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Estructura electrónica de los átomos

Estructura electrónica de los átomos. Estructura electrónica de los átomos. 1.1 Estructura del átomo 1.2 La luz frecuencia cuantos y efecto fotoeléctrico. 1.3 El espectro de hidrogeno. El modelo de Bhor y sus aplicaciones 1.4 El modelo mecánico cuántico

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Estructura electrónica de los átomos

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  1. Estructura electrónica de los átomos

  2. Estructura electrónica de los átomos 1.1 Estructura del átomo 1.2 La luz frecuencia cuantos y efecto fotoeléctrico. 1.3 El espectro de hidrogeno. El modelo de Bhor y sus aplicaciones 1.4 El modelo mecánico cuántico 1.5 El H en el modelo mecano cuántico 1.6 Los átomos poli electrónicos, configuración. 1.7 Periodicidad.

  3. EL CONCEPTO DE ÁTOMO Los filósofos atomistas: El átomo una cuestión filosófica. • (460 - 360 AC), Demócrito de Abdera. • (341 - 270 AC), Epicuro de Samos. • (98 - 54 AC) Tito, Lucrecio. Racionalización del concepto, sin experimentación.

  4. (1800): Dalton • La materia esta formada por átomos. • Todos los átomos de un mismo elemento son iguales. • Elementos diferentes están formados por átomos diferentes. • Los compuestos están formados por átomos, de mas de un elemento . • Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos diferentes. • Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. Tampoco cambian a otro tipo de átomo, solo se reordenan.

  5. Formulas y símbolos de Dalton 1808

  6. Necesidad de una nueva teoría . • A finales del siglo XIX, una serie deevidenciasexperimentales nopodían ser explicados con las teorías clásicas(Maxwell, Newton): • La Radiación de cuerpo negro. • El efecto fotoeléctrico. • Los espectros de líneas.

  7. Rayos Catódicos Se Observa que: • La luminosidad siempre se produce en la pared frente al cátodo. • Son desviados por la acción de campos magnéticos. • Bajo un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva. • Tienen las mismas características independientemente • del gas dentro del tubo. • del metal que constituyen los electrodos. • Hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria. Thomson, concluye que: Están formados por partículas negativas que forman parte de todos los átomos. Los átomos no son indivisibles. (como proponía el modelo de Dalton).

  8. Radiación del cuerpo negro Resuelto por Planck en 1900 . La energía y la luz son emitidas o absorbidas en cantidades discontinuas, unidades de energia llamadas “cuantos”.

  9. El efecto fotoeléctrico. El desprendimiento de electrones de la superficie de un metal que se ilumina con luz de alta frecuencia-. Resueltopor Einstein en 1905. Basandose en la teoria de Plank, propone que la luzestaformadaporcorpusculos con energia :E=hv Los corpusculos son fotónes: “partículas” de luz, quetienennaturaleza de onda y de partícula.

  10. Un metal emite luz 850 – 950°C 1050 – 1150°C 1450 – 1550°C

  11. Los cuerpos calientes emiten radiación electromagnética. • Los cuerpos calientes despiden rayos infrarrojos. • Un cuerpo a muy alta temperatura se pone rojo porque emite luz roja. • Si la temperatura sube más, el cuerpo se pone incandescente y emite luz blanca.

  12. Los espectros de líneas de las especies atómicas.

  13. TEORIA DE M. PLANCK • Los cuerpos del microcosmos - electrones, nucleones, átomos y moléculas - absorben y emiten luz de manera discontinua, en pequeños paquetes de energía llamados “cuantos de energía”. CUANTA (latín QUANTUM “cantidad elemental”) La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación: E = hn Constante de Plank : h = 6.63 x 10-34 J•s

  14. La Luz. • Frecuencia [υ] ciclos por segundo Hz • Determina el color de la luz • La longitud de onda [λ] distancia entre picos • La relación entre frecuencia y longitud de onda λ= c/υ ; [c] es la velocidad de la luz • La luz visible es solo una porción del espectro electromagnético.

