Estructura del Átomo Química Cuántica

Transcripción

1 Estructura del Átomo Química Cuántica

2 Anécdota del gato de Scrödinger Descripción de fenómenos no observables en términos probabilísticos

3 Finales siglo XIX, todo fenómeno parecía explicable... MECÁNICA DE NEWTON ÓPTICA ELECTROMAGNÉTICA DE MAXWELL

4 Sin embargo, tres experiencias obligarían a la física experimentar un cambio drástico NUEVOS CONCEPTOS, NUEVAS IDEAS PARA ENTENDER LOS FENÓMENOS NATURALES

5 Históricamente hablando 1911 La estructura del átomo válida hasta el momento era la propuesta por E. Rutherford, modelo que explicaba a la perfección el experimento de la lámina de oro.

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7 Aparecen los conceptos de: Número atómico (Z) = Número de protones Número de neutrones (N) Número másico (A) = Z + N Número de electrones (se suele reflejar en la carga iónica) +/- c Carga iónica

8 Podemos tener pues ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO (igual Z) con DISTINTO NÚMERO DE NEUTRONES (distinto A). Es lo que llamamos ISÓTOPOS de un elemento

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10 Cada isótopo tiene su propia abundancia en la naturaleza cuál es entonces la masa atómica de un elemento? DEPENDERÁ DE LA ABUNDANCIA RELATIVA DE CADA UNO DE LOS ISÓTOPOS DE ESE ELEMENTO, EN LA NATURALEZA.

11 1. LA CRISIS DE LA FÍSICA Y LA QUÍMICA CLÁSICAS Pocos años después de la propuesta de Rutherford, una serie de experimentos dan lugar a fenómenos inexplicables por las teorías clásicas de la física y los modelos atómicos del momento. Por lo que respecta a la química.

12 Experimentos que resultan de la interacción entre la radiación y la materia: LOS ESPECTROS ATÓMICOS Concepto previo: El espectro electromagnético de radiación

13 Para todas las radiaciones se cumple C = λ. f

14 1.1 Espectros atómicos El espectro de la luz blanca es un continuo de radiaciones, que van desde el rojo al violeta Luz blanca natural

15 Al meter entre el haz de luz blanca y el prisma una muestra de gas hidrógeno el espectro presenta una las líneas negras A DETERMINADAS FRECUENCIAS Luz blanca natural H2 ESPECTRO ATÓMICO DE ABSORCIÓN DEL HIDŔOGENO El hidrógeno absorbía solo determinadas partes de la luz blanca, determinados valores de energía

16 Si el hidrógeno es previamente excitado y estudiamos la radiación emitida H2 El ESPECTRO ATÓMICO DE EMISIÓN del H2 se complementa con el de absorción. EL HIDRÓGENO SOLO ABSORBE RADIACIÓN DE DETERMINADAS ENERGÍAS Y NO OTRAS

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18 1. CRISIS DE LA FÍSICA CLÁSICA 1.2 Radiación térmica del cuerpo negro CUERPO NEGRO (HIPOTÉTICO) Hay cuerpos que se pueden comportar de manera similar

19 Se estudió la radiación emitida por el cuerpo negro en función de su temperatura La física clásica hizo predicciones aplicando la teoría electromagnética de Maxwell a cerca de la relación entre la energía emitida por el cuerpo negro en forma de radiación y λ La predicción clásica es: MENOS λ MAS f MAS ENERGIA

20 ENERGÍA RESULTADOS

21 A LONGITUDES DE ONDA ALTAS LAS PREDICCIONES COINCIDEN A LONGITUDES DE ONDA BAJAS (ALTAS FRECUENCIAS) HAY DISCREPANCIAS ESTO SE CONOCIÓ COMO CATÁSTROFE ULTRAVIOLETA

22 NUEVO CONCEPTO PARA LA EMISIÓN DE LA ENERGÍA: IDEA DE LA CUANTIZACIÓN DE LA ENERGÍA Max Planck (1900) La energía está CUANTIZADA, cada átomo vibra con frecuencia ν, emitiendo un paquete de energía E = h. ν La energía total es múltiplo entero de ese valor

23 Con esta idea, era lógico que, para una temperatura concreta, los átomos vibran con frecuencia concretas por lo que el valor del cuanto de energía, E = h.ν, es distinto. Los valores de energía total registrada serían dependientes del valor de la frecuencia de la radiación, cada f tiene asociado un máximo de energía

