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Capítulo 2. La estructura atómica
1.- El modelo atómico de Thomson 2.- La radiactividad y la teoría atómica: el modelo atómico de Rutherford 2.1.- La radiactividad 2.2.- El experimento de dispersión de Rutherford 2.3.- El neutrón 2.4.- Modelo atómico de Rutherford 3.- Los orígenes de la teoría cuántica: el modelo atómico de Bohr 3.1.- La teoría cuantica
- Ondas
- Radiaciones electromagnéticas
- Teoría Cuántica de Planck 3.2.- Efecto fotoeléctrico 3.3.- El modelo atómico de Bohr
- Espectro de líneas
- Modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno 4.- Mecánica cuántica 4.1.- Dualidad onda-partícula 4.2.- Principio de incertidumbre de Heisenberg 4.3.- Ecuación de onda de Schrödinger
- Ecuación de onda de Schrödinger
- Orbitales y números cuánticos
- Representación de orbitales
- La energía de los orbitales 5.- Átomos multielectrónicos 5.1.- Número cuántico de espín y configuración electrónica 5.2.- Principio de exclusión de Pauli 5.3.- Regla de Hund 5.4.- Principio de construcción (Aufbau)
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En este capítulo vamos a estudiar los trabajos de la siguientes personas
J.J. Thomson (1856-1940). Premio Nobel de Física 1906 R.A. Millikan (1868-1953). Premio Nobel de Física 1923 W.K Röntgen (1845-1927). Premio Nobel de Física 1901 A.H. Becquerel (1852-1908) Premio Nobel de Física 1903 M. Curie (1867-1934). Premio Nobel de Física 1903 y Premio Nobel de Química 1911 P. Curie. Premio Nobel de Física 1903. E. Rutherford (1871-1937). Premio Nobel de Química 1908 J. Chadwick (1891-1972). Premio Nobel de Física 1935 M. Planck (1858-1947). Premio Nobel de Física 1918 A. Einstein (1879-1955). Premio Nobel de Física 1921 N. Bohr (1885-1962). Premio Nobel de Física 1922 L. De Broglie (1892-1977). Premio Nobel de Física 1929 C.J. Davisson (1881-1958). Premio Nobel de Física 1937 G.P. Thomson (1892-1975). Premio Nobel de Física 1937 W.K. Heinsenberg (1901-1976). Premio Nobel de Física 1932 E. Schrödinger (1887-1961). Premio Nobel de Física 1933 O. Stern (1888-1969). Premio Nobel de Física 1943 W. Pauli (1900-1958). Premio Nobel de Física 1945
Lectura recomendada: En busca de Klingsor, Jorge Volpi, Ed. Seix Barral.
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LOS QUE TRANSFORMARON EL MUNDO
Bruselas, 1927. Durante V Congreso de Solvay
Primera fila: I. Langmuir, M.Planck, M. Curie, H.A. Lorentz, A. Einstein, P Langevin, Ch. E. Guye, C.T.R. Wilson, O. W. Richardson; Fila del medio: P. Debye, M. Knudsen, W.L. Bragg, H.A. Kramers, P.A.M. Dirac, A.H. Compton, L. De Broglie, M. Born, N. Bohr; Fila alta: A. Piccard, E. Henriot, P. Ehrenfest, E. Herzen, T. De Donder, E. Shrödinger, E. Verschaffelt, W. Pauli, W. Heisenberg, R.H. Fowler, L. Brilloin.
