ESQUEMA. De él cabe destacar el experimento que demostró que el modelo de Thompson era falso y los postulados que llevaron a que formulara su modelo:

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1 TEMA 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA.. MODELOS ATÓMICOS Dalton: Los átomos son indivisibles Thompson: Los átomos están formados por protones y neutrones. El átomo es una esfera de carga positiva y los electrones se distribuyen por su interior como pasas en un pudding... Modelo atómico de Rutherford De él cabe destacar el experimento que demostró que el modelo de Thompson era falso y los postulados que llevaron a que formulara su modelo: Experimento de Rutherford Según el modelo de Thompson, la mayoría de las partículas deberían rebotar en la placa metálica y, por tanto, la radiación quedaría reflejada en la parte izquierda del fluorescente. Sorprendentemente para Rutherford, pasaba lo contrario. La mayoría de las partículas atravesaban la placa sin desviarse (alrededor del %). Modelo de Rutherford Basado en dicho experimento formula los siguientes postulados: El átomo está prácticamente vacío y los átomos de los metales poseen mayor número de protones puesto que desvían mayor número de rayos. Están divididos en dos regiones: el núcleo o parte central, donde se concentra la carga positiva, y la corteza, en la cual los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo.

2 El núcleo del hidrógeno está formado por una única carga positiva llamada protón. El tamaño relativo de los elementos del núcleo es mil veces mayor que el de las cargas negativas. Como comparación valdría decir que el átomo es como un campo de fútbol, dentro del cual el núcleo es la pelota, y los electrones son canicas que se encuentran dentro del campo..2. Modelo atómico de Bohr El problema de Rutherford Bohr afirma que una partícula con carga negativa (electrón) que se encuentre girando alrededor de otra (núcleo), emite energía en forma de radiación. Por tanto, el electrón terminaría cayendo sobre el núcleo. Soporte experimental del Modelo de Bohr: Espectros atómicos Para entender el concepto de espectro atómico debemos comenzar estudiando la naturaleza de la luz. La luz se puede considerara como una partícula llamada fotón que queda definida a partir de los siguientes parámetros típicamente de ondas (ya arreglaremos esto de la naturaleza de la luz): λ: Longitud de onda. Se suele dar en nm (0-9 m) o en A (0-0 m). ν: Frecuencia. Se mide en s - = Hz. v: Velocidad de la onda. Se expresa en m/s y viene dada por la siguiente expresión: v = λ ν (en el vacío c = m/s) E: Energía de la onda. En la luz la energía viene determinada por: E = h ν La luz blanca tiene la propiedad de estar compuesta por muchos tipos de fotones, cada uno de una frecuencia o color. La suma de todas estas componentes dan como resultado la luz blanca. En términos de fotones, podemos decir que la luz blanca esta compuesta por diferentes fotones de todas las frecuencias de onda correspondientes al visible y, por tanto, de diferentes energías. Para conseguir la separación de los colores se puede utilizar un prisma. A este fenómeno se le llama dispersión de la luz. En él se va a basar Bohr para formular su modelo. Para ello, diseña dos tipos de experimentos:

3 ESPECTRO DE ABSORCIÓN Si se hace incidir luz blanca sobre un material se observa que determinados fotones de frecuencias características son absorbidos por el material. Este hecho se pone de manifiesto al hacer pasar la luz después de haber atravesado la muestra por un prisma y descomponerla. En el arco iris formado, denominado espectro, aparecen ciertos huecos en negro correspondientes a las frecuencias absorbidas. ESPECTRO DE EMISIÓN (No hay fuente de luz inicial) Después de un proceso de absorción, si a la muestra se la deja reposar, o bien si se aumenta la temperatura, podemos observar como la muestra emite ciertos fotones con frecuencias características. Este se pone de manifiesto al hacer atravesar dichos fotones por un prisma y obtener un arco iris. En este espectro tan solo aparecen líneas de color a las frecuencias correspondientes a los fotones emitidos. Estas líneas aparecen donde se encontraban las líneas oscuras en el espectro de absorción.

