EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS

Transcripción

1 MODELO ATÓMICO DE DALTON Modelo EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS La materia está constituida por átomos, que son partículas indivisibles. Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales en masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos químicos tienen masa diferente y distintas propiedades químicas. Los compuestos están formados por combinaciones de átomos de diversos elementos químicos. En las reacciones químicas, la masa permanece siempre constante MODELO ATÓMICO DE THOMSON Modelo El átomo es una esfera material de electricidad positiva dentro de la cual, como pequeños gránulos, se encuentran los electrones en número suficiente para que el conjunto resulte neutro. Este modelo explica la producción de iones (por pérdida o ganancia de electrones), la electricidad estática y la corriente eléctrica, así como los fenómenos que ocurran en los tubos de vacío. LA RADIACTIVIDAD Su descubrimiento permitió a Rutherford llevar a cabo su experimento. Ya sabéis en qué consiste y el efecto que produce en los núcleos que la presentan. Descubierta por Becquerel consistía en la emisión de tres radiaciones diferentes: Alfa: Corriente de núcleos de helio. Beta: Corriente de electrones. Gamma: Sin naturaleza corpuscular. Ondas electromagnéticas de menor longitud de onda que los rayos X (o mayor frecuencia, como queráis) MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Modelo El átomo está constituido por un núcleo en el que se encuentra localizada la casi totalidad de la masa atómica y toda la carga positiva. En torno a este núcleo y a grandes distancias de él, giran los electrones con una velocidad tal que la fuerza centrípeta es proporcionada por la fuerza de atracción electrostática. Además, con el fin de que el átomo sea eléctricamente neutro, el número de cargas positivas del núcleo ha de ser igual al de los electrones que giran en torno a él. 1

2 Fallos del modelo de Rutherford Está basado en leyes de la Física Clásica. Según los principios del electromagnetismo clásico, una carga en movimiento circular (acelerada) debe emitir energía en forma de radiación y, por tanto, perder energía. La continua pérdida de energía hará que el electrón acabara cayendo sobre el núcleo: el átomo es inestable. La pérdida de energía será gradual: espectros de emisión continuos. Como este, en el supuesto de que la radiación emitida estuviera en la región del visible. Sin embargo los espectros atómicos de emisión son discontinuos, formados por rayas. ONDAS ELECTROMAGNETICAS Definición Una onda electromagnética es la propagación de energía a través del espacio mediante la oscilación de un campo eléctrico y un campo magnético perpendiculares entre sí y perpendiculares a la dirección de propagación. Las características de toda onda electromagnética son: longitud de onda (λ), frecuencia (f), periodo (T) y velocidad de propagación (c), que es la misma para todas: 2, m/s en el vacío o en el aire. Naturalmente se cumple: c = λ f TEORÍA DE PLANCK (brevísimo) Un fotón es un cuanto de radiación electromagnética, o cuanto de energía. Es una partícula sin masa. La energía de un fotón depende de su frecuencia: cuanto mayor sea esta (o menor su longitud de onda) mayor será la energía que transporta. La energía de una radiación es la energía de cada uno de sus fotones, mientras que la intensidad viene determinada por el número de fotones. EFECTO FOTOELÉCTRICO Lo que ya conocéis (por no repetir tanto) 2

3 ESPECTROS ATÓMICOS Espectro continuo Espectro de emisión - discontinuo Espectro visible de emisión del hidrógeno Espectro de absorción - discontínuo Espectro visible de absorción del hidrógeno Tubos de descarga Otros espectros visibles de emisión Hg O 2 Ne 3

4 J.J. Balmer había descubierto en 1885 que las longitudes de onda correspondientes al espectro de emisión hidrógeno respondían a la fórmula (completamente empírica): donde R es la constante de Rydberg. Las distintas líneas del espectro se obtenían dando a n valores enteros a partir de 3. No se sabía a qué podía corresponder esto. Una vez que Bohr elaboró su modelo, se pudo dar una explicación a los espectros atómicos y a las llamadas series espectrales. Series espectrales Serie de Balmer: corresponde a saltos electrónicos desde cualquier nivel al n = 2 (mirad el denominador de la ecuación de Balmer 4 = 2 2 Serie de Lyman: lo mismo de cualquier nivel al n = 1 Y así con el resto (mirad el esquema de arriba) La fórmula general de las diferentes series espectrales es: donde n 1 es el nivel final del salto electrónico y n 2 el nivel de partida del salto electrónico 4