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1.- Modelo atómico de Thomson
1897 Experimento con rayos catódicos de Thomson
Radiación: emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas
Los rayos catódicos se desplazan hacia la placa positiva, esto indica que están cargados negativamente
Los rayos catódicos están formados por electrones
Thomson Carga electrón/masa del electrón:-1,76x10 8 C/g Millikan Carga del electrón: -1,6022x10 -19C Masa del electrón: 9,10x10 -28^ g
Modelo atómico de Thomson
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2.3.- El neutrón
- Chadwick Bombardeó una delgada lámina de Be con partículas α
Neutrón
partículas electricamente neutras con
una masa algo superior al protón
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2.4.- Modelo atómico de Rutherford
ÁtomoÁtomo
Formado por un núcleo que contiene protones y neutrones y
concentra la mayor parte de su masa y una corteza alejada del
núcleo donde están los electrones
X
A Z
Número de masa (A): nº de protones+nºneutrones
Número atómico (Z): nº protones
-Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico
-El número de electrones es igual al número de protones
-Los isótopos son átomos del mismo número atómico y diferente número de masa
Isótopos del Hidrógeno
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- Ondas
ONDA: Alteración vibrátil mediante la cual se transmite energía Longitud de onda, λ: distancia entre dos puntos iguales de ondas sucesivas Frecuencia, ν: número de ondas que pasan por un punto en un segundo Amplitud: distancia vertical de la línea media a la cresta o el valle
3.- Los orígenes de la teoría cuántica: el modelo atómico
de Bohr
3.1.- La teoría cuántica
La velocidad (n) de una onda depende del tipo de onda y del medio en el que se transmite y es el producto de su longitud por su frecuencia n=λν (^) Química 1º ITA/rmt/Curso2004-
- Radiación electromagnética
1873 Maxwell
X La luz visible está compuesta por ondas electromagnéticas X Una onda electromagnética propaga energía a través del espacio como una vibración de un campo eléctrico y un campo magnético que tienen la misma longitud de onda y frecuencia y, por tanto, viajan con la misma velocidad, pero en planos perpendiculares X La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas X Las ondas electromagnéticas viajan en el vacío a 3,00x10^8 m/s (velocidad de la luz)
Radiación electromagnética
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3.2.- Efecto fotoeléctrico
¿Qué es? El efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que un metal que se expone a la luz de una frecuencia mínima (frecuencia umbral) emite electrones. ¿Quién y cómo lo explicó? Eisntein en 1905 propuso que el rayo de luz que incide sobre el metal era en realidad un torrente de partículas y sobre la base de la Teoría Cuántica de Planck dedujo que la energía de cada fotón es E=hν, ν frecuencia de la luz Para que un electrón sea arrancado de la superficie de un metal la frecuencia de los fotones incidentes debe de ser tal que su energía sea al menos la energía de enlace de los electrones al metal.
Naturaleza dual de la luz
ONDA PARTÍCULA
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3.3.- El modelo atómico de Bohr
- Espectros de líneas
Energía radiante Radiación monocromática: emite una única longitud de onda, p.e. láser Radiación no monocromática: emite varias longitudes de onda Espectro continuo, p.e. luz blanca de bombilla Espectro de líneas, p.e. gas neón
Tubo de descarga
Alto voltaje
Colimador
Placa fotográfica
Luz separada en componentes
Prisma Espectro de líneas
Espectros de líneas Formados por varias líneas a longitudes de onda definidas y características de cada gas
Espectro de emisión de líneas de átomos de hidrógeno
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- Modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno (1914) (I)
El electrón sólo se puede mover en órbitas circulares de radios definidos asociadas a estados de energía permitida en los que no irradia energía y no se precipita hacia el núcleo
n
En RH 2
1 = ( − ) n, número cuántico principal=1,2,3,4...^ ∞
RH ,constante de Rydberg 2,18x10 -
Cada órbita alrededor del núcleo corresponde a un valor distinto del número cuántico principal, n. La órbita de menor energía y menor radio es la que corresponde a n igual a 1 Estado basal n= Estado excitado n>
El radio en cada órbita del electrón alrededor del núcleo depende directamente de n^2 (Si n aumenta, E aumenta y r aumenta)
E = hν
E = hν
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4.- Visión mecano-cuática del átomo
4.1.- Dualidad onda-partícula
¿Por qué el electrón en el modelo de átomo de Bohr sólo puede
girar en órbitas alrededor del núcleo a distancias fijas?
