Modelos Atómicos ppt

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TEMA 6: MODELOS ATÓMICOS

1. INTRODUCCIÓN

2. DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS 3. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS

1. MODELO DE THOMSON

2. MODELO DE RUTHERFORD 4. NÚMEROS ATÓMICOS Y MÁSICOS

5. INTERACCIÓN DE LA RADIACIÓN CON LA MATERIA 1. NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ 2. ESPECTROS ATÓMICOS

6. NECESIDAD DE UN NUEVO MODELO ATÓMICO 1. HIPÓTESIS DE PLANCK

2. MODELO DE BOHR

3. AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR

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INTRODUCCIÓN

Química: ciencia que estudia la constitución, propiedades y transformaciones que sufre la materia.

En 1808, Dalton sentó las bases de la Teoría atómica al postular que la materia estaba compuesta por unidades elementales:

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Postulados:

• Los elementos están constituidos por átomos, partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de propiedades.

• Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades.

• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en base a una relación de

números enteros sencillos.

• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.

INTRODUCCIÓN

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DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS

SUBATÓMICAS

Faraday vio que las sustancias se ven afectadas por la corriente eléctrica.

Existencia de partículas de signo opuesto para neutralizar cargas.

En 1857, Geisser observa al encerrar un gas a baja P, que

ciertas partículas chocaban en el lado opuesto al cátodo, por la presencia de fluorescencia.

En 1875, Crookes, mejorando el tubo de Geisser, observa que en la pared opuesta al cátodo una coloración verdosa debido a radiación emitida por el cátodo: Rayos Catódicos, formados por partículas negativas, con masa. Se vio además que son

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DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS

SUBATÓMICAS

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DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS

SUBATÓMICAS

En 1897, Thomson pudo conocer la relación de la masa y la carga de estas partículas que se llaman electrones.

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DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS

SUBATÓMICAS

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DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS

SUBATÓMICAS

En 1866 Goldstein utilizó un tubo parecido al de Crookes, pero con la diferencia de una perforación del cátodo. Observó que además de rayos catódicos, aparecían otros que atravesaban los orificios del cátodo, apareciendo luminiscencia en el tubo: rayos canales.

Se vio que en estos rayos, las partículas, su masa y carga dependen del gas.

En 1914 Rutherford realizó la misma experiencia, pero con el átomo de Hidrógeno. Vio que la carga positiva era de la misma cantidad de carga, pero de signo contrario, y que la masa era 1836 veces mayor que la de los electrones. Los llamó protones. Dado que los rayos canales y catódicos se obtienen de cualquier gas, se vio que los protones y electrones eran componentes

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MODELO ATÓMICO DE THOMSON

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MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Enunciado en 1911 con el fin de obtener información de la estructura de los átomos.

El experimento consiste en bombardear con partículas α a una lámina de oro de 5000 Å de grosor.

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CONCLUSIONES DEL MODELO DE RUTHERFORD

•_{Supone que la materia está “prácticamente” hueca.}

•_{Deduce que las partículas α rebotan debido a las repulsiones}

electrostáticas que sufren al pasar cerca de las positivas. Cosa muy rara, por lo tanto, las cargas positivas se concentran en el núcleo, conteniendo la mayoría de la masa.

•_{Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo, para}

contrarrestar la inestabilidad por repulsión electrostática.

•_{Los electrones giran alrededor del núcleo, para compensar la fuerza}

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LIMITACIONES DEL MODELO DE RUTHERFORD

•_{Si los electrones giran alrededor del núcleo, estos desprenderían}

energía electromagnética, que se agotaría, cayendo los electrones sobre el núcleo.

•_{No explica las discontinuidades de las bandas de absorción y}

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NÚMEROS ATÓMICOS Y MÁSICOS

El número atómico es el nº de protones que tiene el núcleo. Se representa por la letra Z.

En 1932, Chadwick descubre una partícula subatómica, sin carga y de masa parecida al protón. Le llamó neutrón.

Se llama nº másico a la suma de protones y neutrones. Se

representa por la letra A. Éste nº A es entero y coincide con la masa del átomo en u.m.a.

Forma de representar un elemento:

Q

A

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NÚMEROS ATÓMICOS Y MÁSICOS

Calculo de la masa de un elemento a partir de sus isótopos: 1. Se multiplica el número másico por su abundancia.

