe energía radiante de
manera discontinua mediante gránulos o corpúsculos.
Cada uno de estos corpúsculos se denomina cuanto de energía o fotón.
Max Planck (1858-1947). Uno de los físicos
alemanes más importantes, fundador de
la teoría cuántica. Recibió el premio Nobel
de física el año 1918.
Trabajó sobre la idea de una discontinuidad
en los procesos de absorción y emisión de
energía e introdujo la célebre hipótesis de
los cuantos de energía. En 1900 llegó a
la ecuación fundamental de la teoría
cuántica, ε = h ν, que hoy lleva su nombre.
La constante h (denominada constante
de Planck) está considerada por los físicos
como una de las fundamentales del Universo,
después de que la hipótesis de los cuantos
de energía fuera corroborada por sabios
prestigiosos como Einstein (explicación del
efecto fotoeléctrico) y Niels Bohr (teoría
cuántica del átomo de hidrógeno, con la
que perfecciona el modelo atómico de
Rutherford).
U1 |Conceptos básicos
Energía de un fotón:
  h
Constante de Planck:
h  6,626  1034 Js
Cantidad de energía:
nhc
E  n  nh 

Características de algunas radiaciones electromagnéticas
U1 |Efecto fotoeléctrico
Efecto fotoeléctrico: la descarga eléctrica entre dos esferas a un potencial
elevado se incrementa cuando se iluminan con una
radiación de frecuencia alta.
Efecto fotoeléctrico.
El miliamperímetro solo indica el paso de la corriente si se ilumina el
cátodo con una radiación cuya frecuencia no debe ser inferior a un valor
ν0, frecuencia umbral (característica del metal del cátodo). Por debajo
de esta frecuencia no se produce efecto fotoeléctrico.
U1 |Efecto fotoeléctrico
Trabajo de extracción o función de trabajo: energía mínima para
liberar el electrón del metal, h0
La velocidad máxima con la que salen los electrones de la superficie
del metal depende únicamente de la frecuencia de la luz incidente, y
no de su intensidad.
U1 |La teoría de Bohr
Los electrones, partículas eléctricamente negativas, se mueven alrededor del
núcleo positivo en ciertas capas u órbitas circulares denominadas niveles
energéticos principales o niveles cuánticos principales.
Cuando un electrón se mueve por un mismo nivel energético, no absorbe ni
emite energía; se encuentra en estado estacionario.
La energía total de un electrón no puede tener unos valores cualesquiera,
sino solamente ciertos valores muy determinados, permitidos, cuantizados:
Número cuántico principal: n = 1,2,3,...
U1 |La teoría de Bohr
Al pasar el electrón de un nivel cuántico de
mayor energía a otro de menor energía no
emite gradualmente energía, sino que la
emite de una sola vez, de forma discontinua
y cuantizada.
Su valor es igual a la diferencia de energía
entre los dos niveles energéticos.
Diagrama de energía correspondiente a los
niveles de energía del átomo de hidrógeno.
Debido a que la energía del electrón
completamente separado del núcleo es cero,
cuando se encuentra ligado a un átomo su
energía es menor y, por tanto, se expresará
con valores negativos.
a) Absorción de un fotón por un átomo al
producirse una transición electrónica entre
los niveles E1, de menor energía, y E2, de más
energía. b) Emisión de un fotón por un átomo
al producirse una transición electrónica
entre los niveles E2 y E1. c) La transición
electrónica E3 → E1 puede tener lugar
directamente o bien en dos etapas.
U1 |Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno
La serie de rayas espectrales que originan la
denominada serie de Lyman no es visible.
Las rayas de la región visible del espectro, de
menor frecuencia y energía que las de la serie de
Lyman, constituyen la serie de Balmer.
Las rayas de la serie de Paschen corresponden
a emisiones de energía radiante cuando el
electrón del átomo de hidrógeno efectúa
transiciones electrónicas a los niveles cuánticos
superiores hasta n = 3. Esta serie está situada en
el infrarrojo.
Las series de Brackett y Pfund corresponden a
transiciones electrónicas a los niveles cuarto y
quinto, respectivamente. Originan fotones con
frecuencias y energías situadas en el infrarrojo.
Transiciones electrónicas del electrón
del átomo de hidrógeno desde niveles
cuánticos superiores a niveles cuánticos
inferiores.
