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FÍSICA Y QUÍMICA1º Bachillerato

PRESENTACIÓN DE ASIGNATURA

FÍSICA Y QUÍMICA

TEMARIO – CONTENIDOS

QUÍMICA

1. Estructura del átomo. Sistema periódico

2. Formulación y nomenclatura inorgánicas

3. Enlace químico

4. Mol. NºAvogadro. Gases Ideales. Disoluciones

5. Reacciones químicas. Cálculos estequiométricos

6. Termoquímica, cinética y equilibrio

7. Compuestos del carbono

FÍSICA Y QUÍMICA

TEMARIO – CONTENIDOS

FÍSICA

8. Movimiento (I)

9. Movimiento (II). Estudio de los movimientos Cinemática

10. Fuerzas (I)

11. Fuerzas (II). Interacciones fundamentales

12. Dinámica- Fuerzas y movimiento

13. Trabajo y energía

14. Energía Térmica

15. Corriente eléctrica

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA


• Clasificación de las sustancias materiales (pág. 200 libro)

– Mezcla. Sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no reaccionan. Tipos

• Mezclas homogéneas (también llamadas disoluciones). Tienen las mismas propiedades en todos los puntos de la mezcla. No se distinguen los componentes que la forman. Ej: agua potable

• Mezclas heterogéneas. Las propiedades varían de unos puntos a • Mezclas heterogéneas. Las propiedades varían de unos puntos a otros. Se suelen distinguir los distintos componentes. Ej: granito

– Sustancia pura. No puede separarse en otras más simples por procesos físicos

• Elementos. No pueden descomponerse en sustancias puras más simples por procesos químicos. Ej; oxígeno, hidrógeno

• Compuestos. Pueden descomponerse en otras más simples por procedimientos químicos. Ej; agua


• Ejercicio (actv. 1, pág. 201)

Clasifica las siguientes sustancias en mezcla homogénea,

mezcla heterogénea, elemento o compuesto- Granito

- Gasolina

- Agua de mar

-Leche

-Aceite puro de oliva

-Diamante- Agua de mar

- Butano

- Aire

- Humo

- Silicio

- Tinta china

-Vino

-Agua del grifo

-Agua destilada

-Madera

-Pintura

-Aluminio

-Acero


• Ejercicio (actv. 1, pág. 201)

Clasifica las siguientes sustancias en mezcla homogénea,

mezcla heterogénea, elemento o compuesto- Granito; m. heterogénea

- Gasolina; m. homogénea

- Agua de mar; m. homogénea

-Leche; m. homogénea

-Aceite puro de oliva; m. homogénea

-Diamante; s. pura (elemento)- Agua de mar; m. homogénea

- Butano; s. pura (compuesto)

- Aire; m. homogénea

- Humo; m. homogénea / heterogénea

- Silicio; s. pura (elemento)

- Tinta china; m. homogénea

-Vino; m. homogénea

-Agua del grifo; m. homogénea

-Agua destilada; s. pura (compuesto)

-Madera; m. heterogénea

-Pintura; m. homogénea

-Aluminio; s. pura (elemento)

-Acero; m. homogénea (aleación)

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

TEMA 1

Pág. 228 libro (Unidad 11)

DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO

• En la antigua Grecia ya había dos teorías sobre la

materia:

– Teoría Atomística (siglo IV a. de C.): Defendida por Leucipo y

Demócrito, que decían que la materia estaba formada por

partículas discontinuas e indivisibles (átomo)partículas discontinuas e indivisibles (átomo)

– Teoría Filosófica (V a. C.): Empédocles y Aristóteles (III a. C.):

que decían que la materia estaba formada por la combinación

de 4 elementos (aire, agua, tierra y fuego). Aristóteles añadió

un quinto elemento, el éter.