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NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ

Actualmente está admitida la dualidad de la naturaleza de la luz: corpuscular y ondulatoria.

Naturaleza corpuscular: Newton y confirmada por Albert Einstein

Naturaleza ondulatoria: Huygens y Maxwell.

La luz se propaga aproximadamente a 3·108_{m/s y se representa por}

la letra c.

Una onda es la propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía, pero no materia.

Una onda viene caracterizada por su velocidad de propagación (v); su amplitud (A); su período (T); por su frecuencia (ν) y su longitud de onda (λ). Estas dos últimas se relacionan por la siguiente

expresión:

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NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ

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ESPECTROS ATÓMICOS

En 1860 Bunsen y Kirchhoff desarrollaron la espectroscopía atómica.

Consiste en vaporizar distintos elementos con una llama, observándose la aparición de luces con colores característicos.

Si esta luz se hace pasar a través de un prisma de vidrio, se descompone en varias líneas discontinuas: espectro atómico del elemento emisor de luz. Estas líneas están relacionadas con la estructura del elemento.

Espectros de dos tipos:

• Absorción: el elemento absorbe la radiación.

• Emisión: el elemento obtiene gran energía que desprende emitiendo luz.

El elemento más estudiado: el átomo de hidrógeno.

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ESPECTROS ATÓMICOS

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HIPÓTESIS DE PLANCK

Planck, en 1900, inició una nueva era en la Física y en la Química.

Descubrió que la energía absorbida y emitida lo hace de forma discreta.

No puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía sino cuantos de energía, cuyo valor es:



· h

E



Donde h es la constante de Planck y de valor:

s

J

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MODELO ATÓMICO DE BOHR

En 1913, Bohr propone un nuevo modelo atómico.

Conjuga el de Rutherford con las ideas cuáticas de Planck.

1ª suposición: a escala atómica se cumple la ley de Coulomb y las leyes de Newton, pero no las leyes electromagnéticas clásicas. Las absorciones o emisiones se rigen por la ecuación de Planck.

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MODELO ATÓMICO DE BOHR

Propone tres postulados:

1.Átomo posee un núcleo cargado positivamente y alrededor gira el electrón con órbitas estacionarias.

2.Órbitas cuantizadas. Solo toma estados energéticos relacionados con el nº cuántico principal n.

3.Para que un electrón pase de una órbita a otra debe cumplir la condición de Planck- Einstein:



· h

E



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MODELO ATÓMICO DE BOHR

Dedujo también los niveles energéticos permitidos para el electrón. Vienen dados por la siguiente expresión:

2 n

k

E





Donde k= 2,18·10-18_{J y n el nº cuántico principal}

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MODELO ATÓMICO DE BOHR

SERIE DE

LYMAN SERIE DE BALMER

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AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR

Sommerfeld sugirió que las órbitas eran elípticas.

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NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS

En 1926 Schröendinger resolvió una ecuación de ondas para describir el movimiento de los electrones.

Números cuánticos:

• Número cuántico principal (n): Nivel de energía o capa electrónica. Toma valores enteros n=1, 2, 3…

• Número cuántico secundario (l): Distintos subniveles energéticos que pueden existir para un nivel dado. Valores de l=0, 1, 2,…, n-1. • Número cuántico magnético (m): Indica las posibles

orientaciones que pueden tomar un orbital dado. Valores de m= -l, -l + 1,…,-1,0,1,…, l-1, l.

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ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

Los orbitales se disponen de la siguiente manera en el átomo de H:

1s< 2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f<…

El contenido energético depende únicamente del valor de n. Sin embargo, para los demás átomos dependen de n y l.

Regla de Möller:

•_{La energía de un orbital es tanto menor cuánto más baja sea la}

suma de los valores de n y l.

•_{En caso de igualdad para la suma de n y l, tiene menor energía}

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CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Es la distribución de los electrones en los orbitales.

El orden de llenado sigue un principio que dice que los electrones se disponen para alcanzar el mínimo de energía.

Reglas para obtener la configuración electrónica de un átomo:

1. Principio de Aufbau: la configuración de un átomo se obtiene de la del anterior añadiendo un electrón más.

2. Principio de exclusión de Pauli: cada orbital puede tener un máximo de 2 electrones con espines contrarios.

3. Principio de Hund: En un subnivel existen varios orbitales