U1 | Ampliación de la teoría de Bohr
Los electrones de los átomos tienen diferentes niveles de energía.
La transición entre dos niveles de energía se realiza por absorción o emisión
de un fotón.
Número cuántico secundario o azimutal: número cuántico que completa el
número cuántico principal y determina los posibles subniveles de energía para
cada valor de n. Se representa por la letra l.
El número de subniveles de cada nivel de energía es igual al número n que
indica el nivel principal.
El desdoblamiento de la primera raya
de la serie de Lyman (región ultravioleta del
espectro del átomo de hidrógeno) se explica
admitiendo dos posibles transiciones
electrónicas desde n = 2 a n = 1.
U1 |Ampliación de la teoría de Bohr
Efecto Zeeman: al analizar la luz procedente de una lámpara de hidrógeno
situada dentro de un campo magnético intenso, ciertas rayas
espectrales se desdoblan en unas cuantas.
El campo magnético aplicado interacciona con el campo
magnético creado por cada electrón al girar alrededor del
núcleo del átomo.
El número cuántico que determina la orientación de las órbitas en
el espacio se denomina número cuántico magnético y se
simboliza con la letra m.
U1 |La teoría cuántica aplicada al átomo
La teoría mecánica ondulatoria del átomo
Orbitales atómicos
Números cuánticos
La forma de los orbitales
La mecánica cuántica en los átomos polielectrónicos
Niveles de energía en los orbitales
Configuraciones electrónicas
U1 |La teoría mecánica ondulatoria del átomo
Dualidad onda – partícula:
La luz se puede considerar como una onda que se propaga o
como un conjunto de fotones que se desplazan a la velocidad c.
Modelo mecánico ondulatorio:
El electrón se comporta como una onda que obedece a una
ecuación cuántica, la ecuación de onda de Schrödinger.
U1 |Orbitales atómicos
Orbital atómico:
Región del espacio alrededor del núcleo del átomo que ocupa cada
electrón con una energía característica.
18. a) Representación, mediante una nube electrónica, de la posición de un
electrón alrededor del núcleo positivo.
b) Sección transversal de una superficie esférica que engloba un 90 o 99 %
de la posibilidad de encontrar el electrón.
U1 |Números cuánticos
En el átomo, cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos:
- Número cuántico principal (n): de n = 1 a n = 7
- Número cuántico secundario o azimutal (l): s, p, d y f
- Número cuántico magnético (m)
- Número cuántico de spin: + 1/2 ó - 1/2
Giro de un electrón de spin + 1/2 (horario)
i de spin – 1/2 (antihorario)
U1 |La forma de los orbitales
Orbitales s:
Los orbitales s son esféricos.
Orbitales p:
Los orbitales 2px, 2py y 2pz son direccionales, es decir, están orientados en las direcciones de los ejes x, y y z. Cada orbital p
tiene un plano de simetría (que contiene el núcleo del átomo) donde la probabilidad de encontrar el electrón es nula.
U1 |La forma de los orbitales
Orbitales d:
Representación espacial de los cinco orbitales d.
U1 |La mecánica cuántica en los átomos polielectrónicos
Principio de exclusión de Pauling:
- Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro
números cuánticos iguales.
- En cada orbital solo puede haber dos electrones.
- Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, estos están
apareados.
Regla de máxima multiplicidad de Hund:
Para los átomos en estado fundamental, al llenarse orbitales de
energía equivalente, los spines de los electrones se mantienen
desapareados o paralelos, si es posible.
U1 |Niveles de energía en los orbitales
Para recordar el orden con el que se llenan
los orbitales atómicos (orden creciente de
energía), proponemos memorizar este esquema.
las flechas indican el orden con el que se
llenan los orbitales de un átomo neutro.
Energías relativas de los orbitales en los átomos neutros y aislados. Los
electrones ocupan el orbital disponible de energía más baja. Se representa
cada orbital con un cuadrado.
U1 |Configuraciones electrónicas
La configuración electrónica de un átomo es la representación de la
distribución de los electrones en los diferentes orbitales del átomo.
El número que figura delante
es el del nivel principal.
La letra indica el subnivel u
orbital.
El superíndice indica los
electrones que hay en el
subnivel.
U1 |Propiedades periódicas
Radio atómico y radio iónico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
U1 |Radio atómico y radio iónico
Radio atómico
El radio atómico de un elemento corresponde a la mitad de la distancia que
separa los centros de dos átomos vecinos.
