TEMA 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA Protón: Partículas fundamentales

1 1

H

mp ≈ 1 uma = 1,67262·10–27 kg

qp = +1,602177⋅10–19 C

;

Neutrón: 01 n mn ≈ 1 uma = 1,67493·10–27 kg ; Electrón:

0 −1

qn = 0

e me = 9,10939⋅10–31 kg ≈1/2000 uma ; qe = –1, 602177⋅10–19 C

Número atómico (Z) protones en el núcleo. Número másico (A) partículas en el núcleo Isótopo Igual Z; distinto A A

carga

Representación de un elemento Z X nº átomos donde X representa el símbolo del elemento.

E = h⋅ν

Hipótesis de Planck

h = 6,62607⋅10–34 J⋅s

Efecto fotoeléctrico luz formada por fotones (corpúsculos) h ⋅ ν incidente = h ⋅ ν umbral + E c(electrón) Espectro átomo del hidrógeno

n=1 n=2 n=3 n=4 n=5

1 1   1 = R ⋅ 2 − 2  λ m  n R=1,097·107 m–1

serie de Lyman serie de Balmer serie de Paschen serie de Brackett serie de Pfund

11 Postulado: energías definidas en órbitas cuantificadas r =

Modelo atómico de Bohr

órbitas 21 Postulado: L = m ⋅ v ⋅ r = n ⋅ h = n ⋅  2⋅π definidas 31 Postulado: E 2 − E1 = h ⋅ ν

Teoría de De Broglie

⇒

Dualidad onda–corpúsculo λ =

Principio de incertidumbre de Heisenberg (indeterminación)

Ecuación de Schrödinger

  h2  r = n 2 ⋅  2 2   4⋅ π ⋅m⋅K ⋅e 

⇒

E=−

1 n2

K ⋅ e2 m ⋅ v2

 2 ⋅ π2 ⋅ m ⋅ K 2 ⋅ e4   ⋅  h2  

h m⋅v

Δ x ⋅Δp ≥

h = 2⋅π

Ĥψ=Eψ

Orbitales atómicos Están basados en los cuatro números cuánticos: principal (tamaño) n  secundario (forma)





varía de 1 a ∞ varía de 0 a n–1

magnético (orientación) m  varía de –  a  spin (sentido de giro) s  vale +2 o –2 El orbital s (n = 0) tiene forma esférica; el orbital p (n = 1) tiene forma bilobulada; el orbital d (n = 2) tiene forma tetralobulada o bilobulada con un toroide; el orbital f (n = 3) tiene normalmente forma octalobulada… No puede haber dos electrones en el mismo átomo con los cuatro números cuánticos Principio de exclusión de Pauli iguales.

Orden de energía de los orbitales

 1s

 2s

 2p



Regla de la diagonal de Möller

3s

 3p

 4s

 4p

 5s











 5f

 6d

 7p

 4f

5d

6p

7s

 4d

5p

6s

 3d

 5g

 6f

6g

7f

7g

 7d

Máxima multiplicidad de Hund: Al rellenar orbitales con la misma energía, los electrones se sitúan lo más desapareados posible.

SISTEMA PERIÓDICO Triadas de Döbereiner (1829). Agrupa los elementos de tres en tres, al tener parecidas propiedades químicas. (Li, Na, K);(Ca, Sr, Ba);(S, Se, Te);(Cl, Br, I) Octavas de Newlands (1864). Agrupando los elementos descubre que el octavo tiene propiedades similares al primero. H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Sistemas periódicos de Meyer y Mendeléiev (1869–1874) Añade como ventaja el hecho de que Mendeléiev deja huecos en el sistema de ordenación de los elementos, y predice la propiedades que han de tener esos elementos, cosa que se comprueba cierta cuando éstos se descubren. Ordena los elementos por número atómico y no por masa atómica. Una vez mejorado el sistema queda como sigue:

GRUPOS 1

2

3

4

5

Ia

IIa

IIIb

IVb

Vb

6

7

8

VIb VIIb

9

10

VIII

11

12

13

14

15

16

17

Ib

IIb

IIIa

IVa

Va

VIa VIIa

PERIODOS

1 H 2 Li

18 0

He Be

B

C

N

O

F

Ne

3 Na Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Ni Cu Zn Ga Ge As

Se

Br Kr

4 K

Ca

Sc

Ti

V

5 Rb Sr

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

6 Cs Ba La Hf Ta

Cr Mn Fe Co

W

Re Os

Ir

Pt

Au Hg

In

Sn Sb

Te

Tl

Pb

Po

Bi

I

Xe

At Rn

7 Fr Ra Ac Ce

Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Th Pa

U

Np Pu Am Cm Bk Cf

Es Fm Md No Lw

Está dividido en períodos(filas) y grupos(columnas) Se basa en la similitud entre elementos y hay propiedades que varían periódicamente (se excluyen los gases nobles): Tamaño de los átomos Crece hacia abajo–izquierda F