1924 De Broglie
X El electrón del átomo de hidrógeno se comporta como una onda
estacionaria, siendo la circunferencia de la órbita permitida un número entero de longitudes de la onda estacionaria
X La relación entre la circunferenca de la órbita permitida y la
longitud de onda del electrón viene dada 2 π r=nλ r, radio de la órbita λ, longitud de onda de la onda descrita por el electrón n=1,2,3,... X Las propiedades de onda y partícula se relacionan por la siguiente expresión λ=h/mn
OK
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4.2.- Principio de incertidumbre de Heinseberg
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Es imposible conocer con certeza el momento p
(masa x velocidad) y la posición de una partícula
simultáneamente
∆x ∆p ≥ h/4π
∆x, ∆p incertidumbre en las medidas de la posición y el momento
Consecuencia del Principio de Incertidumbre
Las órbitas del electrón alrededor del núcleo en el átomo de H no tienen trayectorias bien definidas
Partículas subatómicas
ONDA PARTÍCULA
¿Cómo se puede precisar la posición de una onda?
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4.3.- Ecuación de onda de Schrödinger: números cuánticos y
orbitales atómicos
- Ecuación de Schrödinger (1926)
XEcuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas X Combina el comportamiento de partícula, en términos de la masa, y el de onda, en términos de una función de onda, Φ, que depende de la ubicación del electrón en el espacio X El cuadrado de la función de onda, Φ^2 , en un punto del espacio es proporcional a la probabilidad de encontrar al electrón en ese punto del espacio X Densidad eléctronica da la probabilidad de encontrar al electrón cierta región del espacio XLa solución completa de la ecuación Schrödinger para el átomo de hidrógeno da lugar a un conjunto de funciones de onda con sus correspodientes energía permitidas
ORBITAL: función de onda del electrón de un átomo; Φ=f(n,l,ml ,ms )
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- Números cuánticos y orbitales atómicos
Numero cuántico principal n=1,2,3,4,...
Energía del orbital Distancia del e-^ al núcleo
Número cuántico azimutal l=0...n-
Define la forma del orbital
Orbital s l= Orbital p l= Orbital d l= Orbital f l=
Numero cuántico magnético m=l...-l
Describe la orientación del orbital en el espacio
Capa electrónica: colección de orbitales que poseen el mismo número cuántico principal. Subcapa atómica: colección de orbitales con los mismos valores de número cuántico principal, n, y número cuántico azimutal, l.
Los orbitales se “representan” con un diagrama de contorno de superficie que contiene alrededor del 90% de la densidad electrónica total de un orbital
Φ=f(n,l,ml,ms)
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Orbitales d y otros orbitales de mayor energía
Orbitales d Xn=3; l=2, ml =-2,-1,0,1,2; cinco orbitales d Orbitales f Xn=4; l=3; ml =-3,-2,-1,0,1,2,3; siete orbitales f
- Representación de los orbitales (II)
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- Energía de los orbitales
El nivel de energía de cada orbital influye en la distribución electrónica
real de los electrones en los átomos
Átomo de hidrógeno
La energía de los orbitales depende sólo del valor del número cuantico principal
E 1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f
n
En RH 2
1 = ( − )
4s – 4p – – – 4d – – – – – – 4f – – – – – – – 3s – 3p – – – 3d – – – – – 2s – 2p
1s
Átomos polielectrónicos
La energía de los orbitales depende sólo del valor del número cuantico principal, n, y del valor del número cuántico azimutal, l
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5.1.- Número cuantico de espín y configuración electrónica
5.- Átomos multielectrónicos
¿Por qué las líneas del espectro de emisión del átomo de H se
desdoblan cuando se aplica un campo magnético?
Los electrones se comportan como pequeños imanes
Carga que gira en el sentido de las agujas del reloj o en sentido contrario
Número cuántico de espín, ms
+1/2 ó –1/
Configuración electrónica: es la manera en la que están distribuidos los
electrones en los distintos orbitales atómicos
n, l y ml definen un orbital
n, l, ml y ms definen un electrón
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5.2.- Principio de exclusión de Pauli
No es posible que dos electrones de un átomo tengan los cuatro
números cuánticos iguales
Si dos electrones tienen n, l y ml iguales quiere decir que están en el mismo orbital y necesariamente tendrán que tener el número cuántico de espín, ms , diferente
5.3.- Regla de Hund
La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que
tiene mayor número de espines paralelos
Ejemplo C (Z=6) (^)
Paramagnético Diamagnético
Diamagnético
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