Estructura electrónica de los átomos Estructura electrónica de los átomos 1.1 Estructura del átomo 1.2 La luz frecuencia cuantos y efecto fotoeléctrico. 1.3 El espectro de hidrogeno. El modelo de Bhor y sus aplicaciones 1.4 El modelo mecánico cuántico 1.5 El H en el modelo mecano cuántico 1.6 Los átomos poli electrónicos, configuración. 1.7 Periodicidad. EL CONCEPTO DE ÁTOMO Los filósofos atomistas: El átomo una cuestión filosófica. (460 - 360 AC), Demócrito de Abdera. (341 - 270 AC), Epicuro de Samos. (98 - 54 AC) Tito, Lucrecio. Racionalización del concepto, sin experimentación. (1800): Dalton o La materia esta formada por átomos. o Todos los átomos de un mismo elemento son iguales. o Elementos diferentes están formados por átomos diferentes. o Los compuestos están formados por átomos, de mas de un elemento . o Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos diferentes. o Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. Tampoco cambian a otro tipo de átomo, solo se reordenan. Formulas y símbolos de Dalton 1808 Necesidad de una nueva teoría . • A finales del siglo XIX, una serie de evidencias experimentales no podían ser explicados con las teorías clásicas (Maxwell, Newton): • La Radiación de cuerpo negro. • El efecto fotoeléctrico. • Los espectros de líneas. Rayos Catódicos Se Observa que: o La luminosidad siempre se produce en la pared frente al cátodo. o Son desviados por la acción de campos magnéticos. o Bajo un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva. o Tienen las mismas características independientemente • del gas dentro del tubo. • del metal que constituyen los electrodos. o Hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria. Thomson, concluye que: Están formados por partículas negativas que forman parte de todos los átomos. Los átomos no son indivisibles. (como proponía el modelo de Dalton). Radiación del cuerpo negro Resuelto por Planck en 1900 . La energía y la luz son emitidas o absorbidas en cantidades discontinuas, unidades de energia llamadas “cuantos”. El efecto fotoeléctrico. El desprendimiento de electrones de la superficie de un metal que se ilumina con luz de alta frecuencia-. Resuelto por Einstein en 1905. Basandose en la teoria de Plank, propone que la luz esta formada por corpusculos con energia : E=hv Los corpusculos son fotónes: “partículas” de luz, que tienen naturaleza de onda y de partícula. Un metal emite luz 850 – 950°C 1050 – 1150°C 1450 – 1550°C • Los cuerpos calientes emiten radiación electromagnética. • Los cuerpos calientes despiden rayos infrarrojos. • Un cuerpo a muy alta temperatura se pone rojo porque emite luz roja. • Si la temperatura sube más, el cuerpo se pone incandescente y emite luz blanca. Los espectros de líneas de las especies atómicas. TEORIA DE M. PLANCK • Los cuerpos del microcosmos - electrones, nucleones, átomos y moléculas absorben y emiten luz de manera discontinua, en pequeños paquetes de energía llamados “cuantos de energía”. CUANTA (latín QUANTUM “cantidad elemental”) La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación: E = hn Constante de Plank : h = 6.63 x 10-34 J•s La Luz. • Frecuencia [υ] ciclos por segundo Hz • Determina el color de la luz • La longitud de onda [λ] distancia entre picos • La relación entre frecuencia y longitud de onda λ= c/υ ; [c] es la velocidad de la luz • La luz visible es solo una porción del espectro electromagnético. Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible ~ 1850, M. Faraday, descubre los rayos catódicos. Los rayos catódicos tienen propiedades que son independientes de la sustancia emisora utilizada, y responden a campos eléctricos y magnéticos como si tuvieran carga eléctrica negativa - 1897, J.J. Thomson mide la relación carga/masa de las partículas que constituyen los rayos catódicos. Los denomina electrones. (Premio Novel de Fisica 1906) - 1906-1914, R. Millikan, Experimento de la gota de aceite. mide la carga del electrón. EL ELECTRON • Las partículas de los rayos tienen carga negativa, -e, y masa, m. • Relación e/m = 1.759 x 1011 • La relación entre e/m del hidrogeno era 2000 veces mayor al de las partículas. • O sea, la partícula (electrón) era 2000 veces mas ligera que el H, o tenía 2000 veces mas carga. Radioactividad : Rayos emitidos EXPERIMENTO DE RUTHERFORD Dirige haz de partículas hacia placa delgada de oro. La mayoría la atraviesan, otras se desvían muy poco y el 0.001% son desviadas en ángulo agudo o