1. Mezclas
homogéneas o heterogéneas
KI Pb(NO3)2 PbI2(s) + K+
+ NOÁtomos, iones y moléculas
Sustancias:
simples o compuestas.
Elementos
LO QUE YA VIMOS…

2. La materia está formada por átomos
que no podemos ver porque son
extremadamente pequeños.
¿Por qué se propuso la existencia de
los átomos?
(*) Para material adicional ver:
Estructura de la Materia, Proyecto de Ulloa, Primero de bachillerato
Tabla Periódica de la Junta de Andalucía, Averroes
Estructura de la Materia (*)

3. Bases para la Química: Leyes Ponderales
1800
Ley de Conservación de la Materia (o de Lavoisier):
En una reacción química ordinaria la materia se mantiene
constante
Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):
Un compuesto determinado contiene siempre los mismos
elementos en las mismas proporciones de masa.
Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):
Las masas de un elemento que se combinan con una masa
fija de otro están en relación de números enteros sencillos.

4.  Cada elemento está compuesto por átomos
 Todos los átomos de un elemento son idénticos
 En una reacción química los átomos no cambian.
 Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de
dos o más elementos.
Teoría Atómica de Dalton (1808)
Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS
de la Química, también denominadas LEYES
PONDERALES

5. ¿De qué están hechos
los átomos?

6. Componentes del Átomo:
electrones
J. J. Thompson (1897): los rayos catódicos están formados
por partículas negativas denominadas electrones.
Electrón
negativo
Carga positiva
distribuida por la
esfera
El modelo
atómico de
Thompson

7. Componentes del Átomo: núcleo y
protones
Partículas dispersas La mayoría de las
partículas no se
desvían
Lámina
fina de
oro
Pantalla circular fluorescente
(ZnS)
Fuente de partículas alfa
Haz de
Partículas

8. Partículas
α incident
es
Átomos de
la lámina de
oro
Núcle
o
 La mayoría de la masa del
átomo y toda su carga
positiva se concentra en un a
región muy pequeña pero
muy densa, denominada
núcleo.
 El núcleo es el origen de
que unas pocas partículas
alfa “reboten”.
 La gran mayoría del volumen
total del átomo es una
espacio vacío en el que los
electrones se mueven
alrededor del núcleo.
 Ello explica que la gran
mayoría de las partículas
alfa pasen a través de la
lámina.
Componentes del Átomo: núcleo y protones
(Rutherford)

9. Componentes del Átomo: núcleo y
neutrones
En 1932 James Chadwick descubrió los
neutrones que son partículas subatómicas
que se encuentran en el núcleo y no tienen
carga.
Bombardeó una muestra de Be con
partículas alfa (núcleos de helio), que hacen
que el berilio emita una radiación. Al
estudiar esta radiación, que antes había
sido confundida con rayos gama, se dio
cuenta que no era afectada por un campo
magnético.
Como todas las partículas con carga al
moverse, generan un campo magnético,
estas partículas debían ser neutras, y no
eran fotones porque no presentaban el
efecto fotoeléctrico.
Su descubrimiento apoyo el modelo
James Chadwick

10. ¿Cómo son los átomos?

11. •Luz, fotones y espectro electromagnético
•Las partículas subatómicas
•El modelo de Bohr.
•El modelo mecanocuántico.
•El átomo de hidrógeno.
• Configuraciones electrónicas de los átomos.
El llenado de los subniveles y la tabla
periódica
Configuración electrónica de los iones
monoatómicos.
La naturaleza de los átomos

12. La luz como una onda
La luz viaja por el espacio en forma de onda,
definida por:
Longitud de onda (λ) Frecuencia
(ν)
λ
λ
Amplitud (ψ)
Baja
frecuenci
a
Alta
frecuenci
a

13. La luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular)
Energía
radiante
(fotones)
Electrone
s
emitidos
(corriente
eléctrica)
Superficie
Efecto fotoeléctrico
•Los electrones sólo se
arrancan cuando la luz
incidente supera un cierto
valor de la energía.
•El número de electrones
arrancados es proporcional a la
intensidad de la luz.
Einstein demostró mediante el
efecto fotoeléctrico que la luz
está formada por un haz de
partículas denominadas fotones.

