Esquema desarrollado de la unidad didáctica correspondiente al currículo de Química de 2º de Bahillerato

1. UNIDAD 1 ESTRUCTURA DE LA
MATERIA
QUÍMICA
2º BACHILLERATO

2. 1. Introducción

3. 2. Radiación electromagnética
• Se emplea para estudiar la estructura interna de la
materia.
• Formada por ondas que se mueven a la velocidad de la
luz (c).
• James C. Maxwell demuestra matemáticamente que
están formadas por campos eléctricos y magnéticas
acoplados.
• Transportan energía en forma de radiación, un proceso
distinto a la conducción o la convección.
• No necesitan materia para desplazarse (incluso lo
hacen en el vacío) al contrario que las ondas sonoras,
que necesitan un medio material para su propagación.

4. Parámetros característicos de las ondas
• Longitud de onda (λ): es la distancia entre dos máximos o
dos mínimos consecutivos de una onda.
– Unidades: m, cm, nm, Å (angstroms: 1 Å=10-10 m)
• Frecuencia (f): es el número de oscilaciones que pasan por
cada punto en la unidad de tiempo.
– Unidades: s-1= Hz (hertzio)
• Periodo (T): es el tiempo que tarda la onda en recorrer una
longitud de onda.
– Unidad: s
• Velocidad de propagación:
En el vacío, la velocidad de propagación es:
f
T
1

fv  
18
103 
 smc

5. Espectro electromagnético
• Es un continuo formado por el conjunto de las
radiaciones electromagnéticas.
– Radiación electromagnética ionizante: rayos cósmicos,
gamma y X; peligrosa porque puede inducir a cambios
moleculares por ser radiación de alta frecuencia, la cual
almacena gran cantidad de energía.
– Radiación ultravioleta: en exceso, es nociva para la salud
porque puede producir cambios en la estructura
electrónica de los átomos.
– Visible: no es peligrosa; es la radiación que corresponde a
los colores del arco iris.
– Radiación no ionizante: radiación infrarroja, microondas y
radiofrecuencia; producen efectos térmicos;

6. Espectro electromagnético

7. 3. Orígenes de la teoría cuántica.
Hipótesis de Planck
Los átomos de los elementos (a bajas presiones) emiten
o absorben energía de solo unas determinadas
frecuencias luminosas.
En 1901, Max Planck supone que la energía radiante que
emite o absorbe un átomo está formada por pequeños
paquetes de energía denominados cuantos o fotones,
es decir, es la energía es discontinua y está cuantizada,
y viene dada por:
Estos cuantos de energía radiante son tan pequeños que en
el mundo macroscópico la luz nos parece continua (de
manera análoga a lo que ocurre con la materia)
sJh
fhE


34
10626,6

8. Efecto fotoeléctrico
En 1905, Albert Einstein aplicó la hipótesis de
Planck al efecto fotoeléctrico:
El efecto fotoeléctrico consiste en la capacidad
que tienen algunos metales de emitir electrones
al ser sometidos a la irradiación de luz de
determinada frecuencia mínima.
electróndelsalidadecinéticaumbralincidenteluz EEE 
cincidente Efhfh  0

9. Repaso
• Energía emitida/absorbida por 1 átomo:
– Planck: E = h · f , siendo h = 6,626 · 10-34 J · s
• Efecto fotoeléctrico: E incidente > E umbral
– Einstein: E incidente = E umbral + E cinética
h · f incidente = h · f umbral + E cinética
E umbral = E0 = W extracción
• Características de las ondas:
c = 3 · 108 m·s-1
c = λ · f
T = 1/f
• Relación:
1 eV = 1,6 · 10-19 J

10. Actividades
• 1, 2 y 3 página 11

11. 4. Espectros atómicos
Un espectro atómico es una serie de líneas de
diferentes colores que corresponden, cada
una de ellas, a una frecuencia determinada.
Se obtienen mediante un aparato que se
denomina espectroscopio.
Se pueden obtener:
– espectro de emisión
– espectro de absorción
Son característicos de cada elemento.

