TEMA 1: ESTRUCTURA
ATÓMICA DE LA MATERIA
1.1. Naturaleza eléctrica de la materia
1.2. Naturaleza electromagnética de la luz
1.3. Orígenes de la teoría cuántica
1.4. Espectros atómicos
1.5. Modelo atómico de Bohr
•
Tubos de descarga y rayos catódicos
:
Aplicando una
diferencia de potencial eléctrico a un gas a baja presión en el
interior de un tubo se origina una radiación que viaja desde el
cátodo(polo negativo) al ánodo (polo positivo). En 1897
J.J.
Thomson
averiguó la naturaleza de dicha radiación: Los rayos
catódicos, y por tanto la materia, están constituidos por
partículas materiales cargadas eléctricamente, los
electrones
.
1.2. Naturaleza electromagnética de la luz
• Definición de onda: Es la propagación de una vibración en la que sólo se transmite energía y no materia.
• Características de una onda:
a) Amplitud (A): Máximo de la perturbación (m).
b) Longitud de onda (λ): Distancia entre dos máximos consecutivos (m).
c) Frecuencia (f): Número de vibraciones por segundo (Hz =s-1).
•
Naturaleza electromagnética de la luz:
J.C. Maxwell (1831-1879) propuso que
la luz es una onda electromagnética que
se propaga en el vacío a la velocidad c =
3 · 10
8m/s.
1.3. Orígenes de la teoría cuántica
•
Hipótesis de Planck:
En 1900
Max Planck
supuso que
la radiación no puede absorberse ni emitirse de forma
continua, sino en forma de paquetes o cuantos, cuya
energía viene dada por:
E = n· h · f
• Efecto fotoeléctrico: Fenómeno por el que algunos metales expulsan electrones cuando son iluminados con la luz adecuada. Cada material fotoemisor tiene una frecuencia mínima, denominada frecuencia umbral, f0, por debajo de la cual no se emiten electrones por muy intensa que sea la radiación empleada o mayor el tiempo de exposición.
• Explicación: En 1905 A. Einstein utiliza la
hipótesis cuántica para explicar el efecto fotoeléctrico. Supone que luz se compone de pequeñas partículas llamadas fotones que transportan una energía dada por la fórmula de Planck: E = h · f . Por tanto, cada fotón interacciona con un electrón. Si el fotón no tiene la energía suficiente, la cuál depende de la frecuencia, no conseguirá arrancar al electrón del metal. Aumentar la intensidad de la luz es aumentar el número de fotones, pero si cada uno no tiene la energía mínima, ningún electrón saldrá de la superficie del metal.
Energía cinética máxima de un fotoelectrón:
1.4. Espectros atómicos
•
Espectro del hidrógeno:
En 1889
J.R. Rydberg
encontró una
expresión para las longitudes de onda correspondientes a las
líneas espectrales del hidrógeno:
1/λ = R
H·(1/n
12– 1/n
22)
R
H= 1,09678 · 10
7m
-1n
1, n
2son números enteros tales que n
2> n
1•
Series espectroscópicas:
a) Serie de Lyman (Ultravioleta):
n
1= 1
b) Serie de Balmer (Visible):
n
1= 2
c) Serie de Paschen (Infrarrojo):
n
1= 3
d) Serie de Brackett (Infrarrojo):
n
1= 4
1.5. Modelo atómico de Bohr
•
Postulados:
1. Hipótesis de los estados estacionarios: El electrón gira alrededor del núcleo solamente en un conjunto fijo de órbitas permitidas que se llaman estados estacionarios; en ellas gira sin absorber ni emitir energía.
2. Condición de cuantización: De todas las órbitas posibles solo son
aceptables aquellas cuyo valor del momento angular, L, sea un múltiplo entero de h/2π.
1.6. Niveles de energía en el átomo de hidrógeno
+
Serie de Lyman
Serie de Balmer Paschen
-13,6 -3,40 -1,51
En, eV n
1 2 3
0,00
n = 1 n = 2 n = 3
1.7. Desarrollo y limitaciones del modelo de Bohr
• Modelo de Bohr-Sommerfeld: Sommerfeld amplió el modelo de Bohr para introducir las órbitas elípticas con tal de justificar el mayor número de líneas que se iban encontrando en el espectro del hidrógeno.
• Aciertos del modelo:
a) Justifica la estabilidad del átomo mediante la existencia de órbitas estacionarias.
b) Explica el espectro del átomo de hidrógeno e hidrogenoides mediante la hipótesis de los saltos electrónicos.
c) Relaciona las propiedades químicas de los elementos con su estructura electrónica, justificando el Sistema Periódico.