14. En el siglo XVII Newton
demostró que la luz natural
(blanca) puede
descomponerse en sus
diferentes colores, originando
un espectro continuo, donde
aparecen todas las longitudes
de onda entre 400 y 700 nm
(aproximadamente).
Fuente
Rendija
Prisma
Pantalla

15. La luz es radiación electromagnética. La radiación
electromagnética puede tener longitudes de onda muy cortas o
muy largas.
El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectro
electromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes
en el Universo.
El espectro electromagnético
λ
ν

16. Actividad 1. Espectros atómicos
Sustancias:
LiCl, NaCl, SrCl2
Disolución de HCl
Materiales:
Una punta de grafito
Un encendedor nuevo
Al calentar un compuesto se le proporciona
energía.
¿Qué observamos cuando calentamos
compuestos que tienen elementos diferentes?

17. Espectro de los átomos de hidrógeno

19. Conclusiones de los espectros
atómicos
Espectro atómico de emisión del sodio (región del visible)
Los espectros de los elementos no
son continuos, sino que están
formados por líneas a longitudes
de onda determinadas .
Espectro atómico de absorción del sodio (región del
visible)
Estas líneas se describieron como
Intensas (sharp)
Principales (principal)
Difusas (difuse) o
Fundamentales (fundamental)

20. Puesto que el espectro de emisión y el de
absorción coinciden y no dependen del
compuesto estudiado, sino del elemento,
parece claro que los espectros atómicos
están relacionados con los átomos, que
deben tener una estructura interna que de
cuenta de ambos tipos de espectros.

21. Espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible)
Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía
para desplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello
significa que sólo algunos niveles de energía están permitidos,
es decir, que los niveles están cuantizados (limitados a
determinados valores).
Se demostró que estas líneas podían
predecirse mediante ecuaciones con
series matemáticas empíricas como:






−= −
2
2
2
1
18 11
10179.2
nn
xν
¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los
átomos?

22. La respuesta de Bohr
En el átomo de hidrógeno el electrón
gira en una órbita circular alrededor
del núcleo. Esta es una órbita estable
en la que el electrón no emite
energía.
Orbita estable es aquella en la que el
movimiento circular del electrón está
cuantizado:
mvr = nh/2π
donde n = 1, 2, 3… etc
e-
, me
p+
, mp
r
v
El valor del radio viene determinado
por:
2
22
mZe
hn
r =
es la cte de Rydberg RH






= 22
22
1
2 nh
emZ
E
Y el de la energía de la órbita por:
Niels Bohr

23. El modelo de Bohr
Mediante este modelo tan simple, Bohr obtuvo una ecuación
para la energía del electrón del hidrógeno prácticamente
idéntico al obtenido empíricamente con las series
matemáticas, por lo que puede escribirse:
n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El
estado de energía más estable es el que corresponde a n = 1,
que se denomina estado fundamental.
Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo que
consigue al absorber energía), entonces se dice que está en un
estado excitado. Entonces ese electrón puede volver a su estado
fundamental, emitiendo un fotón.

24. El modelo de Bohr
n
E
Serie de Paschen
Serie de Balmer
Serie de Lyman
Permite predecir los valores de energía
observados en los espectros:
e
e
hhνν
Excitación
e e
hhνν
Relajación

25. Del modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria
El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno
con un 0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error
aumenta hasta el 5%. Para elementos con más electrones no proporciona
resultados que coincidan con los experimentales. El modelo de Bohr sólo es
correcto para el átomo de hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto
es, que sólo contengan un electrón.
La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función
de un simple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita
definida. En la década de 1920 algunos científicos comenzaron a especular
sobre una teoría construida desde un nuevo enfoque: el comportamiento
dual del electrón como partícula y a la vez como onda.

26. Dualidad onda-materia
L. de
Broglie
(1892-
1987)
La luz tiene propiedades de materia y de
energía
De Broglie (1924) propone que todos los
objetos en movimiento tiene propiedades de
onda.
Para la luz: E = hν = hc / λ (Planck)
Para partículas: E = mc2
(Einstein)
vm
h
⋅
=λ
Luego para la luz mc = h/λ
y para las partículas m v = h/λ

27. La función de onda
E. Schrodinger
1887-1961
Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que
un electrón podía considerarse como una onda para describir su
comportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que
proporcionaría la función de onda Ψ que describiría dicho
comportamiento. Cada función de onda describe un estado
energético permitido para los electrones en un átomo. Así, la
cuantización propuesta por Bohr surge ahora durante el
tratamiento matemático de la mecánica cuántica.
La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del
átomo de hidrógeno es la siguiente:
0
8 2
2
2
2
2
2
2
2
2
=





+





+
Ψ
+
Ψ
+
Ψ
r
e
E
h
m
zyx
π
δ
δ
δ
δ
δ
δ

28. Números cuánticos
•La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el
átomo de hidrógeno.
•Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda.
•Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que
se denominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene
un valor definido y por lo tanto está cuantizada
• Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos números
cuánticos, que se representan como n, l y ml.