12. Ecuación empírica de Rydberg para
el hidrógeno
Las líneas del espectro de hidrógeno responden
a esta ecuación:
m
RybergdeanteconstmR
nsiempredepartiraenterosnúmerosmyn
líneacadadeondadelongitud
mn
R 














,10097,1
,1,
,
111
17
22



13. Espectro de hidrógeno
• Están agrupadas en series.
• Estas series se llaman en función del
investigador que las estudió.
Series Zona del espectro Valores de n y m
Lyman Ultravioleta n = 1 y m = 2,3,4…
Balmer Visible n = 2 y m = 3,4,5…
Paschen Infrarrojo n = 3 y m = 4,5,6…
Brackett Infrarrojo n = 4 y m = 5,6,7…
Pfund Infrarrojo n = 5 y m = 6,7,8…

14. Refuerzo
Indica cuál es la frecuencia característica y la
energía correspondiente de la primera línea
de cada serie espectral del hidrógeno.

15. 5. Modelo atómico de Bohr para el
hidrógeno
• 1913
• Según él, los espectros atómicos indican la
existencia de determinados estados
energéticos de los átomos.
• Propone una estructura interna de los átomos
de tipo planetaria, en la que los electrones
giran alrededor del núcleo central según las
restricciones impuestas en sus tres
postulados.

16. Postulados de Bohr
1. En un átomo, el electrón solo puede tener ciertos estados
de movimiento. Cada uno de ellos tiene una energía fija y
determinada.
2. En cualquiera de estos estados, el electrón se mueve
describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Sólo
son posibles aquellas órbitas en las que cumple que el
momento angular (L) del electrón es un múltiplo entero
de (h/2· π):
3. Un electrón puede pasar de una órbita a otra
absorbiendo (si va a una más exterior) o emitiendo (en
caso contrario) radiación electromagnética cuya energía
será la diferencia entre la de las órbitas inicial y final.
...)3,2,1(
2
 n
h
nmvrL

fhEEE finalinicialfotón ·

17. 5.1. Radio de las órbitas permitidas
Para que el electrón permanezca en su órbita:
Según el segundo postulado:
Igualando:
Despejando:
Coulombcentrípeta FF 
2
21
2
r
qqK
r
vm 

 











eelectróndelyprotóndelrgacaqyq
CmNCoulombdenteconstaK
órbitalaenelectróndelvelocidadv
electróndelmasam
21
229
10897552,8
2
h
nmvrL 
rm
hn
v



2
222
22
2
4 rm
hn
v




r
eK
vm
2
2 
 rm
eK
v



2
2
222
222
4 rm
hn
mr
Ke








 22
2
2
4 mKe
h
nr


18. El radio de la órbita del electrón está
cuantizado, es decir, solo puede
tomar ciertos valores.
Para:
• 1ª órbita: n = 1 
• 2ª órbita: n = 2 
• 3ª órbita: n = 3 
• etc…






 22
2
1
4 mKe
h
r

12 4rr 
13 9rr 

19. 5.2. Energía del electrón en las órbitas
pcT EEE 
r
eKvm
ET
22
2




r
eK
vmqueSabemos
2
2 

r
eK
r
eK
ET
22
2





r
eK
ET



2
2
nteanteriormecalculadoradiodelvaloreldoSustituyen
22
222
2
4
hn
mKeKe
ET








 22
2
2
4 mKe
h
nr







 2
242
2
21
h
meK
n
ET


20. La energía del electrón está
cuantizada, es decir, solo puede
tomar ciertos valores.
Para:
• 1ª órbita: n = 1 
• 2ª órbita: n = 2 
• 3ª órbita: n = 3 
• etc…
http://cas.sdss.org/dr2/sp/proj/advanced/spectraltypes/energylevels.asp






 2
242
1
2
h
meK
E

12
4
1
EE 
13
9
1
EE 

21. • La energía E1 es la
menor que puede tener
el electrón; tiene el
valor negativo menor.
• Cuando n = ∞, E∞ = 0.
• Las energías de las
diferentes órbitas se
representan en un
diagrama de energía.

