Unidad 1: Materia, estructura y Periodicidad Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica.

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1 Unidad 1: Materia, estructura y Periodicidad 1.7. Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica.

2 Modelo de Dalton En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son: La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

3 Modelo de Thomson: El electrón Basado en las experiencias en tubos de descarga de Crookes (1878). En 1987, Thomson supone que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó corpúsculos. Luego se les dio el nombre de electrones. Y por lógica deberían existir partículas con carga positiva.

4 Modelo de Rutherford En 1906 Ernest Rutherford encontró que cuando se bombardeaba una delgada lámina metálica con partículas alfa (iones de helio = He++), la mayoría de las partículas penetraban la materia y sufría solamente una pequeña desviación en su recorrido. Que los átomos están formados de un núcleo cargado positivamente, rodeado por un sistema de electrones. Que el volumen efectivo del núcleo es extremadamente pequeño en comparación con el del átomo y casi toda la masa de éste está concentrada en el núcleo.

5 Base Experimental de la Teoría Cuántica Planck Einstein Bohr de Broglie Heisenberg Friedrick Hund Ernest Pauli Schrödinger

6 Radiación Electromagnética Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia ( ) y por su longitud de onda ( ) relacionadas entre sí por: λ =LONGITUD DE ONDA: distancia entre dos puntos consecutivos de la onda con igual estado de vibración c C= velocidad de propagación de la luz = m/s FRECUENCIA: número de oscilaciones por unidad de tiempo

7 Los diferentes tipos de radiación electromagnética Rayos Rayos X Rayos UV Radiación visible. Rayos IR Microondas Ondas de radio Ondas de radar Ondas de TV. Onda ultracorta Onda corta. Onda media. Onda larga

8 Espectro Electromagnético Es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que emite o absorbe una sustancia o fuente de energía. Luz visible se extiende desde violeta (λ=400nm) hasta el rojo (λ=800nm).

9 Espectro de la luz visible Color Longitud de Onda (nm) Frecuencia (vibraciones por segundo) Violeta < 450 > 6.7 x Azul 450 a a 6.0 x Verde 500 a a 5.2 x Amarillo 570 a a 5.1 x Anaranjado 590 a a 4.9 x Rojo > 610 < 4.9 x 10 14

10 Teoría de Planck En 1900 Max Planck, físico alemán explica el fenómeno de la radiación que emite un elemento cuando se calienta. La teoría cuántica se refiere a la energía: Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia). O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos. Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h ν h: constante de Planck = Joule segundo ν: frecuencia de la radiación La materia y la energía son discontínuas

11 Efecto Fotoeléctrico de Einstein El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en La explicación teórica solo fue hecha por Albert Einstein en 1905 quien basó su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck. Consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general)

12 Einstein dedujo que cada fotón debe poseer una energía E dada por la ecuación de Planck. Para romper los enlaces de un metal se debe emplear luz de frecuencia suficientemente alta para liberar los electrones. Si la frecuencia de los fotones, es tal que hv es exactamente igual a la energía de enlace de los electrones en el metal, entonces la luz tendrá suficiente energía para soltar los electrones. Si se utiliza luz de mayor frecuencia, no sólo se romperán los enlaces de los electrones sino que estos adquirirán algo de energía cinética. Hν = EC + EE

13 Propuesta de Einstein No sólo la energía está formada por partículas sino también la luz, cuyas partículas se denominan fotones. La intensidad de la luz no influye en la velocidad de los electrones emitidos por el metal en el que incide, sino en su cantidad (a mayor intensidad, mayor número de electrones). Por otro lado, a mayor frecuencia, mayor es la velocidad de los electrones y mayor es su energía.

