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Materia, estructura y periocidad. Quimica
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Unidad 1: Materia, estructura y Periodicidad 1.7. Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica.
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Modelo de Dalton, Modelo de Thompson, Modelo de Rutherford, Base experimental de la teoria, Radiacion electromagnetica
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Unidad 1: Materia, estructura y Periodicidad
1.7. Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica.
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo
atómico de la materia las cuales han servido de base a la
química moderna. Los principios fundamentales de esta
teoría son:
La materia está formada por partículas muy
pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e
indestructibles.
Hay distintas clases de átomos que se distinguen por
su masa y sus propiedades.
Los átomos se combinan entre si en relaciones
sencillas para formar compuestos.
En las reacciones químicas, los átomos se
intercambian de una a otra sustancia, pero ningún
átomo de un elemento desaparece ni se
transforma en un átomo de otro elemento.
Modelo de Dalton
Modelo de Thomson: El electrón
En 1987, Thomson supone que las partículas que
forman los rayos catódicos no eran átomos cargados
sino fragmentos de átomos, es decir, partículas
subatómicas a las que llamó corpúsculos. Luego se les
dio el nombre de electrones. Y por lógica deberían
existir partículas con carga positiva.
Basado en las experiencias en tubos de descarga de
Crookes (1878).
Modelo de Rutherford En 1906 Ernest Rutherford encontró que cuando se bombardeaba una delgada lámina metálica con partículas alfa (iones de helio = He++), la mayoría de las partículas penetraban la materia y sufría solamente una pequeña desviación en su recorrido.
Que los átomos están formados de un núcleo cargado
positivamente, rodeado por un sistema de electrones.
Que el volumen efectivo del núcleo es extremadamente
pequeño en comparación con el del átomo y casi toda la
masa de éste está concentrada en el núcleo.
Base Experimental de la Teoría Cuántica
Bohr Heisenberg Planck Einstein de Broglie
Schrödinger Friedrick
Hund
Ernest
Pauli
Radiación Electromagnética • Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y
otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez,
perpendiculares ambos a la dirección de propagación.
• Viene determinada por su frecuencia ( ) y por su longitud de onda ( )
relacionadas entre sí por:
c
C= velocidad de propagación
de la luz =3.108m/s λ =LONGITUD DE ONDA:
distancia entre dos puntos
consecutivos de la onda con
igual estado de vibración
FRECUENCIA: número
de oscilaciones por unidad de
tiempo
Los diferentes tipos de radiación electromagnética
• Rayos
• Rayos X
• Rayos UV
• Radiación visible.
• Rayos IR
• Microondas
• Ondas de radio
• Ondas de radar • Ondas de TV. • Onda ultracorta • Onda corta. • Onda media. • Onda larga
Espectro Electromagnético
Luz visible se extiende desde violeta (λ=400nm) hasta el rojo (λ=800nm).
Es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que
emite o absorbe una sustancia o fuente de energía.
Espectro de la luz visible
Color
Longitud de Onda
(nm)
Frecuencia
(vibraciones por segundo)
Violeta < 450 > 6.7 x 1014
Azul 450 a 500 6.7 a 6.0 x 1014
Verde 500 a 570 6.0 a 5.2 x 1014
Amarillo 570 a 590 5.2 a 5.1 x 1014
Anaranjado 590 a 610 5.1 a 4.9 x 1014
Rojo > 610 < 4.9 x 1014
Teoría de Planck En 1900 Max Planck,
físico alemán explica
el fenómeno de la
radiación que emite
un elemento cuando
se calienta.
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una
radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el
nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
ν: frecuencia de la radiación
Cuando una sustancia absorbe o emite energía,
no puede absorberse o emitirse cualquier
cantidad de energía, sino que definimos una
unidad mínima de energía, llamada cuanto (que
será el equivalente en energía a lo que es el
átomo para la materia).
O sea cualquier cantidad de energía que se
emita o se absorba deberá ser un número
entero de cuantos.
La materia y la energía son discontínuas
Efecto Fotoeléctrico de Einstein El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887.
“Consiste en la emisión de
electrones por un material
cuando se le ilumina con
radiación electromagnética (luz
visible o ultravioleta, en
general)”
La explicación teórica solo fue
hecha por Albert Einstein en
1905 quien basó su
formulación de la
fotoelectricidad en una
extensión del trabajo sobre
los cuantos de Max Planck.
Einstein dedujo que cada fotón debe poseer una energía E
dada por la ecuación de Planck.
Para romper los enlaces de un metal se debe emplear luz de
frecuencia suficientemente alta para liberar los electrones.
Si la frecuencia de los fotones, es tal que hv es exactamente
igual a la energía de enlace de los electrones en el metal,
entonces la luz tendrá suficiente energía para soltar los
electrones.
Si se utiliza luz de mayor frecuencia, no sólo se romperán los enlaces de los electrones sino que estos adquirirán algo de energía cinética.
Hν = EC + EE
No sólo la energía está formada por partículas sino
también la luz, cuyas partículas se denominan fotones.
La intensidad de la luz no influye en la velocidad de los
electrones emitidos por el metal en el que incide, sino en
su cantidad (a mayor intensidad, mayor número de
electrones).
Por otro lado, a mayor frecuencia, mayor es la velocidad de
los electrones y mayor es su energía.
Propuesta de Einstein
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética,
aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias
de cada uno de los diferentes elementos químicos.
Espectros atómicos: Absorción y Emisión
Cuando la radiación atraviesa un
gas, este absorbe una parte, el
resultado es el espectro continuo
pero con rayas negras donde falta la
radiación absorbida.
Espectro de absorción: se obtiene
cuando un haz de luz blanca
atraviesa una muestra de un
elemento y, posteriormente, la luz
emergente se hace pasar por un
prisma (que separa la luz en las
distintas frecuencias que la
componen)
Cuando a los elementos en estado
gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica, calentamiento...)
éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un
prisma de un espectroscopio se ven
como una serie de rayas, y el conjunto
de las mismas es lo que se conoce como
espectro de emisión.
Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un
elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a
través de un prisma
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo
atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro
de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción
hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida, de un
color, y viceversa
Litio Sodio Potasio
Calcio Bario Cobre
El modelo de Bohr establece
que un átomo emite radiación
electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de
un nivel cuántico a otro.
Demostró que las energías que
el electrón puede poseer en el
átomo de H están dadas por:
En = -RH(1/n2)
RH = constante de Rydberg = 2.18 x 10-18J
n = nivel energético = 1,2,3…
Teoría de Bohr
Niveles permitidos según el modelo de Bohr
(calculados para el átomo de hidrógeno)
n = 1 E = –21,76 · 10–19 J
n = 2 E = –5,43 · 10–19 J
n = 3 E = –2,42 · 10–19 J
En
ergía
n = 4 E = –1,36 · 10–19 J n = 5 E = –0,87 · 10–19 J n = E = 0 J
2j
2i
H
n
1
n
1
h
R
La Ecuación de Bohr
•Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor
energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a:
E = E(nj) – E(ni)
•Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor
energía ni, la diferencia de energía se emite en el salto
E = E(nj) – E(ni)
Cuanto mayor sea el salto de los
electrones de un nivel alto a uno bajo,
más energética (longitud de onda más
corta) será la radiación emitida.
Series espectrales
n = 2
n = 3
n = 4n = 5
n =
n = 1
Series espectrales
n = 6
Lyman
Paschen
Balmer
Bracket
Pfund
Espectro
UV Visible Infrarrojo
SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund
E = h ·
Luz
Onda Reflexión, refracción,
difracción
Partícula Efecto fotoeléctrico
Naturaleza
dual
En 1923 Prince Louis-Victor Pierre Raymond de Broglie acabó con
las discrepancias y estableció la dualidad onda-corpúsculo. Según
De Broglie, Cualquier partícula en movimiento tiene una onda
asociada, cuya longitud de onda está relacionada con la masa y la velocidad de la partícula
Hipótesis de De Broglie
Cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la
partícula menor será la longitud de onda (λ), y mayor la
frecuencia (ν) de la onda asociada.
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
“Es imposible conocer
simultáneamente el
momento y la posición
de una partícula con
Absoluta exactitud o
certeza”
El electrón varía su momento
en el instante del choque
Ecuación de Schrodinger
La aceptación de la naturaleza dual de la materia y la energía – mecánica cuántica 1926, propone una ecuación que describe la energía y la posición de los electrones en un átomo (base del modelo atómico actual).
ORBITAL
Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo.
Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad
muy alta de encontrar a los electrones
La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el
electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región
determinada
Números Cuánticos
n Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, …)
l Número cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1))
ml Número cuántico magnético (ml = -1, 0, + 1)
s Número cuántico de spin ( s = +/- ½ )
El número cuántico principal está relacionado con el tamaño
del orbital y el valor de la energía.
El número cuántico secundario esta relacionado con la forma
del orbital, con el momento angular y con la energía del
orbital.
El número cuántico magnético está relacionado con la
orientación del orbital en el espacio.
El número cuántico de spin está relacionado con la rotación
sobre su eje del electrón, generando un campo magnético con
dos posibles orientaciones según el giro.
Números cuánticos orbitales
n l m tipo Nombres
1 0 0 s 1s
2 0 0 s 2s
1 -1, 0, +1 p 2py, 2pz, 2px
3 0 0 s 3s
1 -1, 0, +1 p 3py, 3pz, 3px
2 -2,-1,0,+1+2 d 3dxy,3dyz,3dz2,
3dxz3dx2-y2
4 0 0 s 4s
1 -1, 0, +1 p 4py, 4pz, 4px
2 -2,-1,0,+1+2 d 4dxy,4dyz,4dz2,
4dxz4dx2-y2
3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 f 5fx, 5fy, 5fz, 5fxyz, 5fz2-zr
2,
5fx2-xr
2, 5fy2-yr
2
Forma de los orbitales
Orbital atómico "s"
Orbital atómico d
O
r
b
i
t
a
l
a t
ó
m
i
c
o
f
Energía de los orbitales
Configuración Electrónica La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de
configuración electrónica.
La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de tres reglas:
Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no puede haber
dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Al menos
han de diferenciarse en uno de ellos. (1925)
Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios
electrones ocupan orbitales degenerados (igual contenido
energético) lo harán lo más desapareado posible, con espines
paralelos.
Principio de mínima energía o Aufbau: Los electrones entran en los
orbitales en orden creciente de energía, dado por la suma de los
números cuánticos principal y secundario, n + l. A igual número de
la suma predominará el del número cuántico principal más bajo.
7N 1s2 2s2 2p3
11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
32Ge 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p4
Electrones de valencia
Z = 6 Carbono C: 1s2 2s2 2p2
Z = 17 Cloro Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Z = 20 Calcio Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Z = 26 Hierro Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Z = 35 Bromo Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
Solamente hay dos excepciones:
Z = 24 Cromo Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Z = 29 Cobre Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Elemento
Orbitales
1s 2s 2px 2py 2pz 3s Configuración electrónica
1s1
1s2
1s2 2s1
1s2 2s2
1s2 2s2 2p1
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s1