24 1.3 El efecto fotoeléctrico Placa A Placa C

25 ( o también V de frenado) FRECUENCIA UMBRAL

26 La física clásica no explica que: 1. El fenómeno sea instantáneo 2. Que exista una frecuencia umbral (mínima) f0 3. Que la intensidad de la radiación no influya en la Ec de los electrones emitidos, solo en el número de ellos que son extraídos (en la I de corriente)

27 NUEVO CONCEPTO: La naturaleza corpuscular de la luz (LOS FOTONES). La luz está formada por partículas llamadas FOTONES, cuya energía depende de la frecuencia de dicha luz. E = h.v

28 La energía del fotón se reparte de la siguiente manera al alcanzar un electrón del metal h.v = W0 + Ec Energía del fotón TRABAJO DE EXTRACCIÓN Energía cinética (velocidad)

29 Realmente el modelo corpuscular de la luz no es una idea nueva, se basa en la concepción de Newton así como en la idea de la cuantización de Planck Finalmente esta teoría convive con el modelo ondulatorio, SE DICE QUE LA LUZ TIENE UNA NATURALEZA DUAL ONDA-CORPÚSCULO Sin embargo esto va a tener implicaciones más importantes...

30 1.3 Estudio de los espectros atómicos Un espectro es el conjunto de radiaciones emitidas o absorbidas por un cuerpo y que puede ser estudiadas en función de si frecuencia

31 Un joven científico llamado Niels Bohr ( ) piensa que la solución a esto debe estar en cómo son los átomos, y que no son exactamente como Rutherford había dicho)

32 El modelo de Bohr 1. El núcleo del átomo es positivo y contiene los protones y los neutrones 2. Los electrones describen ÓRBITAS CIRCULARES alrededor del núcleo 3. Esas órbitas no pueden ser cuales quiera, tienen que tener un VALOR DE RADIO DETERMINADO Y NO OTRO. Esto se conoce como CUANTIZACIÓN de las órbitas atómicas

33 4. Los electrones pueden cambiar de órbita absorbiendo o emitiendo energía mediante FOTONES. Estos fotones se relacionan con las líneas del espectro a determinadas frecuencias Fotón de energía concreta, E = h.v Al absorber el fotón, el electrón pasa a órbitas superiores Ese fotón absorbido se relaciona con una línea del espectro de absorción

34 Posterior a la excitación del electrón ocurre su relajación, la vuelta a la órbita inicial, que ocurre EMITIENDO UN FOTÓN Las líneas del espectro de emisión se relacionan con los fotones emitidos cuando los electrones vuelven a órbitas de menor energía

35 Incluso se atreve a dar un soporte matemático a su modelo, cuantificando la energía de las transiciones de los electrones (ver ecuación página 53) Al valor de n, que representa las órbitas correspondientes se le llamó número cuántico principal Ejercicio de aplicación

36 Como las órbitas tiene radios concretos los fotones también son de energía concreta, por ellos solo aparecen líneas de frecuencia concreta en el espectro, SE HABÍA APLICADO LA IDEA DE CUANTIZACIÓN DE LA ENERGÍA AL ÁTOMO, esa fue la genial idea de Bohr

37 Aportaciones claves de Bohr 1. Introduce el concepto de energía cuantizada en el átomo (LA IDEA NO ES SUYA). 1. Explica de forma muy eficaz el aspecto de los espectros atómicos de muchos elementosmediante la idea del fotón (LA IDEA NO ES SUYA) 1. Justifica adecuadamente el comportamiento de la materia ante las radiación electromagnética

38 Sin embargo al observar los espectros con detalle... Al observarlas con más detalle o bajo el efecto de un campo B externo SE DESDOBLAN

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40 Se necesita una manera distinta de entender los átomos... y que dará lugar a una física y química moderna, con otro punto de vista

41 Postulados de la mecánica cuántica La Física y Química cuántica se basa en tres postulados que rompen con la idea clásica del átomo, que como ya hemos visto, es incapaz de resolver el problema de los espectros y en general los fenómenos de radiación-materia

42 Seguimos pues proponiendo hipótesis nuevas sobre el comportamiento de los átomos u sus constituyentes La luz, que fue principalmente una onda, puede comportarse como un haz de partículas (A. Einstein), pero... PUEDE UNA PARTÍCULA, COMO LOS ELECTRONES, COMPORTARSE COMO ONDA?