22. 5.3. Interpretación de los espectros
atómicos
Según esta teoría:
• Emisión: paso del electrón de una órbita de
mayor energía a otra de menor energía  SE
EMITE ENERGÍA (ΔE≤0)
• Absorción: paso del electrón de una órbita de
menor energía a otra de mayor energía  SE
ABSORBE ENERGÍA (ΔE≥0)

23. La energía emitida o absorbida
corresponde a un salto de un electrón
de una órbita a otra
inicialfinal EEE  














 2
242
22
242
2
2121
h
meK
nh
meK
n
E
if









 222
242
112
fi nnh
meK
E


c
hfhE  







 223
242
1121
fi nnch
meK 

Rydbergdeempíricaecuaciónlaasimilarpresiónexunaesque








 
22
17 11
10097,1
1
fi nn
m


25. Actividades
• Leer ejemplos resueltos página 17
• Hacer actividades 4, 5 y 6 página 17

26. 5.4. Limitaciones del modelo de Bohr.
Solo se puede aplicar al átomo de hidrógeno (o
a otros iones sencillos con 1 electrón en la
corteza): para átomos más complejos los
resultados son incorrectos.
Sin embargo sirvieron de base para el desarrollo
de la Mecánica Cuántica y establece el primer
número cuántico, n, o número cuántico
principal.

28. 5.4. (continuación) Correcciones cuánticas
1. Al modernizarse la espectroscopia, se descubre
que la mayor parte de las líneas espectrales son
conjuntos de líneas muy próximas.
Causa: las órbitas pueden ser elípticas con distinta
excentricidad distintos subniveles energéticos.
Solución: se define el número cuántico secundario o
azimutal (l), que indica el número de subniveles.
El número de subniveles es igual a n.
• n = 1 solo tiene un subnivel, l = 0, que se llama s.
• n = 2 tiene dos subniveles, l = 0 y l = 1, que se llaman s y p.
• n = 3 tiene tres, l = 0, l = 1 y l = 2, que se llaman s, p y d.
• n = 4 tiene cuatro, l = 0, l = 1, l = 2 y l = 3, que se llaman s, p,
d y f.
 10  nl

30. 2. Además, bajo la acción de campos magnéticos,
las líneas se desdoblan en otras.
Causa: distinta orientación de la órbita en un campo
magnético.
Solución: se define el número cuántico magnético (m).
El número de subniveles m viene dado por:
– Si l = 0 (s)  m = 0
– Si l = 1 (p)  hay tres subniveles m: -1, 0 y 1
– Si l = 2 (d)  hay cinco subniveles m: -2, -1, 0, 1 y 2
– Etc…
5.4. (continuación) Correcciones
cuánticas
lml 

32. 5.4. (continuación) Correcciones
cuánticas
3. Con técnicas más sofisticadas, se observó el
desdoblamiento de cada línea espectral en
dos.
Causa: la dirección de giro del electrón sobre sí
mismo.
Solución: se define el número cuántico de spin (s)
manera que cada m puede tener dos valores:
+1/2 y -1/2.

34. En resumen:
• Los números cuánticos son como coordenadas
que caracterizan a un electro en un átomo.
• Se expresan así: (n, l, m, s)
• El número de electrones vendrá determinado
por n, l y m.

35. Actividades
• Hacer 8 y 9 página 18
• 10 página 35
• Deberes: actividades 6, 7, 8 y 9 página 35
– Actividad 8: recordar que un ΔE >0 significa
energía absorbida y ΔE< 0, energía emitida.

36. 6. La Mecánica Cuántica moderna y su
incidencia en el desarrollo de la
Química.
Se basa en:
• la teoría de Planck,
• la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie, y
• en el principio de incertidumbre de
Heisenberg.