En el mismo periodo los radios
atómicos de los elementos
representativos decrecen de
izquierda a derecha.
Representación de los volúmenes de los átomos de los elementos
representativos que corresponden a los cinco primeros periodos. Bajo el
símbolo de cada átomo figura el radio atómico en nanómetros.
U1 |Radio atómico y radio iónico
Radio iónico
Cuando un átomo se ioniza modifica su volumen, que disminuye al perder
electrones y aumenta al ganarlos.
Los cationes tienen un volumen (y por tanto, un radio iónico) más pequeño que los correspondientes átomos neutros y mucho más
pequeño cuanto mayor es su carga. Los aniones tienen un radio iónico mayor que los correspondientes átomos neutros y mucho
mayor cuanto más elevada es su carga eléctrica. Los radios están expresados en nanómetros.
U1 |Energía de ionización
La energía de ionización o potencial de ionización es la energía mínima
necesaria para arrancar un electrón de un átomo en fase gaseosa y en el
estado fundamental.
Se expresa en eV átomo-1 o en kJ por mol de átomos.
Depende de:
- La carga del núcleo del átomo.
- El efecto del apantallamiento.
- El tamaño del átomo.
- La clase del orbital del que se arranca el electrón.
Variación de la primera energía de ionización con el número atómico.
U1 |Afinidad electrónica
La afinidad electrónica o energía de anionización de un átomo es la
variación de energía que se produce en la adición de un electrón al átomo
en estado fundamental y en fase gaseosa para formar el anión
correspondiente.
En general, aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un
periodo y disminuye al bajar por un grupo.
U1 |Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento representa la tendencia de sus
átomos a atraer electrones cuando están combinados con un átomo de
otro elemento.
Representación de las electronegatividades de los elementos.
U1 |Propiedades químicas en los bloques del sistema periódico
Elementos del bloque s (grupos 1 y 2)
Elementos del bloque p (grupos 13, 14, 15, 16 y 17)
Elementos del bloque d (elementos de transición)
Elementos del bloque f (lantánidos y actínidos)
Gases nobles
U1 |Elementos del bloque s (grupos 1 y 2)
Son los metales alcalinos (ns1) y los metales
alcalinotérreos (ns2).
Son elementos con bajas energías de
ionización y electronegatividad.
Son metales que presentan una gran
reactividad.
Forman casi exclusivamente compuestos
iónicos, a excepción del berilio.
Elementos del bloque s.
U1 |Elementos del bloque p (grupos 13, 14, 15, 16 y 17)
Presentan una gradación más brusca de las
propiedades físicas y químicas ya que se pasa
de los elementos metálicos a los no metálicos.
Los elementos de la parte izquierda tienen un
potencial de ionización relativamente bajo. Son
menos reactivos que los del bloque s.
Las analogías entre los elementos del grupo 14
no son muy notorias.
En el grupo 15 se acentúan las propiedades no
metálicas.
Los elementos de los grupos 16 y 17 son
típicamente no metales.
Elementos del bloque p.
U1 |Elementos del bloque d (elementos de transición)
Son metales.
Las propiedades son de transición entre las del bloque s y las del bloque
p.
El volumen atómico disminuye a lo largo de un periodo.
Originan una gran variedad de cationes con diferente carga.
Elementos del bloque d.
U1 |Elementos del bloque f (lantánidos y actínidos)
Todos son metales típicos.
Presentan un gran parecido entre sí, que se debe al hecho de que
los electrones se sitúan en los orbitales internos f.
Elementos del bloque f.
U1 |Gases nobles
El grupo 18 está constituido por los gases nobles: helio, neón, argón,
kriptón, xenón i radón.
Inicialmente los químicos denominaros a estos elementos gases inertes,
porque no se conocían combinaciones de estos elementos con otros. Su
configuración electrónica les confiere una gran estabilidad.
No obstante, en 1962, el químico canadiense Neil Bartlett obtuvo
tetrafluoruro de xenón (XeF4). Actualmente se conocen otros
compuestos de xenón y también de kriptón y radón, por esta razón se
prefiere llamarles gases nobles, en lugar de gases inertes.
A pesar de su baja reactividad, tienen bastantes aplicaciones,
especialmente en aquellos procesos que requieren atmósferas inertes.