Estructura electrònica dels àtoms

1. Estructura electrònica dels àtoms

2. La llum com a ona i com a partícula • La llum es comporta normalment com una ona. • Però també es comporta en ocasions com una col·lecció de partícules. • Hi ha experiments que evidencien el comportament de la llum com a ona i d’altres que evidencien el seu comportament com a partícula. • Com interacciona la matèria AMB la llum?

3.  La llum com a ona. • : longitud d’ona (m) • c : velocitat de la llum (m/s) • c = 2,99792458  10 8 m/s •  : freqüència (Hz) •  = c/  • Amplitude (m)

4. LLUM: ona i partícula

5. Planck: quantització de l’energia • Radiació del cos negre:l’energia només pot absorbir-se o alliberar-se als àtoms en quantitats definides anomenades quants. • La relació entre l’energia i la freqüència de la radiació ve donada per: • Els cossos del microcosmos (electrons, nucleons, àtoms i molècules) absorbeixen i emeten llum de manera discontinua, en petits paquets de energia anomenats quants d’energia (llatí QUANTUM “quantitat elemental” h és la constant de Planck (6.626  10-34 J.s).

6. La llum com partícula: Efecte fotoelèctric • Efecte fotoelèctric (Einstein 1905): la llum està formada per partícules, fotons. La llum produeix un corrent elèctric a través del buit. Energia de un fotó:

7. Descripció del experiment del efecte fotoelèctric • Intensitat de corrent = f (intensitat de llum) • Intensitat de corrent només a partir d’una  (freqüència de la llum) • (nombre de electrons) = f (intensitat de llum) • Ec electrons = f (freqüència) • Inexplicables des de la Física clàssica

8. Explicació d’Einstein • La llum està constituïda per fotons. • El fotó té una energia E = hν • Intensitat de llum = f (nombre fotons) • Cada fotó, en glopejar el metall, arrenca un electró.

9. Explicació d’Einstein • Nombre electrons = f (nombre fotons) • Intensitat de corrent = f (intensitat de llum) • Energia del fotó depèn de , • - Energia electró depèn de l’energia del fotó i, per tant, de la seva freqüència • Ec electrons = f (freqüencial)

10. EQUACIÓ DE L’EFECTE FOTOELÈCTRIC. Balanç d’energia per cada electró Energia del fotó = W d’extracció + Ec h = W0 + Ec. • Quan l’energia del fotó és petita: • h< W0→ Ec = 0 • No hi ha corrent elèctrica • Quan l’energia del fotó és gran: • h > W0 → Ec > 0 • Hi ha corrent elèctrica

11. Emissió de llum per la matèria • Els cossos calents emeten radiació electromagnètica. • Els cossos calents emeten rajos infrarojos. • Un cos a molt alta temperatura es posa vermell perquè emet llum vermella. • Si la temperatura puja més, el cos es posa incandescent i emet llum blanca. Perquè a alta temperatura la matèria emet llum?

12. ESPECTRES ÒPTICS • Quan es fa passar la radiació emesa per un cos calent a través d’un prisma òptic, es descompon en diferents radiacions electromagnètiques • Depenent de la seva diferent longitud d’onda produeix els diferents colors de la llum visible, radiacions infraroges i ultraviolades • Aquesta descomposició es diu espectre òptic. • Totes las radiacions obtingudes impressionen les pel·lícules fotogràfiques i així poden ser enregistrades.

13. ESPECTRES D’EMISIÓ • Són aquells que s’obtenen en descompondre les radiacions emeses per un cos prèviament excitat. • Els espectres d’emissió continus s’obtenen a partir de la llum blanca procedent del sol. Espectre continu de la llum blanca • Els espectres de emissió discontinus se obtenen en passar la llum de vapor o gas excitat. • Las radiacions emeses són característiques dels àtoms excitats. Espectre de emissió de vapors de Li

14. ESPECTRES D’ABSORCIÓ • ESPECTRES D’ABSORCIÓ: Són els espectres resultants d’intercalar una determinada substancia entre una font de llum i un prisma. • Els espectres d’absorció continus s’obtenen al intercalar el sòlid entre el focus de radiació i el prisma. • Així, per exemple, si intercalem un vidre de color blau queden absorbides totes les radiacions menys el blau. • Els espectres d’absorció discontinus es produeixen en intercalar vapor o gas entre la font de radiació i el prisma. • Observem bandes o ratlles situades a la mateixa longitud d’ona que els espectres d’emissió d’aquests vapors o gasos. Espectre d’absorció de vapors de Li

15. TEORIA DE PLANCK • En 1900 emitió una hipótesis que interpretaba los resultados experimentales satisfactoriamente como los cuerpos captaban o emitían energía. • Según Planck, la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de radiación electromagnética es siempre un múltiplo de la constante h, llamada posteriormente constante de Planck por la frecuencia v de la radiación. • ε = n.h.v • h = 6,62 10-34 J.s, constante de Planck • v = frecuencia de la radiación • A hv le llamó cuanto de energía. Que un cuanto sea más energético que otro dependerá de su frecuencia.