37. 6.1. Hipótesis de De Broglie: dualidad
onda-corpúsculo
La luz tiene dos tipos de comportamientos:
– ondulatorio:
– corpuscular:
Según De Broglie, si los fotones muestran esta
dualidad, toda partícula en movimiento también,
solo que a menor tamaño de partícula mayor es
su comportamiento ondulatorio, y viceversa.
cpcmE  2

ch
E





p
h
p
ch
cp
 vm
h



38. 6.2. Principio de incertidumbre o
indeterminación.
Es imposible efectuar una medida sin
interaccionar con el sistema que se desea
medir.
Cuanto menor es el tamaño de partícula , menor
ha de ser la longitud de onda que se debe
utilizar para visualizarla adecuadamente, lo
que significa usar una radiación más
energética, lo que implica mayor alteración de
la partícula en cuestión y mayor error.

39. 6.2. Principio de incertidumbre o
indeterminación
El principio de incertidumbre de Heisenberg
establece que hay un límite en la precisión con
que se pueden determinar simultáneamente la
posición y la energía de una partícula.
24





h
tEpx

40. 7. Breve descripción del modelo
mecanocuántico
Partiendo de las teorías de Planck y de De Broglie,
Schrödinger emplea un función matemática de
tipo ondulatorio, denominada función de onda,
ψ, que conduce a una ecuación, ecuación de
onda, que permite conocer el comportamiento
de los electrones y sus energía:
Para obtener soluciones posibles de esta ecuación
se han de considerar los número cuánticos.
 EHˆ

41. 8. Orbitales atómicos
Aunque la función de onda no tienen significado
físico real, su cuadrado es una medida de la
probabilidad de encontrar al electrón en una
determinada zona de espacio.
Orbital atómico es la zona del espacio
donde existe una gran probabilidad (≥90%)
de encontrar un electrón de un átomo.

42. Tipos de orbitales
El valor que toma el número cuántico l nos
indica el tipo de orbital:
• l = 0  orbital tipo s
• l = 1  orbital tipo p
• l = 2  orbital tipo d
• l = 3  orbital tipo f
• …etc

43. Orbitales tipo s
• Como l = 0, m = 0, luego solo hay un orbital.
• Se caracteriza por su forma esférica.

44. Orbitales tipo p
• Como l = 1, m = -1, 0, 1, luego hay tres
orbitales tipo p, que se denominan: px , py , pz
• Se caracteriza por su forma bilobulada.

45. Orbitales tipo d
• Como l = 2, m = -2, -1, 0, 1, 2; luego hay cinco
orbitales tipo d, que se denominan:
• Se caracteriza por su forma tetralobulada,
salvo uno que es bilobulada anillada por un
toroide.
yzxzxyzyx
ddddd ,,,, 222


46. Orbitales tipo f
• Como l = 3, m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3; luego hay
siete orbitales tipo f (que no vamos a describir
por su complejidad espacial)

47. Actividades
• 10 y 11 página 23

48. 9. Estructura electrónica de los átomos
• La distribución ordenada de los electrones en
los diferentes niveles y subniveles energéticos
se denomina configuración electrónica.
• Sigue las siguientes reglas:
– Principio de exclusión de Pauli
– Orden energético creciente
– Regla de máxima multiplicidad de Hund

49. 9.1. Principio de exclusión de Pauli
No puede existir en un átomo dos electrones
que tengan los cuatro números cuánticos
iguales entre sí. En el mismo orbital solo
pueden existir, como máximo, dos electrones y
con los espines opuestos.

50. 9.2. Orden energético creciente
• Los electrones se colocan empezando por los orbitales
de menor a mayor energía.
• La energía se determina sumando los números
cuánticos n y l (mayor valor de (n + l) , mayor energía);
a igualdad de valor, tendrá mayor energía el de mayor
n.
• Regla de Moeller para recordar el orden:

51. 9.3. Regla de máxima multiplicidad de Hund
Los electrones, al ocupar orbitales con el mismo valor
de l pero distinto m, se colocan de la manera más
desapareada posible (ocupan el mayor número de
orbitales con distinto valor de m); los electrones no
apareados se colocan con los spines paralelos.