  15. Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible

  16. ~ 1850, M. Faraday, descubre los rayos catódicos. Los rayos catódicos tienenpropiedades que sonindependientes de la sustanciaemisora utilizada, y respondena campos eléctricos ymagnéticos como si tuvierancarga eléctrica negativa - 1897, J.J. Thomsonmide la relación carga/masa de las partículasque constituyen los rayos catódicos. Los denomina electrones. (Premio Novel de Fisica 1906) - 1906-1914, R. Millikan, mide la carga del electrón. Experimento de la gota de aceite.

  17. EL ELECTRON • Las partículas de los rayos tienen carga negativa, -e, y masa, m. • Relación e/m = 1.759 x 1011 • La relación entre e/m del hidrogeno era 2000 veces mayor al de las partículas. • O sea, la partícula (electrón) era 2000 veces mas ligera que el H, o tenía 2000 veces mas carga.

  18. Radioactividad : Rayos emitidos

  19. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Dirige haz de partículas  hacia placa delgada de oro. La mayoría la atraviesan, otras se desvían muy poco y el 0.001% son desviadas en ángulo agudo o regresan.

  20. HIPOTESIS NUCLEAR DE RUTHERFORD • El átomo tiene espacio vacío. • Tiene un campo eléctrico muy intenso en una zona muy reducida de espacio que hace posible el rebote de algunas partículas . • (Fue Chadwick en 1932 quien probó que la relación He:H es 4:1 evidencia del neutron).

  21. Modelo de Rutherford (1911) Conclusiones a partir de los hallazgos del experimento. • Casi el 100% de la masaatómica (protones yneutrones)del átomo se encuentra en elnúcleo • El núcleo ocupa un volumen muypequeñocomparado con elvolumen ocupado por loselectrones • El conjunto del átomo eseléctricamenteneutro • El núcleo concentra la cargapositiva(protones).

  22. Núcleo Tamaño

  23. Particulas subatomicas. • (1897) : electrón - Thomson • (1860 – 1953) : carga del electrón - Millikan • (1919) : protón - Rutherford. • (1932) : neutrón - Chadwick.

  24. Modelos. • Thomson: Al descubrir el electrón propone una carga positiva en la que se distribuyen los electrones con carga negativa. • Modelo del budín. • Rutherford(1871-1937): experimento de la placa de oro. Propuso la existencia del protón y del neutrón. Premio nobel en química (1908). • Modelo nuclear(1911)

  25. Líneas de absorción del H

  26. Espectros de líneas • 1885. Balmer encontró que las líneas en la región visible del espectro del hidrógeno responden a la siguiente ecuación: • Posteriormente Lyman generalizó esta expresión: • Donde RH es la constante de Rydberg (3,29 1015 Hz) • n1 y n2 son números naturales y distintos de cero (n2 > n1).

  27. Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913) • Rutherford asumióque los electronesestán en órbitasalrededor del núcleo (modeloplanetario). Este modelo no explica los espectros de líneas. • Bohrconsidera el concepto de cuantización de la energía y propone un nuevomodelo: • los electronesdescribenórbitascircularesalrededor del núcleo. • solamenteestánpermitidasciertasórbitas. • los electrones no emitenniabsorbenradiaciónmientras se encuentren en unaórbitapermitida. • Sólo hay emisión o radiacióncuando el electrón cambia de unaórbita a otrapermitida.

  28. E3 E2 E1 Mayor energía Absorción de energia Emisión de energía E3 Mayor estabilidad E2 E1 Cambio de energía en el átomoE = Efinal - Einicial = E1-E2 E < 0El átomo pierde energía Cambio de energía en el átomo E = Efinal - Einicial = E3-E2 E > 0El átomo gana energía Energía del fotón absorbidoEfotón = E = h Energía del fotón emitidoEfotón = | E| = h ¿Qué pasa si EfotónE?

  29. Como la energíaestácuantizada, la luzemitida o absorbidaaparece en el espectrocomounalínea. • Bohr llega, para el Hidrogeno, a la expresion: • nes el número de órbita (númerocuántico principal).n es natural (n=1, 2 , 3, …) El modelo de Bohr solo explicasatisfactoriamente el espectro del hidrógeno “un solo electron” (tambien de ioneshidrogenoides, 1 electrón).