• En 1808, Dalton retomó las ideas de Demócrito y dio una teoría sobre el átomo en cuatro postulados:

– La materia está constituida por unas partículas

indivisibles, denominadas átomos

– Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí

– Los átomos de diferentes elementos son diferentes en

masa y propiedades

– Los compuestos (moléculas) están formadas por la unión

de átomos diferentes (de elementos distintos) en una

relación numérica sencilla


• Tras la teoría atómica de Dalton (1.808), fueron

surgiendo una serie de teorías e hitos fundamentales

para el estudio de la estructura atómica

• Muy relevantes fueron los modelos atómicos de

Thomson (1.898), Rutherford (1.911), Bohr (1.913)Thomson (1.898), Rutherford (1.911), Bohr (1.913)

• El actual Modelo Atómico de Orbitales (Modelo

Atómico de Mecánica Cuántica) se basa en principios

de De Broglie, Schrödinger y Heisenberg

PARTÍCULAS DEL ÁTOMO

ELECTRÓNDescubrimiento del electrón

• En 1.897 el físico Thomson introdujo un gas en un tubo de descarga, a muy baja presión haciendo para ello un vacío casi total.

• Conectó los electrodos a una diferencia de potencial muy elevada • Conectó los electrodos a una diferencia de potencial muy elevada y se produjo la descarga observándose una luz (rayos catódicos)

• Posteriormente sometió estos rayos a a campos eléctricos obteniendo una desviación hacia el polo positivo (ánodo)

• De esta forma Thomson llego a la conclusión: “los rayos catódicos

no son tales rayos sino partículas, en movimiento, cargadas

negativamente” y se les dio el nombre de electrón

(Ver Fig 1. pág. 230)


ELECTRÓN


ELECTRÓN

• Rayos catódicos


Actv. 1, pág. 231¿Por qué crees que al flujo de partículas que produce luminiscencia

en un tubo de descarga se le dio el nombre de rayos catódicos?


ELECTRÓN

Características del electrón

• Los electrones son partículas de carga negativa y de muy

poca masa que constituyen los rayos catódicos

• Se puede simbolizar como e-• Se puede simbolizar como e-

• Su carga negativa es de -1,602·10-19 C (Coulumbs)

• Su masa es de 9,109·10-31 kg

• Orbitan en torno a los protones y neutrones del núcleo

del átomo


ELECTRÓN


MODELO ATÓMICO DE THOMSON

• Thomson, en 1.904, después de haber descubierto elelectrón, considera que en el átomo debe haber dos tiposde carga, la negativa del electrón y otra positiva.

• Enuncia el siguiente modelo:

– “el átomo es una esfera maciza de carga positiva con– “el átomo es una esfera maciza de carga positiva con

partículas negativas (electrones) distribuidas en tal número

que contrarreste la carga positiva”

• Esta teoría aporta una visión estática (los electrones no se mueven) y no nuclear (no existe núcleo) del átomo, que según esta teoría se considera uniforme (homogéneo)

• Thomson también explicó la formación de iones, tantopositivos como negativos


MODELO ATÓMICO DE THOMSON


PROTÓN

Descubrimiento del protón

• Poco antes del descubrimiento del electrón por Thomson, el

físico E. Goldstein observa la aparición de rayos canales en

un tubo de descarga con el cátodo perforado (con canales)

• Estos rayos canales estaría formadas por partículas de signo

positivo, al tener una tendencia a distanciarse del ánodo

(polo positivo)

• Thomson confirmaría en 1.898, después del descubrimiento del electrón, que efectivamente en el átomo debe haber dos tipos de carga, la negativa del electrón y otra positiva.


PROTÓN


PROTÓN

• A la vista de los experimentos, se concluyó que los protones

serían partículas con carga positiva y masa muy superior a la

de los electrones

• Símbolo; p+

• Su carga positiva es de +1,602·10-19 C (igual en valor absoluto y de

signo contrario a la del electrón)

• Su masa es de 1,673·10-27 kg (1.837 veces superior a la de los

electrones)

• En realidad los protones estarían formados por partículas más

pequeñas llamadas quarks, combinadas entre sí


PROTÓN


MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

• En 1911, Rutherford realiza un experimento con un elemento radiactivo que emite radiaciones α (con carga positiva)

• Hace incidir las radiaciones α sobre una lámina muy fina de oro, recogiendo posteriormente las radiaciones fina de oro, recogiendo posteriormente las radiaciones (después de atravesar la lámina de oro) sobre una pantalla fluorescente de ZnS.