regresan. HIPOTESIS NUCLEAR DE RUTHERFORD • El átomo tiene espacio vacío. • Tiene un campo eléctrico muy intenso en una zona muy reducida de espacio que hace posible el rebote de algunas partículas . • (Fue Chadwick en 1932 quien probó que la relación He:H es 4:1 evidencia del neutron). Modelo de Rutherford (1911) Conclusiones a partir de los hallazgos del experimento. Casi el 100% de la masa atómica (protones y neutrones) del átomo se encuentra en el núcleo El núcleo ocupa un volumen muy pequeño comparado con el volumen ocupado por los electrones El conjunto del átomo es eléctricamente neutro El núcleo (protones). concentra la carga positiva Tamaño Núcleo Particulas subatomicas. • (1897) : electrón - Thomson • (1860 – 1953) : carga del electrón - Millikan • (1919) : protón - Rutherford. • (1932) : neutrón - Chadwick. Partícula Masa [uma] Masa [gr.] Carga* [coul] Electrón 0,000549 (5,49 10-4) 9,1095 10-28 -1,6 10-19 Protón 1,00728 1,6726 10-24 1,6 10-19 Neutrón 1,00867 1,6750 10-24 0 Modelos. • Thomson: Al descubrir el electrón propone una carga positiva en la que se distribuyen los electrones con carga negativa. • Modelo del budín. • Rutherford (1871-1937): experimento de la placa de oro. Propuso la existencia del protón y del neutrón. Premio nobel en química (1908). • Modelo nuclear (1911) Líneas de absorción del H Espectros de líneas • 1885. Balmer encontró que las líneas en la región visible del espectro del hidrógeno responden a la siguiente ecuación: n - RH ( 1 1 - 22 ) n2 • Posteriormente Lyman generalizó esta expresión: n RH ( 1 n12 - 1 n2 2 ) 1 1 E - RH ( ) 2 2 n1 n2 • Donde RH es la constante de Rydberg (3,29 1015 Hz) • n1 y n2 son números naturales y distintos de cero (n2 > n1). Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913) • Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de líneas. • Bohr considera el concepto de cuantización de la energía y propone un nuevo modelo: o los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. o solamente están permitidas ciertas órbitas. o los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida. o Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida. Absorción de energia Emisión de energía Mayor estabilidad E3 E2 E1 Cambio de energía en el átomo E = Efinal - Einicial = E1-E2 E < 0 El átomo pierde energía Energía del fotón emitido Efotón = | E| = h E3 E2 E1 Cambio de energía en el átomo E = Efinal - Einicial = E3-E2 E>0 El átomo gana energía Energía del fotón absorbido Efotón = E = h ¿Qué pasa si Efotón E? • Como la energía está cuantizada, la luz emitida o absorbida aparece en el espectro como una línea. • Bohr llega, para el Hidrogeno, a la expresion: E 2.18 10 18 1 J n 2 • n es el número de órbita (número cuántico principal). n es natural (n=1, 2 , 3, …) El modelo de Bohr solo explica satisfactoriamente el espectro del hidrógeno “un solo electron” (tambien de iones hidrogenoides, 1 electrón). • La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la órbita con n=1. Es la más cercana al núcleo. • Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden mover entre órbitas emitiendo o absorbiendo “energía cuantizada”. • La cantidad de energía absorbida o emitida durante el movimiento de un electrón entre 2 órbitas está dada por: E E f Ei hn • Entonces: E hn hc 2.18 10 18 1 1 J 2 2 n ni f Si ni > nf, emisión de energía. Si nf > ni, absorción de energía DIFRACCION DE ELECTRONES (Experimento de G.P.Thomson) El Patrón de difracción, con electrones, corresponde al mismo con rayos X, si la longitud de onda del haz incidente fuera: • El comportamiento ondulatorio del electrón: Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise de Broglie (1924) demostró: h mv de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula. Principio de incertidumbre de Heisenberg y Mecánica Cuántica Indicios: 1. Las partículas de materia tienen una doble naturaleza de corpúsculo y onda. ¿Hasta qué punto tiene sentido definir una posición y una velocidad para una onda? 2. La medición de la posición y velocidad de una partícula implica interaccionar con dicha partícula (por ejemplo con un fotón de luz). Para partículas muy pequeñas ello implicaría una indeterminación en la medición de su posición debido a esta interacción. Heisenberg (1927): “Es imposible conocer la posición y el momento lineal de una partícula simultáneamente” Δp Δx h/4 π Δp = incerteza en el momento Δx = incerteza en la posición El error en la determinación de