29. Números cuánticos
Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda (Ψ)
que dependen de los ángulos (θ,φ) y de la distancia de cada electrón al
núcleo (ao , radio de Bohr), como las siguientes:
l ml Ψ(θ,φ)
0 0 1
1 0 31/2
cosθ
1 ±1 (3/2)1/2
senq e±iφ
2 0 (5/4)1/2
(3cos2
θ - 1)
2 ±1 (15/4)1/2
cosθ
senθ e±iφ
n l f(r)
1 0 2
2 0 (1 / 2√2)(2-ρ)
2 1 (1 / 2√6)ρ
3 0 (1 / 9√3)(6-6ρ+ρ2
)
3 1 (1 / 9√6)(4-ρ)ρ
3 2 (1 / 9√30)ρ2
Parte radial: Rnl
(r) = f(r)(Z/a0
)3/2
e-ρ/2
ao = 0.523; ρ =
2Zr/na0
Parte angular: Θl,ml
(θ) Φml
(φ) = (1/4π)1/2
Y(θ,φ)

30. Números cuánticos
El primer número cuántico, o número cuántico
principal, n, designa el nivel de energía principal.
Este número toma valores enteros naturales a
partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor
será la energía del electrón y se localizará a
mayor distancia del núcleo.
n = 1, 2, 3, 4, ...

31. Números cuánticos
El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía
que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos.
Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en
cada nivel n hay l subniveles.
n = 1 l = 0
n = 2 l = 0, 1
n = 3 l = 0, 1, 2
n = 4 l = 0, 1, 2, 3
Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar
los subniveles:
valor de l 0 1 2 3
Subnivel s p d f
sharp principal difuse fundamental

32. Números cuánticos
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo
depende de n.
Para los átomos con más de un electrón, la energía depende
tanto de n como de l.
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

33. Números cuánticos
Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que
se diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número
informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los
valores de ml van desde –l hasta + l de unidad en unidad:
ml = -l ..., 0,..., +l
Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles:
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
ml 0 0 +1,0,-1 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3
1s 2s 2p (3) 3s 3p (3) 3d (5) 4s 4p (3) 4d (5) 4f (7)

34. Capacidad y energía de los niveles
n 1 2 3 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
ml 0 0 +1,0,-1 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3
ms
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

35. Configuraciones electrónicas.
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la
disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el
número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel.
Energía
Orden de llenado por
energía

36. Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las
siguientes reglas:
1) Principio de energía mínima.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a
mayor energía de los mismos.
2) Principio de exclusión de Pauli.
Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.
3) Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un
mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se
ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el
máximo posible.

37. Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica
Li 3 1s2
2s1
Be 4 1s2
2s2
B 5 1s2
2s2
2p1
C 6 1s2
2s2
2p2
N 7 1s2
2s2
2p3
Ne 10 1s2
2s2
2p6
Na 11 1s2
2s2
2p6
3s1
electrón
de valencia

38. Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en
el último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para
combinarse con otros. Para visualizar rápidamente estos
electrones se pueden colocar como puntos alrededor del símbolo
del elemento (Lewis)
Nos sirven para explicar el enlace covalente
Electrones de valencia. Configuración electrónica

39. Actividad 2:
Configuraciones electrónicas de
elementos de diferentes periodos
pero del mismo grupo

40. ¿Cómo se relacionan
las configuraciones electrónicas
con la tabla periódica?

41. La Tabla Periódica
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración
electrónica del último nivel energético.

42. ns1
ns2
ns2
np1
ns2
np2
ns2
np3
ns2
np4
ns2
np5
ns2
np6
d1
d5
d10
4f
5f
Configuración electrónica de los elementos
en su estado natural

43. Configuraciones electrónicas de los
iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2
p6
)
son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer
tal configuración.
n s2
p6
Cuando un átomo se ioniza,
gana o pierde electrones en el
orbital de mayor energía para
alcanzar una configuración de
gas noble. El sodio tiene que
perder un electrón o ganar
siete electrones para
conseguir tal configuración.
Por ello, el ión Na+
es el estado
de oxidación más frecuente (y
único) de este metal.
gana 7 e
pierde 1 e

44. Configuraciones electrónicas de los
iones
gana 1 e
pierde 7 e
En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble
requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado
de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.