• Rutherford esperaba que las partículas α atravesarían la lámina de oro sin sufrir desviación significativa en su trayectoria, asumiendo que los átomos son uniformes y homogéneos como establecía la Teoría de Thomson



• Sin embargo, el resultado fue muy distinto:– La mayor parte de las radiaciones atraviesan la lámina sin

desviarse (99.9%) � no colisionan con el núcleo

– Un porcentaje muy pequeño (0,1%) de las radiaciones se desvían considerablemente � “rozan” el núcleodesvían considerablemente � “rozan” el núcleo

– Una de cada 20.000, aproximadamente, es rebotada al chocar con la lámina � chocan con el núcleo

• Como la mayoría pasó sin desviarse le llevó a la conclusión de que la carga positiva dentro del átomo (el núcleo) ocupaba un espacio muy pequeño con respecto al resto del átomo (100.000 veces más pequeño)



• En función de estas premisas elaboró su Modelo:

– El átomo contiene un núcleo central unas 100.000 veces más pequeño que el átomo

– En el núcleo se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo

– Los electrones se encuentran en la corteza, que ocupa casi todo el – Los electrones se encuentran en la corteza, que ocupa casi todo el volumen del átomo, girando alrededor del núcleo en órbitas circulares


RESULTADO ESPERADO

RESULTADO OBSERVADO



• Si bien supuso un gran adelanto, pues constataba la presencia de núcleo y corteza atómica, a este modelo se le achacaron algunos errores:

– no explicaba los espectros discontinuos

– contradecía las leyes electromagnéticas clásicas de la época – contradecía las leyes electromagnéticas clásicas de la época (el electrón al girar tenía que emitir energía y cada vez describir una órbita más pequeña)


NEUTRÓN

• Descubierto por J. Chadwick en 1932 al someter una muestra de

Be a la acción de partículas α

• Se puede definir como partícula subatómica sin carga eléctrica

(eléctricamente neutra) y con masa similar a la del protón

• Símbolo; n0

• Carga eléctrica; 0

• Masa; 1,675·10-27 kg (muy similar a la del protón, aunque

ligeramente superior)

• También esta compuesto por partículas llamadas quarks

combinadas entre sí

MAGNITUDES ATÓMICAS. REPASO

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso

NÚMERO ATÓMICO (Z)

• Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo (Z = protones)

• En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones. En este caso, Z, también coincide número de electrones. En este caso, Z, también coincide con el número de electrones.

• Indica la posición del elemento en la tabla periódica


NÚMERO MÁSICO (A)

• Indica la masa que tiene un átomo.

• Es igual a la suma del número de protones y el número de neutrones (A = nº protones + nº neutrones).

• Dicho de otra forma, A = Z + n• Dicho de otra forma, A = Z + n

• Número atómico y número másico se suelen representar junto con el símbolo del elemento de la siguiente forma:

(A)

(Z)


ISÓTOPOS

• Son las distintas formas atómicas de un mismo elementoque difieren en su número másico (A)

• 2 átomos son isótopos cuando tienen el mismo númerode protones pero distinto número de neutrones.de protones pero distinto número de neutrones.

• Es decir, tienen el mismo Z (número atómico) y diferenteA (número másico)


ISÓTOPOS

• Ejemplo; Isótopos del Hidrógeno


MASA ATÓMICA

• La masa atómica es la masa que presenta un elementoen el sistema periódico.

• No coincide, exactamente, con el número másico(aunque es parecido) porque los elementos suelen tener(aunque es parecido) porque los elementos suelen tenervarios isótopos y cada uno de ellos tiene una masadiferente.

• La masa atómica es una media ponderada de las masasde los isótopos, de manera que los isótopos másabundantes en la naturaleza cuentan más que losisótopos menos abundantes.


IÓN

• Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones

• Consecuentemente ya no tienen el mismo número de protones que de electrones

– Ión positivo (catión): el átomo tiene carga positiva, porque ha perdido electrones (tiene más protones que electrones)perdido electrones (tiene más protones que electrones)

Por ejemplo es un átomo (X) que ha perdido 3 electrones

– Ión negativo (anión): el átomo tiene carga negativa, porque ha ganado electrones (tiene más electrones que protones)

Por ejemplo es un átomo (X) que ha ganado 3 electrones


Ejercicio

• En la notación del siguiente elemento, determina elnúmero de protones, neutrones y electrones.