la posición de una bala de 1g cuya velocidad se conoce con una precisión de 1 mm s-1 es de 5 · 10-26 m. El error en la determinación de la velocidad de un electrón en un espacio unidimensional de anchura 2a0, es 500 kms-1. Schrödinger, 1927 • Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del núcleo, como una onda y planteó la ecuación de onda. • El movimiento de una onda se describe matemáticamente mediante la ecuación de onda. H ψ = Eψ •Solo se conoce la solución exacta para el hidrógeno •El resto se resuelve en forma aproximada. Para ello se utilizan las funciones de onda encontradas para el de hidrógeno. La función de onda que es solución, se puede expresar en coordenadas polares: • Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda (infinitos estados electrónicos del sistema). • Estados del sistema. Distintas soluciones que se obtienen al resolver matemáticamente esta ecuación. • Cada estado electrónico está caracterizado por 4 números, los números cuánticos: n, l, ml, ms Una función de onda, puede entonces especificarse en términos de los valores de los números cuánticos (r,,) = (n,l,ml,ms) n = principal, determina la energía del electrón en el átomo de hidrógeno, puede tomar los valores 1, 2, 3, ... l = azimutal cuantiza el momento angular orbital, puede tomar valores de 1, 2, 3,....(n-1). ml = magnético cuantiza la componente del momento angular a lo largo del eje z, puede tomar los valores de l, l-1, l-2, ...0, -1, -2, ....-l. De la resolución de la ecuación de Schrödinger, para el átomo de hidrógeno, aparecen ciertos números que llamamos números cuánticos. Los numeros cuanticos: • Definen la función de onda • Cuantizan los estados de energía permitidos. Una función de onda, puede entonces especificarse en términos de los valores de los números cuánticos que las definen. Números cuánticos •n: principal 1, 2, 3,..., . •l: azimutal 0, 1,..., n-1. •ml: magnético –l, -l+1,..., l-1, l. •ms: spin –1/2, +1/2. Orbital Los números cuánticos están relacionados con distintas propiedades de los estados electrónicos. La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía: R E (para el hidrógeno) n H 2 Número cuántico n Distancia de e- al núcleo n = 1, 2, 3, 4, …. n=1 n=2 n=3 Número cuántico del momento angular l Dado un valor n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1 n = 1, l = 0 n = 2, l = 0 o 1 n = 3, l = 0, 1, o 2 l=0 l=1 l=2 l=3 orbital s orbital p orbital d orbital f “volumen” de espacio que ocupan los e- l = 0 (orbitales s) l = 1 (orbitales p) l = 2 (orbitales d) Número cuántico magnético ml Dado un valor de l ml = -l, …., 0, …. +l Si l = 1 (orbitales p), ml = -1, 0, o 1 Orientación del orbital en el espacio Si l = 2 (orbitales d), ml = -2, -1, 0, 1, o 2 número cuántico de spin ms ms = +½ o -½ ms = +½ ms = -½ Configuración electrónica Indica en qué orbitales se encuentran los electrones. Principio de exclusión de Pauli “En un átomo no puede haber dos e- con los 4 números cuánticos iguales”. Regla de Hund “Cuando se agregan electrones a una subcapa a medio llenar, la configuración más estable es la que tiene el mayor número de e- desapareados”. TÉRMINOS ATÓMICOS Para el estado basal del átomo de hidrógeno existen dos posibles estados cuánticos, o microestados, Dependiendo del espín que tenga el electrón: n 1 l 0 m 0 Ms 1/2 1 0 0 -1/2 Estos estados se agrupan en un TÉRMINO ATÓMICO. Dado que l = 0, en ambos, el término se denomina S y como existen dos posibilidades se nombra "doblete S", 2S Cuando un electrón ocupa un estado con n = 2 Cuenta con dos microestados si se encuentra en el orbital 2s y con seis si se encuentra en el orbital 2p, ya que puede tomar tres valores de m y dos de ms. • n • l • m • ms 222222 111111 1 0 -1 1 0 -1 1/2 1/2 1/2 -1/2 -1/2 -1/2 Estos dos términos se denominan 2S y 2P respectivamente. Cuando un e- ocupa un estado con n = 3 existirán los términos 2S, 2P y 2D, Dependiendo de si electrón ocupa un orbital s, p o d. El número de estados en cada término es de: dos, seis y diez respectivamente. Distribucion electronica en los orbitales Orbitales s (l=0) Orbitales p (l=1) ml (-1; 0; 1) Orbitales d l ml Grupos Bloque Grupo Nombres 1 Alcalinos s 2 Alcalino-térreos p 13 14 15 16 17 18 d 3-12 f Config. Electrón. n s1 n s2 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 Elementos de transición El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2(n–1)d1-10 n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14 63