Estructura de la materia, esquema resumen del temario. 1ºBachillerato. Física y química.

2. La materia es aquello de lo que están hechos los objetos que
constituyen el Universo observable y el no observable. Se organiza
jerárquicamente en varios niveles. El nivel más complejo es la
agrupación en moléculas, y éstas a su vez son agrupaciones de
átomos.
Un átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento
químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es
posible dividir mediante procesos químicos. Sus constituyentes son
los electrones, protones y neutrones. Pero también hay unas
partículas elementales: los fermiones, como los quarks que forman
protones y neutrones, y los bosones, como los piones que se
encargan de mantenerlos unidos.

3.  La materia está formada por pequeñas partículas separadas
e indivisibles llamadas átomos.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, y se
distinguen de distintos elementos por sus masas y
propiedades.
 Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar
para formar compuestos químicos.
 En las reacciones químicas, la masa permanece siempre
constante.

4. En 1975 descubre junto con
Crookes el tubo de rayos
catódicos y con ello unas
partículas negativas a las que
llamó electrones.
El modelo que propuso consta
de una esfera de electricidad
positiva con electrones
encajados para neutralizarla.
También es conocido como
plum-pudding model.

5. Realiza un experimento que consiste en bombardear un lámina
de oro rodeada de una placa fotográfica con un haz de
partículas α, y observar la trayectoria de estos rayos.
Según el modelo de Thomson, las partículas atravesarían las
láminas sin desviarse, pero se observó que algunas
atravesaban la lámina, otras se desviaban y otras rebotaban.
Rutherford concluyó diciendo que esto indicaba que la mayoría
del átomo estaba vacío, y planteó un nuevo modelo.

6. > Experimento:
-Según el modelo de Thomson,
las partículas atravesarían la
masa sin desvíos.
-Verdaderamente algunas
partículas atravesaban el átomo,
pero otras se desviaban o
rebotaban.

7. Características:
 El átomo tiene un núcleo
donde está toda la carga
positiva y casi toda la carga
atómica.
 Los electrones están
moviéndose en órbitas
alrededor del núcleo, y en
igual número que las cargas
positivas.
 Postula la existencia de
partículas neutras en el
núcleo.

8. PARÁMETROS:
• Longitud de onda (λ). Es la distancia que hay entre dos máximos o dos
mínimos sucesivos. Se da en m, nm, o Ǻ.
• Frecuencia (ν). Es el número de oscilaciones que pasan por cada punto
en la unidad de tiempo. Se da en s-1 o Hz.
c=λ.ν c = vel. Luz = 3.108 m/s
• Período (T). Es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de
onda. Se da en s.
T = 1/ν = 2π/ω ω = v. angular
• Número de ondas (k). Es el número de oscilaciones por cada unidad de
longitud. Se da en m-1.
k = 1/λ = ν/c

9. ESPECTRO ATÓMICO :
Es el conjunto de las radiaciones electromagnéticas. Y aunque se puede
dar en función de todo los parámetros, se suele dar en función de la
frecuencia.
PRINCIPIO DE PLANCK:
La energía de la radiación electromagnética está formada por pequeños
paquetes energéticos llamados cuantos o fotones; que no tienen masa,
sólo tienen energía.
E=h.ν h = cte Planck = 6,62.10-34 J.s

11. Son las líneas que resultan de la impresión de las franjas de
energía de las radiaciones electromagnéticas. Hay de dos tipos:
• Espectro de emisión. Debido a la emisión de energía al
pasar de un nivel de mayor energía a otro de menor.
• Espectro de absorción. Debido a la absorción de energía
al pasar de un nivel de menor energía a otro de mayor.
Para un átomo de hidrógeno, se utiliza la serie de Balmer, pero
las series espectrales son las siguientes:
R = cte Rydberg = 1,097.107 m-1
2
1/λ = R . (1/n1 -1/n2 2)
n = niveles
E = h . ν = h . c . 1/λ

12. Líneas espectrales para el átomo de
hidrógeno.

13.  Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados
de energía. No todas las órbitas están permitidas.
 Las órbitas permitidas tienen un valor dado por la expresión:
L = n . h/2π L = m.v.r
 Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro,
produciendo la emisión o absorción de un fotón cuya energía es la
diferencia entre ambos niveles.
∆E = h . v
 Las órbitas son planas y circulares, y los electrones no emiten
energía mientras están en ellas.

14. > Esquema gráfico:

15. Números cuánticos
Böhr: n → Número cuántico principal. Indica la energía del orbital,
organizado en niveles de energía.
Valores de n = 1, 2, 3, …
Sommerfeld: l → Número cuántico secundario o del momento angular.
Indica la forma del orbital.
l = 0, 1, 2, … (n-1)
Zeeman: m → Número cuántico magnético. Indica la orientación
espacial del orbital.
m = -l, … , +l
Stern: s → Número cuántico de espín. Indica el sentido de giro del
campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje.
s = ½, -½

16. Heisenberg (1927) enuncia el principio de indeterminación:
“Es imposible conocer a la vez y con precisión la posición y el momento lineal de
un electrón en un átomo sin cometer un error igual o mayor que h/2π”
∆x . ∆p ≥ h/2π
Schrödinger abandona la concepción de los electrones como esferas
diminutas con carga y los describe por medio de una función de onda (ψ),
el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una
región delimitada del espacio, y cuyo valor está entre 0 y 1. Esta región
del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón en un instante
determinado es máxima se llamó orbital, y para definirla utilizamos los
números cuánticos.

17. -Densidad de probabilidad
de ubicación de un
electrón para los primeros
niveles de energía.

19. Indica la distribución de los electrones en los orbitales atómicos
obedeciendo los siguientes principios:
 Principio de exclusión de Pauli. No puede haber dos electrones
con los cuatro número cuánticos iguales en un mismo orbital.
 Principio de máxima multiplicidad de Hund. Siempre que sea
posible y dentro de un mismo nivel, los electrones tienden a estar
desapareados.
 Principio de mínima energía. Los orbitales comienzan a rellenarse
siguiendo el orden de energía de menor a mayor del diagrama de
Möeller. Con excepción en el cobre, la plata y el oro.

20. (energía de llenado).

21. BIBLIOGRAFÍA:
http://es.wikipedia.org/wiki/
http://es.wikibooks.org/wiki/F%C3%ADsica/Estructura_de_la_materia
http://quimicafenix.blogspot.com.es/2011/03/experimento-de-thomson-
para-descubrir.html
VÍDEOS EXPLICATIVOS:
http://www.youtube.com/watch?v=0UW90luAJE0&feature=youtu.be
http://www.youtube.com/watch?v=xFiAQslwzG4&feature=fvwrel
MÚSICA: Beethoven - moonlight sonata (piano)