45. Periodicidad y Ley Periódica
Para entender la
periodicidad y la ley
periódica se deben de
revisar algunas
propiedades

46. Propiedades Periódicas
Son propiedades mensurables para los elementos
Son propiedades que, al analizar sus valores en
función del número atómico, tienen un
comportamiento que se repite periódicamente

49. Ley periódica:
“Las propiedades de los elementos
varían en función de sus números
atómicos”

50. Propiedades Periódicas relacionadas con
Reactividad
Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las
energías asociadas con la eliminación o adición de electrones,
son de importancia para poder explicar las propiedades
químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de
estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y
predecir un comportamiento químico o estructural determinado.
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
- Electronegatividad.

52. Relaciones periódicas entre los elementos
Las propiedades de los elementos están
relacionadas con su configuración electrónica
y con su posición en la tabla periódica

53. Elementos del Grupo 1A (ns1
, n ≥ 2)
M M+1
+ 1e-
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)
4M(s) + O2(g) 2M2O(s)
Incrementodelareactividad

54. Elementos del Grupo 1A (ns1
, n ≥ 2)

55. Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción en frío
M M+2
+ 2e-
Incrementodelareactividad
Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g)
M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba
Elementos del Grupo 2A (ns2
, n ≥ 2)

56. Elementos del Grupo 2A (ns2
, n ≥ 2)

57. 4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)
2Al(s) + 6H+
(ac) 2Al3+
(ac) + 3H2(g)
Elementos del Grupo 3A (ns2
np1
, n ≥ 2)

58. Elementos del Grupo 3A (ns2
np1
, n ≥ 2)

59. Sn(s) + 2H+
(ac) Sn2+
(ac) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+
(ac) Pb2+
(ac) + H2 (g)
Elementos del Grupo 4A (ns2
np2
, n ≥ 2)

60. Elementos del Grupo 4A (ns2
np2
, n ≥ 2)

61. N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(ac)
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(ac)
Elementos del Grupo 5A (ns2
np3
, n ≥ 2)

62. Elementos del Grupo 5A (ns2
np3
, n ≥ 2)

63. Elementos del Grupo 6A (ns2
np4
, n ≥ 2)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

64. Elementos del Grupo 6A (ns2
np4
, n ≥ 2)

65. Elementos del Grupo 7A (ns2
np5
, n ≥ 2)
X + 1e-
X-1
X2(g) + H2(g) 2HX(g)
Incrementodelareactividad

66. Elementos del Grupo 7A (ns2
np5
, n ≥ 2)

67. Elementos del Grupo 8A (ns2
np6
, n ≥ 2)
Niveles ns y subniveles
np completamente
llenos.
Energías de ionización
más altas que las de
todos los elementos.
No tienden a aceptar ni
a donar electrones, por
lo que difícilmente
reaccionan y por eso se
les conoce como gases
nobles

68. Propiedades de los óxidos
básicos ácidos

70. Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la
distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos
del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma
similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del
mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia
entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia
hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-
,
con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios
iónicos de los distintos cationes y aniones.
Radio atómico

71. Radio atómico
Aumenta el radio
atómico
Aumenta el
radio atómico
Radio
(Å)
Variación del radio atómico en relación al número
atómico.

72. Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones de
los radios iónicos a
lo largo de la Tabla
periódica son
similares a las de
los radios
atómicos.
Además suele
observarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo

73. Energíadeionización(kJ/mol)
Aumenta E. Ionización
Aumenta E. Ionización
Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima
necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
A(g) → A+
(g) + e-
(g) ∆H = I1

74. Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la
energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado
gaseoso:
A(g) + e-
(g) → A-
(g) ∆Hge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a ∆Hge
:
AE = - ∆Hge
Afinidad electrónica
Valores de ∆Hge

75. La electronegatividad (χ) de un elemento es la capacidad que tiene un
átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma
parte de un compuesto.
Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy
electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a
perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los
elementos alcalinos).
Electronegatividad

76. Electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad