Estructura extranuclear del átomo MODELOS ATÓMICOS

Transcripción

1 Estructura extranuclear del átomo MODELOS ATÓMICOS

2 A MEDIADOS DEL XIX, ESTUDIOS RELACIONADOS CON LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA Y EN CONCRETO, CON LA NATURALEZA DE LA CHISPA QUE SALTA ENTRE DOS OBJETOS CARGADOS QUE ESTÁN PRÓXIMOS, CUESTIONARON AL ÁTOMO COMO PARTÍCULA INDIVISIBLE. Materia Electricidad (carga eléctrica) Sólidos Conductores y aislantes Líquidos Electrolitos y no electrolitos Gases?

3 Rayos catódicos: descubrimiento del electrón A mediados del siglo XIX se estudiaba la conductividad de los gases en tubos de descarga a baja presión. Al establecer entre los electrodos una diferencia de potencial alta, el gas era atravesado por unos rayos procedentes del cátodo, los rayos catódicos, emitiéndose una luz característica para cada gas.

4 TUBO DE RAYOS CATÓDICOS

5 Propiedades de los rayos catódicos a) La naturaleza y comportamiento de estos rayos no depende de la naturaleza del gas introducido en el tubo. b) Salen del cátodo. b) Se propagan en línea recta y producen sombras. c) Poseen masa, cantidad de movimiento. Son capqaces de mover una rueda con paletas. Son partículas materiales. d) Se desvían por campos eléctricos y magnéticos. Por lo tanto tienen carga. e) La relación carga/masa (q/m) es muy grande, 1840 veces mayor que la conocida para los iones de hidrógeno. Se dedujo que eran partículas materiales de masa mínima, procedentes del cátodo (independientemente de la naturaleza del cátodo) y cargadas negativamente. ELECTRÓN

6 Modelo atómico de Thomson Thomson propuso un modelo atómico, que consideraba al átomo como una nube difusa y esférica de carga positiva, con los electrones flotando en esa nube, como pasas embebidas en un pudín La carga positiva era la necesaria para compensar la negativa de los electrones. Este modelo tan sencillo explicaba, mediante la ganancia o pérdida de electrones: - Los fenómenos de electrización. - La formación de iones y la corriente eléctrica.

7 PROBLEMAS QUE PLANTEÓ EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN SI LA MATERIA ES NEUTRA, ADEMÁS DE ELECTRONES DEBE HABER CARGA POSITIVA EN LOS ÁTOMOS, PERO CÓMO SE ENCUENTRAN DENTRO DEL ÁTOMO? SI LOS ELECTRONES TIENEN MASA TAN PEQUEÑA, DÓNDE SE ENCUENTRA LA MAYOR PARTE DE LA MASA DE LOS ÁTOMOS? POR QUÉ LAS PARTÍCULAS QUE SE OBTENÍAN DE LOS ÁTOMOS ERAN SIEMPRE ELECTRONES Y NUNCA PARTÍCULAS CON CARGA POSITIVA?

8 Descubrimiento del protón Cuando se emplean tubos de descarga con el cátodo perforado, se observa detrás de él, un haz de luz producido por determinados rayos que atraviesan los orificios. (Rayos canales o rayos positivos). Los estudió Thomson en 1911 y obtuvo la relación q/m cuando el gas residual era hidrógeno. El valor obtenido coincidía con el que se calculó en la electrólisis para los iones hidrógeno. Si el gas residual era otro la relación q/m siempre era menor.

9 Propiedades de los rayos canales o positivos a) Es una radiación material que transporta más masa que los rayos catódicos. b) Surge de todos los puntos del interior de tubo, esto es, se origina en el seno del gas y no en un electrodo. c) Se propagan en línea recta y producen sombras. d) Su energía cinética depende de la naturaleza del gas. e) Son desviados por campos eléctricos y magnéticos. Está cargada positivamente pues se desvía hacia el polo negativo en el interior de un campo eléctrico. f) Cuando el gas en el interior del tubo era hidrógeno se encontró la mayor relación q/m

10 Explicación de los rayos canales mediante el modelo de Thomson. La explicación que recibieron estos rayos, llamados "rayos positivos" o "rayos canales", es que se producían al chocar los rayos catódicos con los átomos del gas encerrado en el interior del tubo de descarga. En el choque, alguno de los electrones corticales de dichos átomos eran arrancados con lo que se transformaban en iones positivos. Debido a su carga positiva se dirigían hacia el cátodo. Cuando el gas en el interior del tubo era hidrógeno se encontró la mayor relación q/m. Se dedujo entonces que los rayos positivos eran debido al átomo de hidrógeno sin el electrón. Otra partícula elemental: el PROTÓN.

11 Descubrimiento del neutrón Se predijo su existencia por Rutherford para explicar que la masa del núcleo no era la suma de la de los protones que contenía Así una partícula alfa (núcleos de helio) tenía una carga de dos protones pero su masa era aproximadamente cuatro veces la del protón. Por eso supuso que en el núcleo tenía que existir otra partícula de masa similar pero sin carga En 1932 James Chadwick ( ) descubrió el neutrón en la siguiente reacción nuclear: 4 α Be 6C+ 1 0 n

12 Partículas subatómicas. Nombre Símbolo Carga / C carga relativa masa en reposo / kg masa en reposo / u masa en reposo aproximada / u electrón e - -1, , , despreciable protón p + +1, , , neutrón n ; 01 n 0 0 1, , Nombre Símbolo carga relativa masa en reposo aproximada / u Situación en el núcleo electrón e - -1 despreciable corteza; girando alrededor del núcleo protón p núcleo neutrón n ; 01 n 0 1 núcleo

13 Quarks Fueron predichos teóricamente en 1961 por M. Gell-Mann y Y. Ne eman. Serían los constituyentes fundamentales del protón y neutrón. Hay seis tipos distintos de quarks que los físicos han denominado de la siguiente manera: "up" (arriba), "down" (abajo), "charm" (encanto), "strange" (extraño), "top" (cima) y "bottom" (fondo). Fuerón observadas experimentalmente en colisiones electrón-protón en DESY (Hamburgo) hacia 1968.

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15 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Antecedentes: La radiactividad

16 Radiactividad Henry A. Becquerel ( ), como consecuencia del descubrimiento de los rayos X, investigó la fluorescencia producida por una sal de uranio En 1896 observó que esta sal y todos los compuestos que contenían uranio emitían una radiación similar a los rayos X. Había descubierto la radiactividad. Marie Curie ( ) y Pierre Curie ( ) descubrieron otros elementos radiactivos: El polonio y el radio. Más tarde se comprobó que la radiación emitida por el radio estaba formada por tres componentes, ya que al someterla a campos eléctricos y magnéticos dos haces se desviaban en sentidos opuestos y un tercero no se desviaba Rutherford les puso nombre a estas radiaciones ( ver figura):

17 Experiencia de Rutherford

18 Modelo atómico de Rutherford Rutherford y sus colaboradores bombardearon láminas finas metálicas de oro con radiación α. Si se va girando el microscopio se puede calcular la fracción de partículas alfa que se desvían a distintos ángulos: La mayor parte de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse. Un número relativamente pequeño experimentan desviaciones pequeñas. Y algunas de ellas, muy pocas, se desviaban ángulos mayores de 90º, es decir rebotan. De lo observado Rutherford concluyó: 1. El átomo está prácticamente vacío. Pues la mayor parte de las partículas no se desvían 2. Existe una zona de carga positiva pero de dimensiones reducidas a la que llamó núcleo. 3. Pudo calcular el radio del núcleo y su carga determinando la fracción de partículas alfa que se desvían a distintos ángulos A partir de estos resultados propuso un modelo llamado modelo nuclear del átomo : Un átomo está formado por núcleo y corteza. En el núcleo se encuentra la carga positiva y casi toda la masa del átomo. El resto del átomo está prácticamente vacío y a gran distancia del núcleo se encuentra la corteza electrónica.

19 Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en: - Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). - Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol. - Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.

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21 Número atómico Número másico Masa isotópica. Masa atómica Ver página en aula virtual

22 Limitaciones al modelo de Rutherford El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Pero tiene algunos inconvenientes: La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a caer hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos). Iba en contra de la estabilidad de los átomos. No se había aislado el neutrón. No explica los espectros atómicos. La hipótesis de Planck.

23 La 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 ν o por su longitud de onda λ, relacionadas entre sí por: ν = c λ Ver ondas en una cuerda en Aula Virtual

24 Espectro electromagnético Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos γ m) hasta kilómetros (ondas de radio) λ Tipos de radiaciones electromagnéticas según λ. Rayos γ 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

25 Espectro electromagnético

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27 Espectros atómicos. 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. Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

28 Espectro de emisión Espectro de absorción

29 Algunos espectros de emisión Litio Potasio Espectros atómicos en Aula Virtual

30 Espectro es el análisis de las longitudes de onda de una radiación electromagnética mediante el espectroscopio. Espectro atómico de emisión es el espectro de la luz que emite un átomo cuando se le comunica energía (estado excitado). Son discontinuos (líneas o rayas). - No se emite cualquier radiación ni toda la radiación. - Cada elemento tiene un espectro de rayos específico (su "huella dactilar") que sirve para identificarlo. - La radiación procede del estado excitado del átomo, por lo que es una manifestación del elemento en ese estado. - Cualquier teoría que quiera explicar la estructura interna del átomo debe explicar los espectros atómicos.

31 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada λ con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o cuanto. Así, si un átomo emite radiación de frecuencia ν, la energía desprendida por dicho átomo sería: E = hν

32 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. (cont) Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan: E = n hν En donde h = 6,626 x J s (Constante de Plank) y n es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima (h ν). Como el número de átomos es muy grande y la constante h muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.

33 Bohr(1913) Bohr propuso un nuevo modelo atómico, a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía.

34 Modelo de Bohr Según el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo. Basa su teoría en dos hechos nuevos: Aparición del espectro del H. Teoría cuántica de Plank.

35 Postulados del modelo de Bohr. 1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias, en las que el electrón es estable y no emite energía. 2. Solamente son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h / 2π. L = n h / 2π n es el número cuántico principal. 3. Cuando un electrón pasa de una órbita a otra de menor energía, la diferencia energética se emite en forma de fotones, de acuerdo con la ecuación de Planck, dando lugar a los espectros de emisión Ver animación del modelo de Bohr en el aula virtual

36 El primer principio va en contra de la física clásica, ya que las partículas cargadas, como los electrones, cuando llevan movimiento acelerado pierden energía, por lo que el electrón debería caer sobre el núcleo. Y el segundo no tiene ninguna base física. Cuando se resuelve el planteamiento matemático del modelo, se obtiene que tanto el radio de giro del electrón en las órbitas como sus energías respectivas dependen de un número, n, que limita las posiciones y energías del electrón en el átomo. Tiene valores enteros a partir de 1, y se llama número cuántico principal. r = r 0 n 2 E = - E 0 / n 2 Donde r 0 y E 0 son los valores del radio de giro y de la energía del electrón en la primera órbita, con n=1.

37 Diagrama del modelo atómico de Bohr. Niels Bohr s

38 Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno) n = E = 0 J n = 5 E = 0, J n = 4 E = 1, J Energía n = 3 E = 2, J n = 2 E = 5, J n = 1 E = 21, J

39 n = 6 5 n = 4 n = 3 n = 2 Series espectrales Pfund Bracket Paschen Balmer ΔE = h ν Explicación de las series espectrales utilizando el modelo de Bohr n = 1 Lyman SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund Espectro UV Visible Infrarrojo

40 Espectros de emisión y absorción Cuando un electrón salta a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión. Cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado). La radiación electromagnética proveniente de la luz blanca después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que corresponden con saltos electrónicos desde el estado fundamental al estado excitado. Es lo que se denomina un espectro de absorción. Lógicamente las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón.

41 Limitaciones del modelo atómico de Bohr Éxitos: Pudo justificar así los espectros de emisión y absorción del elemento más sencillo, el hidrógeno. Se trata realmente de un éxito espectacular, similar al obtenido por Newton al explicar las órbitas de los planetas gracias a la ley de gravitación universal. Limitaciones: Se trata de un modelo que sólo introdujo algunas modificaciones a la Física Clásica (no fue capaz de probar por qué un electrón en una órbita no emite ni absorbe energía) Tampoco fue capaz de explicar nuevos hechos relativos a los espectros de los demás átomos. Desdoblamiento de las líneas del espectro para átomos polielectrónicos. El modelo de Bohr fue un tremendo avance en la comprensión del mundo del átomo. Explicó mucho de lo que era incomprensible y fue más allá de los medios de la Física Clásica. Pero una parte casi igual permaneció sin explicar. Había llegado el momento de dar nuevos pasos.

42 Principios de la mecánica cuántica Hipótesis de Plank: Cuantización de la energía E = hν Dualidad onda-partícula: Formulado por De Broglie en Los electrones se podían comportar como ondas y dedujo la longitud de onda asociada a ese movimiento ondulatorio. λ = h m v Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927). Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula: h Δx Δp 4 π siendo Δx la incertidumbre en la posición y Δp la incertidumbre en la cantidad de movimiento. Se sustituye la idea de órbita por la de orbital

43 UNA APROXIMACIÓN AL MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO El estudio mínimamente detallado del modelo cuántico se propondrá para cursos más avanzados. Sin embargo podemos señalar de forma esquemática algunas de las principales características: a) Existe un núcleo central cargado positivamente en el que se encuentra la casi totalidad de la masa del átomo (constituido por protones y neutrones con una estructura interna). b) En torno al núcleo se encuentran los electrones. Dichos electrones están caracterizados por un estado determinado, es decir por una energía y otras magnitudes. c) El estado del electrón en un átomo está descrito por una función que se llama orbital. Los orbitales son funciones que describen el estado cuántico del electrón, y por ello, su existencia está condicionada al electrón.

44 Modelo Actual CORTEZA electrones. ÁTOMO protones. NÚCLEO neutrones. -Los electrones no describen orbitas definidas, sino que se describen mediante una función llamada ORBITAL. -Se distribuyen en diferentes niveles y subniveles de energías (capas).