5 MODELO ATÓMICO DE BOHR Modelo Niels Bohr dio en 1913 un modelo atómico basado en el de Rutherford pero salvando los inconvenientes de éste al aplicar la nueva hipótesis de Planck. 1er postulado Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias, sin emitir energía. 2 o postulado Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular,, múltiplo entero de. 3er postulado La energía absorbida o emitida cuando un electrón pasa de una órbita a otra tiene una frecuencia que viene dada por la ecuación de Planck. Orbitas de B Por el primer postulado: Por el segundo postulado: Eliminando entre los dos postulados y despejando r, se obtiene: Donde a o = 0,529 Å y n es el denominado número cuántico principal Energía en el modelo de Bohr La energía de cualquier electrón en su órbita es: E = E c + E p Su energía cinética vale: (por el primer postulado) Su energía potencial vale: Por tanto: Y sustituyendo r por su valor del segundo postulado: 5

6 Limitaciones del modelo de Bohr Sólo es válido para especies monoelectrónicas (H, He +, Li 2+ ). Para multielectrónicas presenta dificultades insuperables. Los espectros presentan más rayas que no explica el modelo. No justifica por qué el electrón no emite energía en su movimiento en torno al núcleo: el electromagnetismo clásico no tiene respuestas para los fenómenos cuánticos. 4La dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre terminan con la idea de órbita como trayectoria definida por donde se mueve el electrón. Algunas rayas del espectro eran en realidad multipletes, varias rayas muy próximas entre sí. Sommerfeld propuso que cada órbita constaba en realidad de varias subórbitas (varios tipos de órbitas), siendo una de ellas siempre circular. Estas órbitas de representan mediante un nuevo número cuántico, (l), denominado número cuántico secundario. Los posibles valores que puede tomar l dependen del nivel y van desde 0 hasta (n 1). A medida que los espectrógrafos se iban sofisticando, se empezaron a observar más rayas en los espectros, lo que acabó por rematar el modelo de Bohr. Efecto Zeeman Cuando el espectro se realizaba en presencia de un campo magnético las rayas se desdoblaban apareciendo más. Esto es debido a que en cada nivel existían diferentes subcapas con orientaciones distintas. Para explicar esa orientación en el campo magnético se introdujo un nuevo número cuántico, denominado magnético, (m), que podía tomar los valores desde l hasta l incluyendo al 0. Efecto de spin Se observó que cada raya del espectro realizado en un campo magnético era en realidad un doblete (dos rayas muy próximas entre sí). Esto se justificó suponiendo que los electrones tenían además un movimiento de rotación sobre sí mismos (efecto de espín). Para ello se introdujo un nuevo número cuántico, denominado de espín, representado por la letra s o m s y que puede tomar los valores + ½ o ½. DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO Se admitía que la luz podía tener un comportamiento dual: como onda (cuando se propaga) o como partícula (cuando interacciona con la materia). Una o la otra, las dos simultáneamente, NO. Louis de Broglie postuló que la materia podría tener también un comportamiento dual, es decir llevar asociada una onda con una determinada longitud de onda, λ. Halló la relación entre la cantidad de movimiento del fotón como partícula y la longitud de onda del fotón como onda, utilizando para ello las ecuaciones de Planck y Einstein. Según Planck: E = h f = h c/λ Según Einstein: E = m c 2 Y despejando la longitud de onda de la igualación de ambas expresiones: λ= h/mc Si la partícula es un electrón, protón, etc, su velocidad no será la de la luz, sino v. 6