4 Modelo de Bohr El modelo de Bohr está basado en cuatro hipótesis: Los electrones giran en torno al núcleo en orbitas circulares de energía fija. Se trata de un modelo cuantizado. Los electrones solo pueden ocupar determinadas órbitas, que son estacionarias y, por tanto, se pueden mover sin perder energía. Por tanto, el electrón no puede estar en cualquier posición como decía Rutherford. Es un modelo determinista. Bohr predice con total precisión los radios de las órbitas de los electrones y la energía que poseen. Solo están permitidas determinadas órbitas n=,2,3 cuya energía viene determinada por la siguiente expresión: E n RH =, donde R 2 H = J = Hz n Un electrón puede saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo exactamente la diferencia de energía entre las órbitas. Los radios de las diferentes orbitas vienen dados por la siguiente expresión: r n h = n 2π m v, donde h = J s Espectro de absorción Para que un electrón promocione hacia arriba y absorba el fotón de radiación que recibe, la energía tiene que ser la justa y precisa entre dos niveles. Las líneas negras corresponden a la energía que lleva el fotón para que el electrón pase del orbital n = a cualquier otro orbital (n = 2, 3, 4...) En los espectros de absorción (sobretodo del hidrógeno), se ven varias series de líneas: o Serie de Lymann: Transiciones del nivel a cualquier otro nivel superior.

5 o Serie de Balmer: Transiciones del nivel 2 a cualquier otro nivel superior. o Serie de Paschen: Transiciones del nivel 3 a cualquier otro nivel superior. Las frecuencias de absorción coinciden con las de emisión para una determinada sustancia. La explicación de este fenómeno se encuentra en el modelo atómico de Bohr: Los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben la energía de los fotones y ascienden desde un nivel (n i ) hasta otro de mayor energía (n j ). Dicho electrón está, por tanto, excitado. Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un electrón excitado en un nivel alto (n j ) desciende a otro nivel de energía inferior (n i ). Un átomo en estado fundamental es aquel que no posee electrones excitados La energía del fotón para ser absorbido por el átomo debe coincidir exactamente con la diferencia de energía entre los niveles inicial y final del electrón. Por tanto: Si las unidades de la R H son J: donde E = h v Si las unidades de la R H son Hz o s - : Si las unidades de la R H son m - : POR TANTO MUCHO OJO! A LAS UNIDADES DE R H

6 2. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Las partículas subatómicas son 3: neutrón, protón y electrón. Partícula Símbolo Carga eléctrica Masa Electrón e - -,6 0-9 C 9, 0-3 Kg Protón p + +,6 0-9 C, Kg Neutrón n 0, Kg En relación con ellas definimos los siguientes conceptos que debemos de conocer: Número atómico (Z): Número de protones que posee un átomo. El número de protones es el que caracteriza a un elemento determinado (Si un átomo tiene 2 protones es Helio) Número másico (A): Suma del número de protones y del número de neutrones que posee un átomo. Los elementos se suelen designar con la siguiente notación: Simbolo A Z A 37 Z 7 Cl Simbolo Isótopo: Son aquellos átomos que poseen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones (por tanto son del mismo elemento). Ej: H 2 H 3 H El peso atómico de una sustancia se calcula como: % P + % 2 P P a = donde % i representa la riqueza del isótopo i. 00 P i representa el peso atómico de isótopo i. Ión: Son aquellos átomos que poseen el mismo número de protones pero distinto número de electrones. En el caso de perder electrones, el átomo pasa a poseer carga positiva y se denomina catión; si por el contrario el átomo gana electrones, el átomo pasa a poseer carga negativa y se denomina anión. Ej: Anión S -2 Catión Li +

7 3. MECÁNICA CUÁNTICA En qué falla el modelo de Bohr? Las órbitas de Bohr son circulares. Esto no es real, y se demuestra empíricamente que no es cierto. Las órbitas de Bohr se quedan cortas a la hora de describir los niveles energéticos de un átomo. Se observa que, de una línea negra, se desdoblan más líneas negras y que, entre medias, hay color. Conforme tenemos medios para profundizar en un átomo nos encontramos con que la naturaleza no permite su estudio con precisión. Por tanto, el modelo cuántico no es determinista. Está basada en la aportación de varios científicos y entre sus principios y postulados destacan los siguientes: Aportaciones. HIPÓTESIS DE PLANCK Dice que la energía es discontinua y que viaja en paquetes o cuantos denominados fotones. E FOTÓN = h v, donde h es la constante de Planck = La energía, al estar cuantizada, tan solo puede tomar como valores, 2, 3, 4 Sin embargo, los paquetes de fotones son tan pequeños que no podemos apreciar su diferencia de energía. 2. DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO DE DE BROGLIE La luz y, en general, la materia, puede presentar dos formas de comportamiento: como onda o como cuerpo y su relación viene dada por: Planck E = h v Einstein E = m c 2 h v = m v 2, donde v = v Despejando (Longitud de onda de De Broglie), tenemos que:

8 3. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG En la naturaleza existen parejas de magnitudes tales que no puedo conocer de manera simultánea el valor de ambas con infinita precisión. Por tanto, si se conoce con mucha precisión un miembro de la pareja, se tiene mucha precisión sobre el valor del otro miembro. Las parejas de magnitudes son: - Posición Velocidad - Energía Tiempo Este principio implica que el modelo cuántico no sea determinista. 4. ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖEDINGER Esta ecuación es la base del modelo cuántico del átomo. Schröedinger diseña y escribe una ecuación cuyas soluciones corresponden a regiones de alta probabilidad de encontrar a los electrones, llamadas orbitales. Se diferencian de las órbitas de Bohr en: No son esféricos. Los orbitales son regiones de alta probabilidad de encontrar electrones, las orbitas de Bohr son orbitas fijas donde sitúo con certeza a los electrones. Las soluciones de la ecuación de Schröedinger son los números cuánticos; son: Número cuántico principal n : o Indica el nivel de energía. o Puede tomar valores de n =, 2, 3 o Corresponde a la n del modelo de Bohr. Número cuántico secundario l : o Puede tomar valores de l = 0,, 2, 3 n- o Informa sobre la forma del orbital: (0=> s, => p, 2=> d, 3=> f ) o Junto con n define la energía del sub-nivel (E n + l ). Número cuántico magnético m : o Puede tomar valores desde L.-, 0,, L o Da información sobre la orientación del orbital: un orbital p puede ser (p x, p y o p z ) un orbital d puede ser (d xy, d xz, d yz, d x2-y2 o d z2 ) Número cuántico spin s : o Puede tomar valores ½ o ½. o Da información sobre el sentido de giro del electrón en su orbital. o En cada orbital solo entran por tanto dos electrones. (IMP) 8 de 0

9 Niveles de definición: n define un nivel de energía o capa. Ej: n = 2, Nivel 2 n + l subnivel de energía. Ej: n = 4, l = 0, Subnivel 4s n + l + m orbital Ej: n = 3, l =, m = 0, Orbital 3p y n + l + m + s electrón Ej: n =, l = 0, m = 0, s = ½. Orbitales: n l m s Orbital 0 s s 2-2p 6 0 3s ½, - ½ - 2 ½, - ½ 3p 6 3d 0 0 4s ½, - ½ - 2 ½, - ½ -3 ½, - ½ -2 ½, - ½ - 2 ½, - ½ 3 ½, - ½ 4p 6 4d 0 4f 4 9 de 0

10 5. PRIMERA LEY DE HUND Los orbitales de un átomo se llenan de menor a mayor energía. La energía de un orbital es proporcional a n + l. En caso de empate, tiene menos energía el que menos n tiene. DIAGRAMA DE MÖLLER: Determina la energía, aunque a nivel práctico. s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 0 4s 2 4p 6 4d 0 4f 4 5s 2 5p 6 5d 0 5f 4 6s 2 6p 6 Algunas de las preguntas más frecuentes son: Qué es lo último que hay que llenar antes del 4f 4? 6s 2 Qué hay que llenar antes del 6f 4? Como tendrá 8 electrones: 5 8 Cuántos electrones entran en un orbital d? En un subnivel podrían entrar 0, mientras que en un orbital solamente 2: ± ½ 6. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones en un mismo átomo, no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Este principio es el que justifica que en cada orbital sólo pueda haber dos electrones: 7. LEY DEL MÁXIMO DESAPAREAMIENTO DE HUND Cuando varios electrones van a ocupar orbitales de un mismo subnivel ( p o d ) de igual energía, se distribuyen de la forma que menos parejas se vea. 0 de 0

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