52. Actividades
• 12 página 23
• 13 y 14 página 26

53. 10. Clasificación periódica de los
elementos
Con el desarrollo de la química en el siglo XVIII y
el descubrimiento de nuevos elementos
químicos hace necesaria la clasificación de
estos según sus propiedades:
1. Triadas de Döbereiner
2. Ley de las octavas de Newman
3. Tabla periódica de Mendeléiev y Meyer
4. Tabla periódica actual

54. Triadas de Döbereiner
Johann W. Döbereiner, 1829
• Es la primera clasificación sistemática.
• Agrupa elementos en grupos de tres de
manera que la masa atómica del elemento
intermedio es aproximadamente la media
aritmética de las de los elementos de los
extremos.
Cl – Br - I Li – Na - K
S – Se - Te Ca – Sr - Ba

55. Ley de las octavas de Newlands
John Newlands, 1864
• Coloca los elementos en orden creciente a su
masa atómica; los siete primero tienen
propiedades diferentes, pero a partir del
octavo, se repiten las propiedades.
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca

56. 10.1. Tabla periódica de Mendeléiev y
Meyer. Predicciones y defectos
Dimitri Mendeléiev y Lothar Meyer, 1869
Presentan sendas ordenaciones sistemáticas de
los elementos conocidos basadas en la
variación periódica de propiedades físicas y
químicas con la masa.
Ley periódica de Mendeléiev : “Las propiedades de
los elementos químicos no son arbitrarias sino que
varían con la masa atómica de manera periódica”.

57. Meyer
• Esta tabla se basa en la
periodicidad de las
propiedades físicas
(masa atómica)

58. Mendeléiev
Inicialmente ordenó los elementos conocidos en
once filas y ocho columnas, basándose en las
propiedades químicas; así, la posición en la
columna coincide con la valencia máxima del
elemento.
Posteriormente dividió cada columna en dos para
tener en cuenta las propiedades físicas e incluir
elementos que se iban descubriendo, y añadió
una columna (0) para incluir los gases nobles. Así,
tenía un total de 16 columnas y 7 filas.

59. Tabla de Mendeléiev

60. Aciertos y errores de la tabla de
Mendeléiev
• Aciertos:
– Dejó huecos
prediciendo la
existencia de
elementos que no se
conocían en su
época, sus masas y
demás propiedades.
• Errores
– La posición del hidrógeno, pues
por sus propiedades podía
aparecer en el la columna I o
VII.
– Algunas parejas de elementos
se debían colocar en orden
inverso al de sus masas para
corresponderse con sus
propiedades.
– No había sitio en la tabla para
los lantánidos y actínidos.
– Se había separación entre
metales y no metales.

61. 10.2. Ley de Moseley. Tabla periódica actual
Henry Moseley, 1912
Encuentra relación entre la frecuencia de absorción de los
espectros de rayos X de los elementos y su número
atómico (Z).
Teniendo en cuenta esto, se pensó que la ordenación de
los elementos debía hacerse en base a Z.
Alfred Werner (1899 - 1919) y Freidrich Adolf Paneth
(1887 - 1958) proponen la tabla periódica actual que
consta de 18 columnas o grupos y 7 filas o periodos.
En cada grupo se colocan los elementos de propiedades
análogas, y cada periodo se construye colocando
elementos que aumentan en una unidad el Z del
elemento precedente.

63. Distribución de familias de los
elementos en la tabla periódica
• Elementos representativos
Alcalinos, alcalinotérreos, térreos o boroideos,
carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos,
halógenos y gases nobles.
• Elementos de transición
Grupos del 3 al 12.
• Elementos de transición interna
Lantánidos y actínidos.
• Hidrógeno

65. Actividades
• Dibujar la tabla periódica: filas y columnas,
número atómico, elementos, distinción
metales, no metales y semimetales….
• 15 y 16 página 28
• Deberes 13 (repetido14 página 25), 15 y 17
página 36

66. 11. Configuración electrónica externa
y tabla periódica
• Las propiedades químicas de los elementos y
buena parte de las físicas, dependen de los
electrones del último nivel.
• La tabla periódica muestra que los elementos
del mismo grupo tienen el mismo número de
electrones en el último nivel, es decir, misma
configuración, mismas propiedades químicas.

