La espectroscopía y los modelos atómicos
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La espectroscopía y los modelos atómicos Nuria López Varela I.E.S Rey San Fernando
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La espectroscopía y los modelos atómicos
Nuria López Varela
I.E.S Rey San Fernando
La ondas pueden ser mecánicas o electromagnéticas.
Las primeras transmiten energía mecánica y necesitan de un medio
material para propagarse, las segundas transmiten energía
electromagnética y se propagan incluso en el vacío.
Las ondas mecánicas pueden ser longitudinales o transversales,
dependiendo de si coinciden o no la dirección de la perturbación y la de
propagación de la onda.
Ondas longitudinales y transversales
Las ondas
Las ondas electromagnéticas son siempre transversales.
Las ondas electromagnéticas
Todas las ondas electromagnéticas se caracterizan por su longitud de
onda λ (distancia entre dos puntos consecutivos del medio que se
encuentran en el mismo estado de vibración) y su frecuencia f
(número de oscilaciones que realiza la perturbación en un punto
cualquiera del medio por unidad de tiempo).
La longitud de onda depende de la velocidad de propagación de la onda
y por tanto del medio en el que se propaga, la frecuencia sólo depende
del foco emisor. Cuanto mayor es la frecuencia mayor es la energía
que transporta la onda.
En el vacío todas las ondas e.m se propagan a la velocidad de la luz
c = 3∙10 8 m/s, de tal forma que c = λ vacío f
(la frecuencia y la longitud de onda son inversamente proporcionales)
(Instantánea de la onda)
El conjunto de todas las ondas electromagnéticas constituye el
llamado “espectro electromagnético” :
Los espectros
Una carga eléctrica en reposo crea un campo eléctrico y si la carga
eléctrica se mueve crea además un campo magnético. Si la carga
eléctrica se mueve aceleradamente emite energía radiante en todas
las direcciones en forma de onda electromagnética.
La materia emite y absorbe radiación electromagnética compleja. La
espectroscopía se ocupa de analizar dicha radiación. El espectro de
una radiación compleja consiste en una imagen de la misma, obtenida
una vez descompuesta en sus radiaciones simples.
Los espectroscopios son los instrumentos que permiten conseguir lo
anterior. Todos los espectroscopios constan de una fuente de
radiación, un analizador y un detector.
Detector
La luz blanca contiene todos los colores del arco iris
Los espectros de emisión se obtienen cuando la luz emitida por un
cuerpo atraviesa un prisma o cualquier otro analizador.
Si el cuerpo emisor es un sólido o un líquido, el espectro responde a
una serie ininterrumpida de colores y se denomina espectro continuo.
Espectro continuo
Si la radiación proviene de un gas, que ha sido excitado previamente,
el espectro puede ser de rayas (gases atómicos) o de bandas
(gases moleculares).
El espectro que se obtiene cuando la luz blanca pasa a través de un
gas a baja presión se denomina espectro de absorción. Las rayas o
bandas oscuras que aparecen en el espectro de absorción ocupan la
misma posición que las rayas brillantes del espectro de emisión
discontinuo del mismo gas.
El espectro de emisión de un elemento es característico del mismo
y puede servir para identificarlo. Los espectros de emisión y de
absorción de un elemento son complementarios.
El espectro solar evidencia la existencia de toda una serie de
elementos en la atmósfera solar (helio, hidrógeno, etc)
Espectros atómicos
El Modelo atómico de Bohr
En 1913, Niels Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno
que permitía interpretar sus espectros de emisión y de absorción.
Este modelo estaba basado en la teoría cuántica de Planck y la teoría
corpuscular de la luz de Einstein y puede considerarse el verdadero
precursor del modelo atómico actual.
Este modelo sólo es válido para el átomo de hidrógeno y los átomos
hidrogenoides (con un solo electrón).
Niels Henrik David Bohr
(Copenhague, 7 de octubre de 1885 –
18 de noviembre de 1962) fue un
físico danés que realizó
contribuciones fundamentales para
la comprensión de la estructura del
átomo y la mecánica cuántica. Fue
galardonado con el Premio Nobel de
física en 1922.
Primer postulado
El electrón describe órbitas circulares estacionarias en torno
al núcleo del átomo sin irradiar energía.
En su movimiento, la fuerza centrípeta que actúa sobre el
electrón es la fuerza culombiana que el núcleo ejerce sobre el
mismo:
k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico
del átomo, e es el valor absoluto de la carga del electrón, me es la
masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el
radio de la órbita.
