Tema 12. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. 1º Bachillerato Física y Química Santa María del Carmen Alicante

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1 Tema 12. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO 1º Bachillerato Física y Química Santa María del Carmen Alicante

2 1. Los modelos atómicos DEMÓCRITO s Va.d.C. DALTON 1808 THOMSON 1904 RUTHERFORD 1911 BORH 1913 SOMMERFELD 1916 MODELO MECANICOCUÁNTICO I. Hipótesis de De Broglie 1924 II. E. Schrödinger. Ec de ondas 1926 III. Ppio de incertidumbre W. Heisenberg 1927

3 1. Los modelos atómicos DALTON 1808 Los elementos están constituidos por partículas discretas de materia, indivisibles e inalterables, llamadas átomos Los átomos de un mismo elemento químico son iguales y los de elementos diferentes son diferentes Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla En una reacción química, los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen

4 1. Los modelos atómicos THOMSON 1904 Átomo formado por partículas con carga eléctrica negativa (electrones), inmersas en un fluido con carga eléctrica positiva, que da como resultado un átomo eléctricamente neutro. El descubrimiento del electrón indica que el átomo no es indivisible: existen partículas subatómicas

5 1. Los modelos atómicos RUTHERFORD Sitúa la mayor parte de la masa concentrada en una zona muy pequeña del átomo. El resto del átomo está prácticamente vacío Rutherford propuso este modelo a partir de su experimento bombardeando partículas alfa sobre una lámina muy delgada de oro la mayoría de las partículas atravesaron las láminas sin desviarse, algunas se desviaron un poco de su dirección y unas pocas rebotaron

6 1. Los modelos atómicos RUTHERFORD 1919 Limitaciones: 1. No explica por qué la órbita de los electrones se mantenía estable en la corteza electrónica 2. Falta de precisión

7 2. Naturaleza electromagnética de la luz ONDULATORIA 1. HUYGENS s XVII Efectos ópticos 2. MAXWELL s XIX Onda de naturaleza no material, asociada a la oscilación de los campos eléctricos y magnéticos C= km/s CORPUSCULAR 1. I. NEWTON s XVIII Al estudiar el efectos ópticos 2. A. EINSTEN s XX Al estudiar el efecto fotoeléctrico

8 2. Naturaleza electromagnética de la luz PARÁMETROS FRECUENCIA ν VELOCIDAD DE PROPAGACIÓN c LONGITUD DE ONDA λ λ=c/ ν

9 Espectro de la luz blanca

10

11 LA LUZ COMO INTERACCIÓN CON LA MATERIA ESPECTROS ATÓMICOS s XIX Bunsen, Kirchhoff De emisión De absorción Luz blanca a través de un recipiente con una sustancia gaseosa Continuo Luz Discontinuo Luz de descarga en un tubo gaseoso

12

13 Físico alemán M. PLANCK 1900 No puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino un múltiplo de pequeños paquetes o cuantos de valor: E= h ν h= J s

14 1. Los modelos atómicos Físico danés N. BORH 1913 Conjuga el modelo de Rutherford con las ideas cuánticas de Planck Propone que las órbitas electrónicas son circulares y establece tres postulados 1. Átomo con núcleo positivo, alrededor del cual gira el electrón en órbitas estacionarias. Sin pérdidas ni ganancias de energía. 2. Las órbitas son cuantizadas, correspondiente al nº cuántico principal, n, (1,2..) La energía en cada órbita es invariable r = n 2 m E= /n 2 J 3. Un electrón puede saltar de una órbita a otra. Para lo cual puede absorber o perder energía E= h ν

15 1. Los modelos atómicos Modelo de Borh INCONVENIENTES No explica espectros atómicos diferentes al hidrógeno No habló de subniveles. Los espectroscopios de mayor poder de resolución evidenciaron que en una banda habían más líneas A. Sommerfeld 1916 Para explicar diversas anomalías del espectro del H, sugirió que las órbitas podían ser elípticas. n l m l

16 1. Los modelos atómicos Modelo mecanicocuántico I. Hipótesis de De Broglie 1924 Concepto de órbita es sustituido por el de orbital atómico, zona de máx probabilidad para encontrar al e - II. Ppio de incertidumbre W. Heisenberg 1927 Para una partícula subatómica, es imposible determinar simultáneamente y con total exactitud el valor de su posición y de su velocidad x p h/4π III. E. Schrödinger. Ec de ondas 1926 Cada e - de un átomo dado viene descrito por una combinación de valores de los cuatro números cuánticos n l m l

17 Modelo mecanicocuántico NÚMEROS CUÁNTICOS Principal n, indica el nivel de energía n= 1, 2, 3 Secundario l, indica subniveles de energía( forma) l = 0, 1, 2, 3, (n-1) s, p, d, f Magnético m l, indica el las orientaciones del orbital y número de orbitales m l = -l, -(l-1),, 0,, l-1, l Magnético de espín, m s, indica el posibles sentidos de rotación +1/2, -1/2

18 Modelo mecanicocuántico Orbital l=0 S

19 Modelo mecanicocuántico Orbitales l=1 p

20 Modelo mecanicocuántico Orbitales l=2 d

21 Modelo mecanicocuántico Orbitales l=3 d

22 Modelo mecanicocuántico Energía de orbitales atómicos Regla de Möeller El subnivel de menor energía es el que tiene menor suma de (n + l). En caso de igualdad, el que tiene menor n

23 Modelo mecanicocuántico Configuración electrónica Distribución electrónica de los e- que tiene un átomo en sus respectivos orbitales 1. Ppio de exclusión de Pauli Un orbital solo pude contener dos e- Nº máx de e- por nivel 2n 2 2. Ppio de construcción de Aufbau Los e- se van llenando según un orden de menor a mayor energía 3. Ppio de máximo desapareamiento, ppio de Hund Cuando los e- llenen un subnivel de energía que tenga disponible más de un orbital, los e- se colocarán de manera que ocupen el máx nº posible de orbitales

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