  30. La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la órbita con n=1. Es la máscercana al núcleo. • Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden mover entre órbitasemitiendo o absorbiendo“energíacuantizada”. • La cantidad de energíaabsorbida o emitidadurante el movimiento de un electrón entre 2 órbitas está dada por: • Entonces: Si ni > nf, emisión de energía. Si nf > ni, absorción de energía

  31. DIFRACCION DE ELECTRONES (Experimento de G.P.Thomson) El Patrón de difracción, con electrones, corresponde al mismo con rayos X, si la longitud de onda del haz incidente fuera:

  32. El comportamiento ondulatorio del electrón: • Considerandolasecuaciones de Einstein y Planck, Louise de Broglie (1924) demostró: • de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula.

  33. Principio de incertidumbre de Heisenberg yMecánica Cuántica Indicios: • Las partículas de materia tienen una doble naturaleza decorpúsculo y onda. ¿Hasta qué punto tiene sentido definir unaposición y una velocidad para una onda? • La medición de la posición y velocidad de una partícula implicainteraccionar con dicha partícula (por ejemplo con un fotón deluz). Para partículas muy pequeñas ello implicaría unaindeterminación en la medición de su posición debido a esta interacción.

  34. Heisenberg (1927): “Es imposible conocer laposición y el momentolinealde una partículasimultáneamente” Δp = incerteza en el momento Δp Δx  h/4 π Δx = incerteza en la posición El error en la determinación de la posición de una bala de 1g cuya velocidad se conoce con una precisión de 1 mm s-1es de 5 ·10-26 m. El error en la determinación de la velocidad de un electrón en un espacio unidimensional de anchura 2a0, es 500 kms-1.

  35. Schrödinger, 1927 • Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del núcleo, como una onda y planteó la ecuación de onda. • El movimiento de una onda se describe matemáticamente mediante la ecuación de onda. H ψ= Eψ

  36. Solo se conoce la solución exacta para el hidrógeno • El resto se resuelve en forma aproximada. Para ello se utilizan las funciones de onda encontradas para el de hidrógeno. La función de onda que es solución, se puede expresar en coordenadas polares:

  37. Para el átomo de hidrógenoexisteninfinitassoluciones de la ecuación de onda (infinitosestadoselectrónicos del sistema). • Estados del sistema. Distintassolucionesque se obtienen al resolver matemáticamenteestaecuación. • Cadaestadoelectrónicoestácaracterizadopor 4 números, los númeroscuánticos: n, l, ml, ms

  38. Una función de onda, puede entonces especificarse en términos de los valores de los números cuánticos (r,,) = (n,l,ml,ms) n = principal, determina la energía del electrón en el átomo de hidrógeno, puede tomar los valores 1, 2, 3, ... l= azimutal cuantiza el momento angular orbital, puede tomar valores de 1, 2, 3,....(n-1). ml = magnético cuantiza la componente del momento angular a lo largo del eje z, puede tomar los valores de l, l-1, l-2, ...0, -1, -2, ....-l.

  39. De la resolución de la ecuación de Schrödinger, para el átomo de hidrógeno, aparecen ciertos números que llamamos números cuánticos. Los numeros cuanticos: • Definen la función de onda • Cuantizan los estados de energía permitidos. Una función de onda, puede entonces especificarse en términos de los valores de los números cuánticos que las definen.

  40. Números cuánticos • n: principal 1, 2, 3,..., . • l: azimutal 0, 1,..., n-1. • ml: magnético –l, -l+1,..., l-1, l. • ms: spin –1/2, +1/2. Orbital Los números cuánticos están relacionados con distintas propiedades de los estados electrónicos. La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía:

  41. n=1 Número cuántico n Distancia de e- al núcleo n = 1, 2, 3, 4, …. n=2 n=3

  42. Número cuántico del momento angular l Dado un valor n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1 l = 0 orbital s l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f n = 1, l = 0 n = 2, l= 0 o 1 n = 3, l= 0, 1, o 2 “volumen” de espacio que ocupan los e-

  43. l = 0 (orbitales s) l = 1 (orbitales p)

  44. l = 2 (orbitales d)

  45. Dado un valor de l ml = -l, …., 0, …. +l Número cuántico magnético ml Si l = 1 (orbitales p), ml= -1, 0, o1 Orientación del orbital en el espacio

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