7 Esta hipótesis fue corroborada cuando se descubrió el fenómeno de la difracción de electrones: un chorro de electrones lanzados sobre una doble rendija presentan un patrón de difracción como el de la luz (VER VIDEO EN LA WIKI - DOCTOR QUANTUM) Deducción del segundo postulado La hipótesis de De Broglie permitió demostrar el segundo postulado de Bohr: los electrones al girar en torno al núcleo lo hacen en órbitas estacionarias estables, y para que esto se cumpla la distancia recorrida tiene que ser un múltiplo entero de su longitud de onda. Una órbita sería como una cuerda sujeta por los dos extremos, en la que no se pueden presentar ondas estacionarias de cualquier longitud de onda, solo hay unos ciertos valores permitidos Así que: Su carácter ondulatorio le asocia un valor de longitud de onda, λ, dado por la ecuación de De Broglie: Sustituyendo lambda en la primera ecuación: y reordenando términos: El 2 0 postulado de Bohr!!! PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG Enunciado por Werner Heisenberg constituye uno de los principios más sorprendentes de la ciencia: Es imposible medir simultáneamente y con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Matemáticamente lo expresó de la siguiente forma: La precisión en la medida es limitada. La incertidumbre se deriva del propio hecho de medir. LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER: MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Ya que el electrón es una onda, su comportamiento puede ser descrito mediante una ecuación de onda. Es lo que propuso Erwin Schrödinger en 1926: donde los términos conocidos son m (masa de la partícula) y V (x; y; z) (su energía potencial, dependiente de las coordenadas del espacio). De forma abreviada la ecuación de Schrödinger se puede expresar: 7

8 Es la función de onda, análoga a la elongación. Contiene información sobre la posición del electrón, llamada ahora orbital, por analogía con las órbitas de Bohr. No tiene, sin embargo, significación física concreta. E Densidad de probabilidad relativa del electrón. Multiplicada por el dv (diferencial de volumen) representa la probabilidad de encontrar al electrón en un elemento de volumen (dx dy dz) en el espacio. Energía total del electrón. V Energía potencial del electrón en un punto (x; y; z). Por tanto (E - V ) es la energía cinética del electrón cuando se encuentra en la posición dada Números cuánticos Número cuántico principal, n. Nivel energético. Tamaño del orbital. Número cuántico secundario o acimutal, l. Subnivel energético. Forma del orbital. Número cuántico magnético, m. Orientación del orbital. Número cuántico de espín, s. Giro del electrón. Órbita vs. Orbital Para Bohr, los electrones se distribuyen en órbitas, que son lugares precisos donde se pueden encontrar dichas partículas. El modelo mecánico-ondulatorio, por el contrario, habla de orbitales, que son regiones del espacio donde hay una determinada probabilidad de encontrar al electrón. Por tanto, según este modelo, no es posible concretar dónde se encuentra un electrón; tan solo se puede indicar la probabilidad estadística de que esté presente en una determinada región (orbital) en torno al núcleo. Distribucion de orbitales Orbitales s hay en todos los niveles, Los orbitales p aparaecen a partir del segundo nivel; los d a prtir del tercero y los f a partir del cuarto. Sólo existe un orbital s en cada nivel. Los orbitales p aparecen en grupops de 3; los d en grupos de 5 y los f en grupos de 7. Recordad que debéis saber cuál es la razón: aplicando los posibles valores de nº cuánticos en cada nivel. En un nivel hay, como máximo, n 2 orbitales (se puede deducir de lo anterior) en los que caben 2n 2 electrones (Principio de exclusión de Pauli) (n) define un nivel; (n, l) definen un subnivel (o tipo de orbital); (n, l, m) definen uno de lo orbitales de un tipo concreto de orbital y (n, l, m, s) definen un electrón. 8

9 Principio de exclusión de Pauli En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Así, dos electrones pueden ocupar el mismo orbital si sus espines están apareados (s opuestos). Regla de Hund o de máxima multiplicidad Mientras sea posible, los electrones se colocan solitarios en los orbitales de cada subnivel, evitando formar parejas en el mismo orbital. Esto indica que tienen sus espines desapareados. Principio de constitución Los electrones de un átomo se colocan siempre ocupando los orbitales de menor energía. Así se dispone el estado fundamental, que es aquel en cual el átomo tiene la menor energía posible. Regla de Madelung Un orbital tiene menos energía cuanto más bajo sea el valor de (n + l). Si dos orbitales tienen el mismo valor de (n + l), tiene menos energía aquel que tiene el menor valor de n. Estas dos reglas se traducen en el esquema de la izquierda, ampliamente utilizado para escribir, rápidamente, configuraciones o estructuras electrónicas 9