43 Comprobación de Davisson y Germer Hicieron pasar un haz de electrones a través de un orificio muy pequeño y... Los electrones experimentaban el fenómeno de la difracción, típico de las ondas

44 PRIMER POSTULADO: las partículas y cualquier cuerpo en movimiento también se comportan como ONDA: PRINCIPIO DE LA DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO

45 SEGUNDO POSTULADO: Principio de INCERTIDUMBRE de HEISENBERG Parecía que intentar determinar la posición exacta de una partícula subatómica definiendo a la perfección su posición y velocidad era inviable PARA ESTUDIARLO HAY QUE INTERACCIONAR CON ÉL MODIFICAMOS SU POSICIÓN Y VELOCIDAD AL INTETAR DETECTARLO Además, al tener un comportamiento ondulatorio apreciable no se comportar como un cuerpo con contornos perfectamente definidos (CONSECUENCIA DE LA DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO)

46 Se comete siempre un error al determinar su posición y su velocidad (o momento lineal) X = Incertidumbre en la posición (error cometido al medirla) p = Incertidumbre en el momento lineal, donde p = m.v

47 Se cumple que: x. p > h / 4π Relación de incertidumbre Estos es, cuanto menos error cometo al determina x más error cometo al determina p (velocidad) y viceversa

48 No podemos describir el átomo a partir de trayectorias definidas de sus electrones, debemos recurrir a otra manera de describir el comportamiento de los electrones en el átomo, y así justificar la naturaleza de los espectros atómicos.

49 TERCER POSTULADO: Modelo ondulatorio del átomo Erwin Schrödinger Si los electrones se comportan como ondas, por qué no describirlos a partir de funciones de onda? La cuestión es CÓMO OBTENER ESAS FUNCIONES DE ONDA?... Su estados, que están cuantizados, se caracterizarán por esos valores de energía

50 Al resolver la ecuación de Schrödinger para el hidrógeno, el resultado son FUNCIONES MATEMÁTICAS llamadas ORBITALES, representadas por la letra Ψ, que representa EL ESTADO DEL ELECTRÓN.

51 Qué información nos ofrecen? Distancia de máxima probabilidad Como se reparte la probabilidad de encontrar al electrón según la distancia al núcleo

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53 Qué información nos ofrecen? Como se distribuye la probabilidad en el espacio

54 Esos orbitales se identifican mediante TRES NÚMEROS, llamados NÚMEROS CUÁNTICOS, cada uno de ellos con un significado diferentes y relacionados entre sí: Número cuántico Letra que lo representa Significado Valores que puede tomar Principal n Energía del orbital/tamaño 1, 2, 3, 4 Azimutal/ de momento angular l Forma del orbital/ Tipo 0 n-1 Nº cuántico magnético ml Orientación del orbital -l...0 +l

55 Para representarlos en nuestro cuaderno usaremos la siguiente simbología: 2s 2 Número de electrones en ese orbital Valor de n Tipo de orbital

56 Y como ocuparán los electrones esos orbitales?

57 Los electrones ocuparán esos orbitales atendiendo a tres normas básicas (PRINCIPIOS DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA) 1. PRINCIPIO DE AUFBAU Los orbitales empiezan a ocuparse desde el menos energético al más energético (Según n)

58 Con átomos polielectrónicos, el efecto de repulsión entre electrones hace que no solo influya el valor de n en la energía del orbital (dejan de ser degenerados). El orden de energía de los orbitales en átomos polielectrónicos es: (ver página 59 apuntes)

59 Para ir rellenando esos orbitales pues usaremos el siguiente diagrama

60 2. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Cada orbital aloja a un máximo de dos electrones, pero deben distinguirse al menos en un número cuántico, el espín (ms) que puede valer +1/2 o -1/2 2s 2 ms = +1/2 ms = -1/2

61 3. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND Para un grupo de orbitales con igual n y l, los electrones se irán colocando lo más desapareados posibles. 2p 4

62 Aplicaciones de la física cuántica: Microscopio electrónico de transmisión

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64 Aplicaciones de la física cuántica: Microscopio electrónico de barrido

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69 Relación entre el ordenamiento periódico de los elementos y la configuración electrónica Muy anteriormente al modelo atómico ondulatorio los elementos químicos habían sido ordenados según su número atómico (Dimitri Mendeléyev). Así se obtiene un ordenamiento de los elementos que los agrupa por columnas, de forma que aquellos elementos de la misma columna (GRUPO) tienen propiedades parecidas

70 Sin embargo hasta el momento no se había encontrado relación entre ese ordenamiento y los modelos atómicos propuestos, salvo en lo que se refiere al número atómico (Z) Ahora sabemos mas

71 Debemos recordar la forma real de la tabla periódica sobre todo en los periodos 6 y 7