67. La estructura de última capa o nivel se
puede resumir así:
Alcalinos n s1
Alcalinotérreos: n s2
Boroideos n s2p1
Carbonoideos n s2p2
Nitrogenoideos n s2p3
Anfígenos n s2p4
Halógenos n s2p5
Gases nobles n s2p6
Elementos de transición (n -1) dvariable n s2
Elementos de transición interna (n -2) fvariables (n -1) d1 n s2

68. Elijamos al azar un elemento de cada
grupo

69. La tabla periódica se puede dividir por
zonas en función del último orbital que se
llena

70. Excepciones
A veces sucede que hay excepciones en las
configuraciones debidas a las pequeñas
diferencias de energía entre los orbitales más
externos:
• Pd (Z = 46):
• Ag (Z = 47):

71. Estabilidad de las configuraciones
electrónicas
• Los gases nobles son muy estables debido a que
su configuración es de capa completa.
• Los átomos de los elementos ganan, pierden o
comparten electrones para conseguir la
estructura de gas nobles y así gran estabilidad.
• Otras estructuras muy estables son aquellas que
permiten al átomo conseguir (en este orden):
– último orbital lleno;
– orbitales internos llenos;
– orbital semilleno; y
– último orbital semilleno.

72. Actividades
• Leer los ejemplos página 30
• 17 y 18 página 30
• 14 página 36
• Deberes: 19 y 20 página 36

73. 12. Variación periódica de las
propiedades de los elementos
Estudiaremos las propiedades fisico-químicas
siguientes:
• Energía de ionización
• Afinidad electrónica
• Electronegatividad
• Tamaño de los átomo

74. 12.1. Energía de ionización
La energía de ionización (EI) o potencial de ionización , es
la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de
un átomo gaseoso en su estado fundamental,
transformándolo en un ion positivo. Se expresa referido a
mol de átomos.
    
 egAEgA I
Existen energía de ionización
sucesivas, que serían las necesarias
para ir quitando el 2º, 3º…
electrón.Son cada vez mayores
pues el núcleo atrae con más
fuerza los electrones restantes.

75. 12.2. Afinidad electrónica
La afinidad electrónica o electroafinidad (Ea), es la energía
liberada cuando un átomo gaseoso en su estado
fundamental incorpora un electrón libre, transformándose
en un ion negativo. Se expresa referido a mol de átomos.
    aEgAegA  
Existen afinidades electrónicas
sucesivas, que serían las necesarias
para ir incorporando el 2º, 3º…
electrón, en este caso se requiere
energía pues el anión tenderá a
repeler los electrones
incorporados.

76. 12.3. Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia que tiene un
elemento para atraer hacía sí el par de electrones del
enlace compartido con otro.

77. 12.3. Tamaño de los átomos
Para estudiar el tamaño de los átomos se han
considerado que son esféricos pero en presencia
de otros átomos se deforman. Por lo tanto son
datos relativos.
Se utiliza como magnitud que define el tamaño de
los átomos el radio atómico y se expresa en Å.
• En los metales es la mitad de la distancia
internuclear.
• En los no metales es la mitad de la longitud d
enlace molecular.

78. Radios atómicos

79. Radios iónicos
• Los cationes tienen
menor radio que los
átomos neutros.
• Los aniones tienen
mayor radio que los
átomos neutros.
• En el caso de iones
isoelectrónicos, el radio
disminuye al aumentar
Z.
• En un mismo grupo,
aumenta.

80. Actividades
• Leer ejemplo página 31.
• Hacer 19 y 20 página 33.
• Hacer 21, 22 y 23 página 36.
• Deberes 24, 25 y 26 página 36.

81. Fin de la unidad 1