45 Orbitales atómicos Orbital: estado del electrón en un átomo descrito por una función (función de ondas). En ese estado (orbital) el electrón tiene cuantizada su energía y otras magnitudes (momento angular y componente en la dirección z del momento angular). El estado energético de cada orbital viene definido por los tres números cuánticos n, l y m l, mientras que el número cuántico m s caracteriza al electrón. Los números cuánticos definen el estado energético del electrón en un átomo. La representación del orbital se realiza mediante superficies límites, que representan el 99% de probabilidad de encontrar el electrón en una determinada región del espacio.

46 Orbitales atómicos

47 Las energías características de los estados se pueden representar mediante un diagrama de niveles de energía. Dichos niveles se agrupan en capas y en subcapas (subniveles de energía), cuyo orden (que se justificará en cursos posteriores) para un átomo con varios electrones es el que se representa en la figura. Cada estado (orbital) se designa mediante un número y una letra asociados con sus valores de energía. Los electrones de los átomos tendrán siempre la menor energía posible y podrán excitarse, es decir, cambiar de nivel de energía con tanta más facilidad cuanto más próximos sean energéticamente. Habría que evitar el error conceptual de considerar los niveles energéticos como estanterías en los átomos que van ocupando los electrones. Las palabras ocupar, llenar, colocar referidas a los orbitales no se deben tomar literalmente. Los orbitales no son un juego de cajas colocados rígidamente en una escala de energía. Cuando decimos que el electrón está en un orbital o estado estamos diciendo simplemente que el electrón está comportándose de una cierta manera y solamente podemos calcular la probabilidad de encontrarlo en una región del espacio alrededor del núcleo.

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50 Los números cuánticos Los números cuánticos definen el estado energético y el comportamiento del electrón en un átomo. n principal Determina el nivel de energía y el tamaño del átomo. El tamaño debe ser entendido como el volumen de la superficie límite. n = 1,2, 3 7 l secundario (momento angular) Determina la "forma" general del orbital y en menor medida la energía. Sería el subnivel de energía dentro de un nivel de energía. La forma debe ser entendida como la simetría espacial de la superficie límite de encontrar el electrón en una determinada región del espacio. Puede tener valores enteros para cada valor de n desde 0 hasta n-1. l = 0 n-1 m l magnético (magnético angular) Determina la orientación espacial del orbital, la dirección de máxima densidad electrónica. Los orbitales con igual n y l y distinto m l tienen la misma energía, son degenerados, Puede tomar valores enteros, para cada valor de n y de l, desde -l hasta +l. ml = -l 0 +l m s spín (magnético de spín) Se dice a menudo que representa el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Aunque no tiene sentido que el electrón gire sobre sí mismo, se mantiene esta descripción porque, de ser cierta, proporcionaría los mismos resultados que los observados. Puede valer sólamente +1/2 y -1/2 en unidades de h/2π. m s = -l/2, +1/2

51 Los números cuánticos Herencia, todavía de la antigua terminología de los espectroscopistas, es común designar los orbitales como: l = 0 orbital s (sharp) l = 1 orbital p (principal) l = 2 orbital d (diffuse) l = 3 orbital f (fundamental)

52 Significado de 2s 1 2p 1-1 2p 1 x 3d 2 0 4f 1 3

53 Distribución de los electrones en los diferentes niveles de energía. Configuraciones electrónicas Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio de exclusión de Pauli.

54 Principio de mínima energía Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

55 Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

56 Principio de exclusión de Pauli. No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales

57 Energía 6s 5 s 6 p 5 p 5 d 4 d 4 f 4 s 4 p 3 d 3 s 3 p 2 s 1 s 2 p n = 1; 2; 3; 4; 1; 2; 3; 4; l l = 0; 2; 1; 0; 2; 1; m = 0; + 0; ; 2; 1; 2; 1; s s = + = ½ + ½

58 Cuestión Cuestión Selectividad Selectividad (Reserva (Reserva 96) 96) Ejercicio B: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½). a) n (nº cuántico principal) es el nº de capa o nivel en la que está situado el e. l (nº cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s, p, d o f. m (nº cuántico magnético) indica la orientación espacial del orbital. s (spín) indica el sentido de giro del e.

59 Cuestión Cuestión Selectividad Selectividad (Reserva (Reserva 96) 96) Ejercicio B: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½). b) No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales c) 3p : n=3; l=1; m= 1,0,+1; 3 orb. 6 e. 3d : n=3; l=2; m= 2, 1,0,+1,+2; 5 orb. 10 e. d) (1,0,0,1/2) 1s ; (4,1,0,1/2) 4p (uno de los tres existentes 4p y por ejemplo)