14 Espectros atómicos: Absorción y Emisión Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos. Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

15 Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

16 El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida, de un color, y viceversa Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

17 Litio Sodio Potasio Calcio Bario Cobre

18 Teoría de Bohr El modelo de Bohr establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a otro. Demostró que las energías que el electrón puede poseer en el átomo de H están dadas por: E n = -R H (1/n 2 ) RH = constante de Rydberg = 2.18 x 10-18J n = nivel energético = 1,2,3

19 Energía Niveles permitidos según el modelo de Bohr (calculados para el átomo de hidrógeno) n = n = 5 n = 4 n = 3 E = 0 J E = 0, J E = 1, J E = 2, J n = 2 E = 5, J n = 1 E = 21, J

20 La Ecuación de Bohr Si un electrón asciende desde una órbita n i a otra de mayor energía n j debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(n j ) E(n i ) Si un electrón desciende desde una órbita n j a otra de menor energía n i, la diferencia de energía se emite en el salto E = E(n j ) E(n i ) R H h n 2 i nj Cuanto mayor sea el salto de los electrones de un nivel alto a uno bajo, más energética (longitud de onda más corta) será la radiación emitida.

21 n = 6 5 n = 4 n = 3 n = 2 Series espectrales Series espectrales Pfund Bracket Paschen Balmer E = h n = 1 Lyman SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund Espectro UV Visible Infrarrojo

22 Hipótesis de De Broglie En 1923 Prince Louis-Victor Pierre Raymond de Broglie acabó con las discrepancias y estableció la dualidad onda-corpúsculo. Según De Broglie, Cualquier partícula en movimiento tiene una onda asociada, cuya longitud de onda está relacionada con la masa y la velocidad de la partícula Luz Onda Partícula Reflexión, refracción, difracción Efecto fotoeléctrico Naturaleza dual Cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia (ν) de la onda asociada.

23 Principio de Incertidumbre de Es imposible conocer simultáneamente el momento y la posición de una partícula con Absoluta exactitud o certeza Heisenberg El electrón varía su momento en el instante del choque

24 Ecuación de Schrodinger La aceptación de la naturaleza dual de la materia y la energía mecánica cuántica 1926, propone una ecuación que describe la energía y la posición de los electrones en un átomo (base del modelo atómico actual). ORBITAL Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada

25 n l Números Cuánticos Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, ) Número cuántico secundario (m = 0, 1, (n-1)) m l Número cuántico magnético (m l = -1, 0, + 1) s Número cuántico de spin ( s = +/- ½ ) El número cuántico principal está relacionado con el tamaño del orbital y el valor de la energía. El número cuántico secundario esta relacionado con la forma del orbital, con el momento angular y con la energía del orbital. El número cuántico magnético está relacionado con la orientación del orbital en el espacio. El número cuántico de spin está relacionado con la rotación sobre su eje del electrón, generando un campo magnético con dos posibles orientaciones según el giro.

26 Números cuánticos orbitales n l m tipo Nombres s 1s s 2s 1-1, 0, +1 p 2p y, 2p z, 2p x s 3s 1-1, 0, +1 p 3p y, 3p z, 3p x 2-2,-1,0,+1+2 d 3d xy,3d yz,3dz 2, 3d xz 3dx 2 -y s 4s 1-1, 0, +1 p 4p y, 4p z, 4p x 2-2,-1,0,+1+2 d 4d xy,4d yz,4dz 2, 4d xz 4dx 2 -y 2 3-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 f 5f x, 5f y, 5f z, 5f xyz, 5f z2 - zr 2, 5f x2 - xr 2, 5f y2 - yr 2

27 Forma de los orbitales Orbital atómico "s"

28 Orbital atómico d

29 O f r b i t a l a t ó m i c o

30 Energía de los orbitales

31 Configuración Electrónica La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de configuración electrónica. La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de tres reglas: Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Al menos han de diferenciarse en uno de ellos. (1925) Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (igual contenido energético) lo harán lo más desapareado posible, con espines paralelos. Principio de mínima energía o Aufbau: Los electrones entran en los orbitales en orden creciente de energía, dado por la suma de los números cuánticos principal y secundario, n + l. A igual número de la suma predominará el del número cuántico principal más bajo.

32 7N 1s 2 2s 2 2p Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 32Ge 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 5s 2 5p 4 Electrones de valencia

33 Z = 6 Carbono C: 1s 2 2s 2 2p 2 Z = 17 Cloro Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Z = 20 Calcio Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Z = 26 Hierro Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Z = 35 Bromo Br: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 Solamente hay dos excepciones: Z = 24 Cromo Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 Z = 29 Cobre Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

34 Elemento H He Li Be B C N O F Ne Na Orbitales 1s 2s 2p x 2p y 2p z 3s Configuración electrónica 1s 1 1s 2 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

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