+1


Ejercicio

• En la notación del siguiente elemento, determina elnúmero de protones, neutrones y electrones.

+1 1

MODELO ATÓMICO DE BOHR

MODELOS ATÓMICOS


• En 1913, Bohr adaptó la teoría cuántica de Planck y los espectros atómicos al modelo atómico de Rutherford. Para realizar su modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno.

• El modelo de Bohr contenía los siguientes postulados:

1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares

“estacionarias” (son órbitas en las que el electrón gira sin emitir “estacionarias” (son órbitas en las que el electrón gira sin emitir

energía)

2. No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se

puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento

angular (o momento cinético) (m·v·r) sea múltiplo de la constante de

Planck (h) dividida entre (2 π) -> m·v·r = n · h / 2π

3. El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita

permitida a otra. Si el salto es desde una órbita de mayor energía a

otra de menor energía, emite energía en forma de radiación

electromagnética (luz)

MODELOS ATÓMICOS


• De los postulados de Bohr, se estableció un nuevo modelo atómico con distribución ordenada de los electrones. Se llega así a las siguientes conclusiones:

– Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del

núcleo en órbitas circulares o niveles de energía

– La energía del electrón depende de la órbita en la que esté – La energía del electrón depende de la órbita en la que esté

situado; cuanto más alejado del núcleo éste, mayor es su

energía

– Los radios de las órbitas y energías de los electrones situados en

ellas no pueden ser cualesquiera, sino solo ciertos valores muy

concretos

– Los electrones pueden pasar de una órbita a otra ganando o

perdiendo energía. Estos saltos explican la Hipótesis de Planck y

los espectros discontinuos

MODELOS ATÓMICOS


ESPECTROS

Págs. 236-237

ESPECTROS

ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS

• Según Maxwell, la luz es una onda electromagnética

• Características de onda electromagnética (Pág. 236)

– Amplitud (A). Desplazamiento máximo de un punto respecto al equilibrio

– Longitud de onda (λλλλ). Distancia de dos puntos consecutivos

– Frecuencia (νννν). Número de vibraciones por unidad de tiempo– Frecuencia (νννν). Número de vibraciones por unidad de tiempo

– Período (T). Tiempo invertido en efectuar una vibración completa

ESPECTROS

ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS

• Espectro electromagnético de la luz; conjunto de todas las ondas electromagnéticas ordenadas por su frecuencia

ESPECTROS

ESPECTROS ATÓMICOS

• A diferencia del espectro de la luz, los espectros atómicos son discontinuos (no se emiten en todas las frecuencias)

• Espectro de emisión de un elemento; Conjunto de frecuencias de ondas electromagnéticas emitidas por el átomo de ese elemento, cuando se le comunica suficiente energía

– Formado por unas bandas (líneas) de colores correspondientes a la – Formado por unas bandas (líneas) de colores correspondientes a la frecuencia de luz que emiten al saltar los electrones desde órbitas más alejadas a órbitas más cercanas al núcleo atómico

ESPECTROS

ESPECTROS ATÓMICOS

• Espectro atómico de absorción. Está formado por bandas (líneas) negras dentro del espectro electromagnético de la luz, correspondiente a la frecuencia de luz que absorben los electrones al saltar desde órbitas cercanas al núcleo a órbitas más alejadas.

ESPECTROS

ESPECTROS ATÓMICOS

• Para estudiar los espectros atómicos se calienta el elemento que se está analizando o se somete a una descarga eléctrica, mediante esta energía se logra activar al átomo con lo cual se consigue que uno o varios electrones sean desplazados de sus posiciones primitivas y salten a orbitales más externos

• El átomo activado es inestable y en un tiempo muy breve el • El átomo activado es inestable y en un tiempo muy breve el electrón desplazado vuelve a su posición inicial y desprende en forma de radiación electromagnética (luz) la energía captada antes.

• La imagen que sale correspondiente a la radiación luminosa del electrón constituye el espectro atómico.

ESPECTROS

Ejercicio. Pág. 239, Actv. 14

• El electrón de un átomo de hidrógeno ocupa el nivel 3.