16. Esquema d’un experiment de absorció atòmica Raig incident Intensitat I0 Raig emergent Intensitat I l l Mostragasosa

17. ESQUEMA ESPECTRE EMISIÓ

18. ESPECTRES Espectre visible Espectre d’emissió de l’àtom d’hidrogen en el visible Espectre de absorció de l’àtom d’hidrogen en el visible

19. Espectres de línies de l’Hidògen • 1885. Balmer va trobar que les línies a la regió visible del espectre de l’hidrogen responen a la següent equació: Posteriorment Lyman va generalitzar aquesta expresió: On RH es la constant de Rydberg (3,29 1015 Hz) n1 i n2 son nombres naturals i diferents de zero (n2 > n1).

20. Espectres d’emissió de diferents àtoms

21. Model atòmic de Bohr • Va proposar un nou model atòmic. • Segons aquest model els electrons, giren al voltant del nuclis en uns nivells ben definits. • Mitjançant aquest model va aconseguir explicar els espectres atòmics. • També va aconseguir explicar L’equació de Rydberg corresponent a l’hidrogen.

22. Model atòmic de Bohr • Basant-se en les idees prèvies de Max Plank, que en 1900 havia elaborat una teoria sobre la discontinuïtat de l’energia (Teoria dels quants), Bohr va suposar que l’àtom només pot tenir certs nivells d’energia definits • Bohr estableix així, que els electrons només poden girar en certes òrbites de radis determinats. • Aquestes òrbites són estacionàries, en elles l’electró no emet energia: la energia cinètica de l’electró equilibra exactament l’atracció electrostàtica entre les carregues oposades de nucli i electró.

23. Interpretació dels espectres

24. Els espectres i el model atòmic de Bohr (1913) • Rutherford vaassumir que els electrons estan en òrbites al voltant del nucli (model planetari). Però el seu model no explica els espectres de línies. • Bohr, considerant el concepte de quantització de l’energia, proposa un nuevo modelo: • Els electrons descriuen òrbites circulars al voltant del nucli. • Solament estan permeses certes òrbites. • Els electrons no emeten ni absorbeixen radiació mentre es troben en una òrbita permesa. • Només hi ha emissió o radiació quan l’electró canvia d’una òrbita a d’altre permesa.

25. E3 E3 E2 E2 E1 E1 Major energia Els espectres i el model atòmic de Bohr (1913) Emissió d’energia Absorció de energia Major estabilitat Canvi d’energia a l’àtom E = Efinal - Einicial = E3-E2  E > 0L’àtom guanya energia Canvi d’energia a l’àtomE = Efinal - Einicial = E1-E2 E < 0L’àtom perd energia. Energia del fotó absorbitEfotó = E = h Energia del fotó emèsEfotó = | E| = h Què passa si EfotóE?

26. Els espectres i el model atòmic de Bohr (1913) • Com que l’energia està quantitzada, la llum emesa o absorbida per un àtom apareix a l’espectre com una línia. • Seguint una deducció matemàtica Bohr arriba a la conclusió (per a l’hidrogen): • n és el nombre d’òrbita (nombre quàntic principal).n és natural (n=1, 2 , 3, …)

27. SÈRIES ESPECTRALS HIDROGEN

28. Els espectres i el model atòmic de Bohr (1913) • La primera òrbita al model de Bohr correspon a la òrbita con n=1. És la més propera al nucli. • Els electrons al model de Bohr només es poden moure entre òrbites emetent o absorbint energia (quantitzada) • la quantitat d’energia absorbida o emesa durant el moviment d’un electró entre 2 òrbites està donada per:

29. Els espectres i el model atòmic de Bohr (1913) Y per tant: Si ni> nf, emissió de energia. Si nf> ni , absorció de energia.

30. Limitacions del model atòmic de Bohr • Només explica satisfactòriament l’espectre de l’hidrógen (i ions hidrogenoides, 1 electró). • En perfeccionar-se els espectroscopis (que són els aparells que mostren els espectres, es va observar que les línies de l’espectre del H2 eren en realitat línies molt juntes i el que Bohr va creure que eren estats únics d’energia eren diversos estats molt pròxims entre sí. • El modelo atòmic de Bohr tampoc podia explicar els espectres d’àtoms més complexos. • La idea de que els electrons es mouen al voltant del nucli en òrbites definides va ser desestimada. Les noves idees sobre l’àtom estan basades en la mecànica quàntica, que el propi Bohr va contribuir a desenvolupar.

31. MODEL DE SOMMERFELD