En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo
La energía mecánica del electrón será la suma de las energías
cinética y potencial:
ET = Ec + Ep ET = Ec + Ep
Segundo postulado
No todas las órbitas son posibles. El electrón solo puede girar
en órbitas en las que se cumple que el momento angular del
mismo es múltiplo de ћ = h / 2 п :
h es la constante de Planck = 6,626 ∙ 10 - 34 J s
( n = 1,2,3,….. )
A partir de ésta condición y de la expresión para el radio de la
página anterior, podemos, eliminando v, obtener los radios de las
órbitas permitidas:
siendo n = 1,2,3,…. el llamado número
cuántico principal.
Para el átomo de hidrógeno (Z = 1), el radio de la primera órbita es:
ro
A (1 angström = 10 - 10 m) o
y podemos expresar los radios permitidos para cualquier Z y n como:
rn = n2 r0 / Z
Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos rn en la
expresión para la energía de la órbita y obtener así los niveles
energéticos permitidos:
Para el átomo de hidrógeno (Z=1) el primer nivel de energía, es:
y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:
Estados
excitados
Estado
ionizado n = 4
n = 3
n = 2
n = 1 Átomo de hidrógeno
Tercer postulado
El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una
órbita permitida a otra. En estos tránsitos electrónicos el
electrón emite o absorbe energía en forma de radiación
electromagnética.
La energía emitida o absorbida es:
donde nf identifica la órbita final y ni la inicial; ν es la frecuencia
de la radiación.
Cuando el electrón se encuentra en el nivel de energía más bajo
posible, se dice que el átomo está en el estado fundamental. En este
estado, el átomo es estable. Los otros estados reciben el nombre de
estados excitados. Cuando un átomo se ioniza, se dice que el
electrón ha sido excitado al nivel cuántico n = ∞ . La energía de un
electrón completamente separado del núcleo es nula.
el alemán Arnold J.W. Sommerfeld propuso que las órbitas del electrón, en
general, son elípticas y las órbitas circulares solo son un caso particular de las
anteriores. En cada nivel n hay n órbitas posibles, una de ellas circular y las
demás elípticas.
n = 4 (cuatro órbitas)
n = 5 (cinco órbitas)
La distancia promedio a la que el electrón se sitúa del
núcleo coincide para todas las órbitas de un mismo nivel n.
momento magnético de spin. genera un campo magnético que solo puede tener dos orientaciones según
el sentido de giro del electrón.
El electrón orbitando genera un
campo magnético. El electrón girando sobre sí
mismo también genera un
campo magnético que puede
tener dos orientaciones.
Modelo cuántico del átomo
• Este modelo considera que los
electrones se ubican en orbitales.
Un orbital es una región del átomo
donde existe una probabilidad
entre un 90% y un 99 % de
encontrar el electrón.
• El modelo atómico cuántico actual se basa en complicados cálculos
matemáticos y es válido para los átomo polielectrónicos.
• Cada orbital queda definido por tres números cuánticos,
n (el principal), l (el secundario) y m (el magnético).
• n está relacionado con el tamaño orbital, l con la forma del orbital y
m con la orientación del orbital. A cada electrón le corresponde,
además, un cuarto número cuántico (el de espín) relacionado con el
sentido de giro sobre su propio eje.
Valores permitidos de los números cuánticos
n valores
Número cuántico de
espín
l
m
s
• Cada nivel de energía queda definido por el número cuántico n.
• Para cada nivel existen varios subniveles. El subnivel queda
definido por el valor de l. En cada nivel hay n subniveles.
• A los orbitales que tienen los mismos valores de n y l y se
diferencian sólo en el valor de m, les corresponde la misma energía,
en ausencia de un campo magnético externo.
• La forma del orbital dependen del valor de l. Si l = 0 hablamos de
orbitales s, si l = 1, de orbitales p, si l = 2 de orbitales d y si l = 3 de
orbitales f.
• En cada subnivel l hay (2l + 1) orbitales.
. En cada orbital solo puede haber dos electrones (s = +1/2 y
s = - 1/2)
Orbitales s, p, d
Orbitales f
En cada nivel n caben 2n2 electrones:
2 en el nivel n = 1 : 2 electrones en un orbital s.
8 en el nivel n =2 : 2 electrones en un orbital s.
6 electrones en tres orbitales p.
18 en el nivel n = 3 : 2 electrones en un orbital s.
6 electrones en tres orbitales p.
10 electrones en cinco orbitales d.
32 en el nivel n = 4 : 2 electrones en un orbital s.
6 electrones en tres orbitales p.
10 electrones en cinco orbitales d.
14 electrones en siete orbitales f
• Mientras sea posible, los electrones de un mismo subnivel se
distribuyen de modo solitario, evitando formar parejas en un mismo
orbital (Regla de Hund).
Electrones desapareados
Electrones apareados
• Los electrones se disponen ocupando sucesivamente las órbitas
de menor energía posible (Principio de construcción).
El orden de llenado de los distintos subniveles puede recordarse
fácilmente con el diagrama de Moeller:
