1atomos

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Published on May 24, 2014

Author: vicenteboniello

Source: slideshare.net

Estructura de la materia • Platón y Aristóteles: la materia es continua. • Demócrito (470-370AC): la materia está formada por átomos (partícula indivisible). • Dalton (~ 1800): - La materia esta formada por átomos. - Elementos diferentes están formados por átomos diferentes. - Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. - Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos.

Estructura del átomo • Thomson (1856-1940): electrón (1897) • Millikan (1860 – 1953): carga del electrón • Radiactividad (Becquerel). • Thomson: modelo del budín. • Rutherford (1871-1937): experimento de la placa de oro. Modelo nuclear (1911) • Rutherford (1919): protón. • Chadwick (1932): neutrón.

Partículas subatómicas Partícula Masa (uma) Masa (gramos) Carga* (culombios) Electrón 0,000549 (5,49 10-4 ) 9,1095 10-28 -1,6 10-19 Protón 1,00728 1,6726 10-24 1,6 10-19 Neutrón 1,00867 1,6750 10-24 0 * 1,6 10-19 Culombios = 1 unidad

Tamaño Núcleo

XA Z A : Número másico Z : Número atómico X : Símbolo químico ISÓTOPOS: el mismo Z pero distinto A

Estructura electrónica de los átomos • Interacción de la materia con la luz

LUZ onda y partícula

La luz como onda λ λ: longitud de onda c : velocidad de la luz c = 2,99792458 × 10-8 m/s υ : frecuencia υ= c/ λ Unidades

Planck: cuantización de la energía • Radiación del cuerpo negro: la energía sólo puede absorberse o liberarse en los átomos en cantidades definidas llamadas cuantos. • La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación está dada por: h es la constante de Planck (6.626 × 10-34 J.s). (ejemplo: escalera vs rampa) ν= hE

La luz como partícula • Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la luz está formada por partículas, fotones. Energía de un fotón: ν= hE

Haz incidente Intensidad I0 Haz emergente Intensidad I Muestra gaseosa λ λ Esquema de un experimento de absorción atómica

Espectro visible Espectro de emisión del átomo de hidrógeno en el visible Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible

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). ) n 1 - 2 1 (R- 22H=ν ) n 1 - n 1 (R 2 2 2 1 H=ν ) 2 2n 1 - 2 1n 1 (HR-=E

Espectro de emisión de diferentes átomos

Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913) • Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de líneas. • Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía propone un nuevo modelo: - los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. - solamente están permitidas ciertas órbitas. - los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida. Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida.

Emisión de energía E1 E2 E3 Cambio de energía en el átomo ∆E = Efinal - Einicial = E1-E2 ∆E < 0 El átomo pierde energía Energía del fotón emitido Efotón = | ∆E| = hυ Absorción de energía E1 E2 E3 Cambio de energía en el átomo ∆E = Efinal - Einicial = E3-E2 ∆ E > 0 El átomo gana energía Energía del fotón absorbido Efotón = ∆E = hυ ¿Qué pasa si Efotón ≠ ∆ E? Mayorestabilidad Mayorenergía

• Como la energía está cuantizada, la luz emitida o absorbida por un átomo aparece en el espectro como una línea. • Siguiendo una deducción matemática Bohr llega a la conclusión (para hidrógeno): • n es el número de órbita (número cuántico principal). n es natural (n=1, 2 , 3, …) ( )      ×−= − 2 18 1 1018.2 n E J

• La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la órbita con n=1. Es la más cercana al núcleo. • Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden mover entre órbitas emitiendo o absorbiendo energía (cuantizada) • Como se mencionara, la cantidad de energía absorbida o emitida durante el movimiento de un electrón entre 2 órbitas está dada por: ν=−=∆ hEEE if

Y entonces: Si ni > nf, emisión de energía. Si nf > ni, absorción de energía ( )         −×−===∆ − 22 18 11 J1018.2 infn hc hE λ ν

Limitaciones del modelo de Bohr • Sólo explica satisfactoriamente el espectro del hidrógeno (e iones hidrogenoides, 1 electrón).

El comportamiento ondulatorio del electrón • Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise de Broglie (1924) demostró: de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula mv h =λ

El principio de incertidumbre • Al considerar partículas con masas muy pequeñas (escalas atómicas) no es posible determinar con suficiente precisión y simultáneamente su posición y su velocidad (Heisemberg 1927). No tiene sentido describir el comportamiento del electrón en torno al núcleo con las leyes de la mecánica clásica. Hay que considerar su comportamiento como onda. π4 · h mvx ≥∆∆

La ecuación de Schrödinger • Es una ecuación que incluye las componentes ondulatorias. El movimiento de una onda se describe matemáticamente mediante una ecuación que se denomina ecuación de onda. • Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del núcleo como una onda y planteó la ecuación de onda. • Al resolver matemáticamente esta ecuación se obtienen distintas soluciones (estados del sistema). • Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda (infinitos estados o estados electrónicos del sistema). Cada estado electrónico está caracterizado por 4 números, los números cuánticos: n, l, ml, ms

Números cuánticos Orbital Los números cuánticos están relacionados don 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 dada por: •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. hidrógeno)el(para n R -E 2 H =

Orbitales s (l=0)

Orbitales p (l=1) ml (-1; 0; 1)

Orbitales d l ml

( )      ×−= − 2 18 1 1018.2 n E J

Átomos polielectrónicos • Modelo del campo medio: carga nuclear efectiva. • La carga nuclear efectiva es la carga experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. • La carga nuclear efectiva no es la misma que la carga del núcleo por el efecto de los otros electrones.

• Los electrones están atraidos por el núcleo, pero repelidos por otros electrones. • La carga nuclear efectiva experimentada por un electrón depende de su distancia al núcleo y del número de electrones del core. Elemento Z efectivo* (1s) Z efectivo* (2s) Zefectivo* (2p) H (Z=1) 1,00 He (Z=2) 1,688 Li (Z=3) 2,691 1,279 B (Z=5) 4,680 2,576 2,421 * Calculado por reglas de Slater

ónicospolielectrpara n ZR -E; 2 efectivo 2 H 2 ∗ =−∝ n Z E eff deshidrogenoiehidrógenopara n ZR -E; n Z E 2 2 H 2 2 ∗ =−∝

n ZR -E 2 2 H ∗ = n ZR -E 2 efectivo 2 H ∗ = n ZR -E 2 2 H ∗ =

Configuración electrónica Configuración electrónica indica en qué orbitales se encuentran los electrones. Principio de Pauli “en un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos iguales”. Regla de Hund “cuando se agregan electrones a una subcapa a medio llenar, la configuración más estable es aquella que tiene el mayor número de e- desapareados”.

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