1 Estructura Materia parte A

(1)

1 Estructura de la materia.

Introducción a la Química moderna

.

Estructura de la materia.

(2)

2 Contenidos

Contenidos

0.- Repaso de los modelos atómicos de Thomson y Rutherford

1.-

Radiación electromagnética y Espectros atómicos

1.1. Series espectrales 1.2. Ley de Rygberg

2.- Orígenes de la teoría cuántica

2.1. Hipótesis de Planck

2.2. El efecto fotoeléctrico y la Teoría corpuscular

3.- Modelo atómico de Bohr

4.-

Principios de la mecánica cuántica

4.1. Dualidad onda-corpúsculo (Louis de Broglie) 4.2. Principio de incertidumbre (Heisenberg) 4.3. Orbitales atómicos (Schrödinger)

5.- Modelo cuántico para el átomo de hidrógeno

5.1. Números cuánticos

6.-

Configuraciones electrónicas

6.1. Principio de mínima energía (Aufbau) 6.2. Regla de Hund

(3)

3 Los Rayos catódicos y el modelo de Thomson

.

REPA

_SO

REPA

_SO

Los rayos catódicos confirmaron la existencia de electrones en los átomos.

(4)

4 REPA

_SO

REPA

_SO

MODELOS atómicos.

Rutherford

Experimento y modelo de Rutherford

(5)

5

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.

(6)

6

: frecuencia (Hz)

: longitud de onda (nm) T: Período (s)

v: velocidad de propagación (m/s)

 c

 

Características de una ONDA ELECTROMAGNÉTICA

v= ·  T = 1/

En el vacío c= · 

c = 3·108_m/s

(7)

7

Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas, desde las más bajas longitudes de ondas: 10–12_{nm (rayos}_{) hasta}

kilómetros (ondas de radio)

1- Radiación electromagnética

Espectro

(8)

8 2- ESPECTROS Atómicos

ESPECTRO: análisis de las distintas longitudes de onda emitidas por un foco luminoso.

(9)

9 espectro de emisión

: Cuando los átomos de un determinado elemento se calientan a una cierta temperatura mediante la llama o el arco eléctrico, éstos se excitan y emiten luz de unas determinadas longitudes de onda que pueden separarse por métodos físicos (prismas), e impresionan una placa fotográfica llamada espectro de emisión

(10)

10 espectro de absorción:

Se consigue al hacer pasar una luz blanca (que contiene todos los colores o frecuencias) a través de la muestra gaseosa, la cual absorbe parte de dicha energía. La luz que sale de la muestra (no absorbida) se descompone por medio de un prisma y contendrá todas las frecuencias menos las que haya absorbido la muestra.

2- ESPECTROS Atómicos

(11)

11

Cada elemento o sustancia tiene unos espectros de emisión y absorción característicos.

(12)

12

Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno obedecen a una expresión matemática

experimental muy simple determinada por Rydberg:

(R = 1,0968 ·107_m–1₎

donde n₁ y n₂ son números enteros > 0 cumpliéndose que n₂> n₁

Si n₁= 1; n₂ = 2, 3, 4... 1ª serie: Lyman (1916) está en el espectro ultravioleta Si n₁= 2; n₂ = 3, 4, 5... 2ª serie: Balmer (1885) espectro visible y ultravioleta. Si n₁= 3; n₂ = 4, 5, 6... 3ª serie: Paschen (1908) espectro infrarrojo muy próximo Si n₁= 4; n₂ = 5, 6, 7... 4ª serie: Brackett (1922) espectro infrarrojo próximo. Si n₁= 5; n₂ = 6, 7, 8... 5ª serie: Pfund (1927) espectro infrarrojo.

 

 _  _  12 22 

1 1 1 R

n n



(13)

13 El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas

partículas en la materia.

Pero tiene algunos inconvenientes:

– _{No explica los espectros atómicos.}

– _{La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar}

partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos).

Iba en contra de la estabilidad de los átomos.

Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una

nueva teoría atómica.

(14)

14 3- ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA.

La hipótesis de Plank, 1900

donde h = 6,626 x 10–34 _{J·s (Constante de Plank)}

Plank, estudió la radiación que emiten los cuerpos calientes y enunció su famosa hipótesis que explicaba el comportamiento del cuerpo negro.

Un cuerpo no se absorbe o emite energía de forma contínua, sino en forma de “cuantos” de energía, cuyo valor es proporcional a la frecuencia ν de la radiación incidente o emitida:

La energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima: h· La energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan.

Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.

(15)

15 Efecto fotoeléctrico:

determinados metales son capaces de emitir electronescuando se exponen a la luz (Hertz 1887)

3-

ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA

Efecto fotoeléctrico

 Sólo se produce si: ν_radiación > ν _umbral

_{Un aumento de intensidad I de la radiación:}

•_{Aumenta el número de e}-_emitidos

•_{No modifica la E}

c de los e- emitidos

La luz está constituída por partículas llamadas FOTONES cuya energía es E=h·ν donde ν es la frecuencia de la luz empleada.

(Teoría corpuscular de la luz. Albert Einstein, 1905.)

tiempo fotones º

n

Intensidad

ν₀= ν_umbral

h·ν₀= E umbral

E_fotón = W _extracción + E_c

(16)

16 3-

ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA

•_{Si la energía del fotón se iguala o supera a la “energía de ionización” o “trabajo de}

extracción” W _extracción entonces se produce la ionización del electrón.

•_{La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se}

denomina frecuencia umbral “₀”.

•_{Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en}

energía cinética del electrón

E_fotón = W _extracción + E_c

h·ν = h·ν₀ + 1/2 ·m_e-·v2

ν₀= ν_umbral

h·ν₀= E umbral

Recuerda:

(17)

17 3-

ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA

SIMULACIÓN EFECTO FOTOELECTRICO

APLICACIONES:

Células

fotoeléctricas:

como sensores de puertas automáticas, sensores para farolas de alumbrado público...

Paneles

solares,

que hacen uso de células fotovoltaicas. Éstas se

construyen con dos capas de

(18)

18 ¿

Por

qué

buscar un

nuevo

modelo

atómico?

En el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo,

deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían

al núcleo.

Resulta necesario un modelo que justifique los espectros atómicos y el

efecto fotoeléctrico

Resulta necesario tener en cuenta las ideas cuánticas de (Plank)

(19)

19 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR

Postulados de Bohr

1º POSTULADO

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.

2º POSTULADO

No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero de h/2:

L_e-= m_e-·v_e-·r_orb = n· h/2

donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)

3º POSTULADO

El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Plank tiene una energía:

(20)

20 n = 1

E = –21,76 · 10

–19

J

n = 2

E = –5,43 · 10

–19

J

n = 3

E = –2,42 · 10

–19

J

E

n

er

gí

a

n = 4

E = –1,36 · 10

–19

J

n = 5

E = –0,87 · 10

–19

J

n = 

E = 0 J

3- MODELO ATÓMICO DE BOHR

Niveles permitidos

(21)

21 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR

ESPECTRO EMISIÓN cuando un e- regresa a su nivel fundamental, de menor energía, lo hace emitiendo un fotón de  (aparece una raya concreta en el espectro) perdiendo así la energía que había absorbido.

ESPECTRO DE ABSORCIÓN: cuando se irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los e-_{absorben determinadas radiaciones (cantidades concretas}

de E) prodiciéndode saltos a niveles superiores (estado excitado).

(22)

22

JUSTIFICACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS. SERIES ESPECTRALES

3- MODELO ATÓMICO DE BOHR

n =



UV Visible Infrarrojo

Lyman Paschen Balmer Bracket Pfund

Espectro

SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund

n = 1 n = 2 n = 3 n = 6 n = 5 n = 4

SIMULACIÓN Átomo de Bohr