Justifica cuántas radiaciones diferentes podrá producir cuando

retorne a su estado fundamental (nivel 1). ¿Y si ocupa

inicialmente el nivel 6?

Teoría cuántica

Teoría cuántica de Planck

– Cuerpos emiten o absorben energía en forma de paquetes o

cuantos de energía

– La energía correspondiente a cada cuanto es igual a h (cte de

Planck) por la frecuencia.

E = h · ννννE = h · νννν

MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO. MODELO ACTUAL

MODELOS ATÓMICOS• El modelo de Bohr se considera el precursor del actual modelo

atómico de orbitales

• Sin embargo, presentaba algunas limitaciones:

– Al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observó que algunas líneas espectrales eran en realidad dos, muy juntas

– Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se sometía la sustancia a un intenso campo magnético, se observó que las sustancia a un intenso campo magnético, se observó que las

líneas espectrales se desdoblaban en varias.

MODELOS ATÓMICOS

MODELO ATÓMICO DE ORBITALES

• Todas las modificaciones a las que fue sometido elmodelo de Bohr resultaron insuficientes, siendosustituido por un nuevo modelo; Modelo Atómico deOrbitales

• Este modelo acoge los principios de la mecánica cuántica• Este modelo acoge los principios de la mecánica cuánticay está basado en los siguientes avances:

– Hipótesis de De Broglie

– Principio de Incertidumbre de Heisenberg

– Ecuación de Schrödinger.

MODELOS ATÓMICOS


• Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpúsculo

– Tradicionalmente la física asumía diferencias entre onda ypartícula

– Por el contrario, De Broglie en su tesis doctoral propuso laexistencia de ondas de materia, es decir que toda materiatenía una onda asociada a ellatenía una onda asociada a ella

– Consecuentemente los electrones, consideradospartículas, también presentarían un comportamientoondulatorio. Este hecho se demostró experimentalmenteen 1.925

– En la actualidad, se asume que la luz puede poseerpropiedades de partícula y propiedades ondulatorias,según los principios de mecánica cuántica

MODELOS ATÓMICOS


• Ecuación de Schrödinger– En 1926, Schrödinger estableció una ecuación de ondas para

medir el carácter ondulatorio del electrón

– Supuso un gran avance para describir el comportamiento delelectrón alrededor del núcleo, siguiendo los principios de lamecánica cuántica

• Principio de incertidumbre de Heisenberg• Principio de incertidumbre de Heisenberg– Establece que es imposible conocer simultáneamente la

posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria.

– Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa

– Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada

MODELOS ATÓMICOS


• Todas estas ideas y principios dan forma al modeloatómico actual:

– El electrón se comporta como una onda en sumovimiento alrededor del núcleo

– No es posible predecir exactamente, donde se encuentrael electrón, desechando la idea de órbitas definidas deel electrón, desechando la idea de órbitas definidas deBohr

– Por el contrario, únicamente podemos calcular la regiónde espacio más probable en la que se encuentra elelectrón (orbitales)

– Un orbital sería la región del espacio en la que hay unamáxima probabilidad de encontrar al electrón

ORBITALES ATÓMICOS

Números cuánticos (Pág. 241 libro)

• Describen el comportamiento de los electrones en el átomo.

Distintos tipos:

– Número cuántico principal (n). Designa el nivel de energía en el

que se encuentra el electrón (la capa) Puede asumir valores

desde n=1 hasta cualquier número entero positivo,

aumentando el valor según la distancia al núcleo, y con ello laaumentando el valor según la distancia al núcleo, y con ello la

energía

ORBITALES ATÓMICOS


• Describen el comportamiento de los electrones en el

átomo. Distintos tipos:

– Número cuántico del momento angular orbital (l). Determina

la forma del orbital dentro de cada nivel. Toma valores de l

entre 0 y n-1

• n=1 � l= 0 (FORMA ESFÉRICA)

• n=2 � l= 0 (FORMA ESFÉRICA) ó 1 (FORMA DILOBULAR)

• n=3 � l=0 (FORMA ESFÉRICA) ,1 (FORMA DILOBULAR) ó 2

(TETRALOBULAR)

