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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 2) Radiaciones electromagnéticas 3) Teoría Cuántica de Planck
3.2.- Efecto fotoeléctrico 3.3.- El modelo atómico de Bohr
- Espectro de líneas 2) 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 2) Orbitales y números cuánticos 3) Representación de orbitales 4) 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)
Química 1º ITA/rmt/Curso2004-
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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1.- Modelo atómico de Thomson
Radiación: emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas 1897 Experimento con rayos catódicos de Thomson
Los rayos catódicos sedesplazan hacia la placapositiva, esto indica que
están cargadosnegativamente
Los rayos catódicos estánformados por
electrones Modelo atómico de Thomson
Thomson Carga electrón/masa del electrón:-1,76x
8 C/g
Millikan Carga del electrón: -1,6022x
C
Masa del electrón: 9,10x
g
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2.- Modelo atómico de Rutherford^ 2.1.- Radiactividad 1895 Röntgen. Descubre los Rayos X 1896 Becquerel. Detecta una radiaciónespontánea de un mineral de U Marie Curie. Propone el nombre deradiactividad para describir la emisiónespontánea de partículas y/o radiación Rutherford. Concluye que la radiactividadestá compuesta por tres tipo de radiación: α,
β
y
γ
Partículas
Ä
núcleos de He
Partículas
Ä
electrones
Rayos
Ä
radiación de alta energía
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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
Átomo^ Átomo
Formado por un núcleo que contiene protones y neutrones yconcentra 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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- 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 campomagnético que tienen la misma longitud de onda y frecuencia y, portanto, 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 3,00x
8
m/s
(velocidad de la luz)
Radiaciónelectromagnética
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Tipos de radiación electromagnética
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3.2.- Efecto fotoeléctrico
¿Qué es?El efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que un metal que seexpone 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 elmetal era en realidad un torrente de partículas y sobre la base de laTeoría Cuántica de Planck dedujo que la energía de cada fotón es
E=h
ν,
ν^
frecuencia de la luz
Para que un electrón sea arrancado de la superficie de un metal lafrecuencia de los fotones incidentes debe de ser tal que su energíasea 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^ 1) Espectros de líneas
Energía radiante
Radiación monocromática: emite una única longitud de onda, p.e. láserRadiación no monocromática: emite varias longitudes de onda
Espectro continuo, p.e. luz blanca de bombillaEspectro de líneas, p.e. gas neón
Tubo de descarga
Altovoltaje
Colimador
Placa fotográfica
Luz separada encomponentes
Prisma
Espectrode líneas
Espectros de líneasFormados por variaslíneas
a^
longitudes
de onda definidas ycaracterísticas
de
cada gas Espectro de emisión de líneasde 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 definidosasociadas a estados de energía permitida en los que no irradia energía y nose precipita hacia el núcleo
n H R
En
2 1 )
( −
n, número cuántico principal=1,2,3,4...
∞
R
H^
,constante de Rydberg 2,18x
-
El radio en cada órbita del electrón alrededor del núcleo dependedirectamente de n Cada órbita alrededor del núcleocorresponde a un valor distinto delnúmero cuántico principal, n. La órbita demenor energía y menor radio es la quecorresponde a n igual a 1Estado basal n=1Estado excitado n>
2
(Si n aumenta, E aumenta y r aumenta)
E = h
ν
E = h
ν
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- Modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno
(1914) (II)
El electrón puede saltar de un estado de energía permitido a otro absorbiendoo emitiendo fotones de energía radiante de ciertas frecuencias específicas.La diferencia de energía entre dos estados de energía permitidos esproporcional a la frecuencia de vibración de los fotones absorbidos oemitidos para que el electrón pase de un estado a otro.
⎞⎟ ⎟⎠
⎛^ ⎜ ⎜⎝
−
=
⎤ ⎥ ⎦
⎡ ⎢ ⎣
⎞⎟⎟⎠
⎛⎜⎜⎝
−
− ⎤ ⎥ ⎥⎦
⎡ ⎢ ⎢⎣
⎞ ⎟⎟⎠
⎛ ⎜⎜⎝
− = = − = ∆
f
i
H
i H f H n n n
n
R h
R
R
h
Ei
Ef
E
2
2
2
2
1
1
1
1
ν
ν
)
(
)
(
n
>nf^
B i
B
Se absorbe E
n
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 unnúmero 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=n
λ
r, radio de la órbita λ, longitud de onda de la onda descrita por el electrónn=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
Partículas subatómicas
ONDA
PARTÍCULA
¿Cómo se puede precisar la posición de una onda?
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Es imposible conocer con certeza el momento p(masa x velocidad) y la posición de una partículasimultáneamente
x
p
h/
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 elátomo de H no tienen trayectorias bien definidas
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