• n=4 � l=0 (FORMA ESFÉRICA) ,1 (FORMA DILOBULAR), 2

(TETRALOBULAR) ó 3 (COMPLEJA)

– Los valores 0, 1, 2 y 3 de l se designan mediantes las letras s,

p, d y f respectivamente

ORBITALES ATÓMICOS




– Número cuántico magnético (ml). Describe la orientación del

orbital en el espacio. Toma valores entre +l y -l

• Si l=0 (orbital s) � ml = 0l

• Si l=1 (orbitales p) � ml = -1, 0 ó +1

• Si l=2 (orbitales d) � ml = -2, -1, 0, +1 ó +2

• Si l=3 (orbitales f) � ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ó +3

ORBITALES ATÓMICOS




– Número cuántico del espín del electrón (ms). Nos indica hacia

donde gira el electrón (espín)

• Puede tener valores de +1/2 y -1/2

MODELO ATÓMICO ACTUAL

Ejercicios

• Decid si son correctos para un determinado electrón los siguientes números cuánticos (si no son correctos indica el error):a) 3 , 2 , -1 , -1/2

b) 2 , 2 , 0 , 1/2

c) 3 , 0 , 0 , -1/2

d) 3 , 1 , -2 , -1/2

• Señala cuál de los siguientes conjuntos de valores de números cuánticos son posibles para un electrón:a) (1,0,0,1/2) b) (1,1,0,-1/2) c) (4,2,1,-1/2)

d) (3,2,0,0) e) (2,1,-1,1/2) f) (3,1,2,-1/2)

ORBITALES ATÓMICOS

l=0 �� Orbital con forma tipo “s”

• Tienen una forma esférica

• Solamente presentan 1 tipo de orbital para esta forma

ORBITALES ATÓMICOS

l=1. Orbital con forma tipo “p”

• Formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.

• La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico.

• Hay 3 orbitales p de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y ó z.orientación a lo largo de los ejes x, y ó z.

ORBITALES ATÓMICOS

l=2. Orbital con forma tipo “d”

• También están formados por lóbulos.

• Hay 5 tipos de orbitales d

ORBITALES ATÓMICOS

l=3. Orbital con forma tipo “f”

• Tienen aspecto multilobular

• Existen 7 tipos de orbitales f


ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones

Nivel de Energía

1 2 3 4

Subnivel s s p s p d s p d f

Nº de orbitales 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7

Denominación 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Nº máx. de e-

por subnivel2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

Nº máx. de e-

por nivel (2n2)2 8 18 32


ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones

Nivel de Energía

1 2 3 4

Subnivel

Nº de orbitales

Denominación

Nº máx. de e-

por subnivel

Nº máx. de e-

por nivel (2n2)

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

Criterios a seguir

• Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms). En cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con espín +1/2 y otro con -1/2

• Los orbitales se representan mediante cajas y los electrónes• Los orbitales se representan mediante cajas y los electrónescon flechas

• Los orbitales se llenan según sus energías relativas, llenándose inicialmente aquellos con menor energía (Diagrama de Moeller)

Ver imagen página 242


Diagrama de Moeller

Indica el orden que siguen los electrones para ocupar orbitales.

Comenzamos por la línea inferior y vamos subiendo una a inferior y vamos subiendo una a una cuando hemos terminado la flecha siguiendo la dirección de la misma.

Todos los orbitales “s” se completan con doselectrones; los orbitales “p” con 6; los orbitales “d” con 10, y los orbitales “f” con 14.


Criterios a seguir

• Regla de Hund. Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l, tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital, a continuación se completan con el segundo electrón

5d5

5d5 ¡¡¡NO!!!


Otros Criterios a seguir

• La configuración electrónica de un átomo es la correspondiente al estado fundamental o de mínima energía del átomo

• Cualquier otra configuración corresponde a una config. electrónica excitada, en la que se ganan o pierden electrones



Ejemplo. Escribe la configuración electrónica de:

• N (Z=7)

• N3- (Z=7)

• K1+ (Z=19)

• Br (Z=35)• Br (Z=35)

SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

fÍsica y quÍmica 1º bachillerato - ciencias · espacio muy pequeño con respecto al resto del...

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