1.7. Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica.

Unidad 1: Materia, estructura y
Periodicidad
1.7. Base experimental de la teoría
cuántica y estructura atómica.
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.
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.
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.
Base Experimental de la Teoría
Cuántica
Planck
Einstein
Bohr
Friedrick
Hund
de Broglie
Ernest
Pauli
Heisenberg
Schrödinger
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
  FRECUENCIA: número
de oscilaciones por unidad de
tiempo
 
c

C= velocidad de propagación
de la luz =3.108m/s
Los diferentes tipos de radiación electromagnética
•
•
•
•
•
•
•
Rayos 
Rayos X
Rayos UV
Radiación visible.
Rayos IR
• Ondas de radar
Microondas
• Ondas de TV.
Ondas de radio
•
•
•
•
Onda
Onda
Onda
Onda
ultracorta
corta.
media.
larga
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).
Espectro de la luz visible
Longitud de Onda
(nm)
Frecuencia
(vibraciones por segundo)
Violeta
< 450
> 6.7 x 1014
Azul
450 a 500
6.7 a 6.0 x 1014
Verde
500 a 570
6.0 a 5.2 x 1014
Amarillo
570 a 590
5.2 a 5.1 x 1014
Anaranjado
590 a 610
5.1 a 4.9 x 1014
Rojo
> 610
< 4.9 x 1014
Color
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 = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
ν: frecuencia de la radiación
La materia y la energía son discontínuas
Efecto Fotoeléctrico de Einstein
El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887.
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)”
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
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.
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.
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.
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 .
Litio
Sodio
Potasio
Calcio
Bario
Cobre
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:
En = -RH(1/n2)
RH = constante de Rydberg = 2.18 x 10-18J
n = nivel energético = 1,2,3…
Niveles permitidos según el modelo de Bohr
Energía
(calculados para el átomo de hidrógeno)
n=
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
La Ecuación de Bohr
•Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor
energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a:
E = E(nj) – E(ni)
•Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor
energía ni, la diferencia de energía se emite en el salto
E = E(nj) – E(ni)
RH  1 1 

 2
2

h  ni n j 
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.
Series
espectrales
Series espectrales
n=
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h · 
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV
Visible
Infrarrojo
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
Onda
Reflexión, refracción,
difracción
Naturaleza
dual
Luz
Partícula
Efecto fotoeléctrico
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.
Principio de Incertidumbre de
Heisenberg
“Es imposible conocer
simultáneamente
el
momento y la posición
de una partícula con
Absoluta exactitud o
certeza”
El electrón varía su momento
en el instante del choque
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
Números Cuánticos
n
l
Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, …)
Número cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1))
ml
s
Número cuántico magnético (ml = -1, 0, + 1)
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.
Números cuánticos
orbitales
n
l
m
tipo
Nombres
1
0
0
s
1s
2
0
0
s
2s
1
-1, 0, +1
p
2py, 2pz, 2px
0
0
s
3s
1
-1, 0, +1
p
3py, 3pz, 3px
2
-2,-1,0,+1+2
d
3dxy,3dyz,3dz2,
3dxz3dx2-y2
0
0
s
4s
1
-1, 0, +1
p
4py, 4pz, 4px
2
-2,-1,0,+1+2
d
4dxy,4dyz,4dz2,
4dxz4dx2-y2
3
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
f
5fx, 5fy, 5fz, 5fxyz, 5fz2-zr2,
5fx2-xr2, 5fy2-yr2
3
4
Forma de los orbitales
Orbital atómico "s"
Orbital atómico d
O
r
b
i
t
a
l
a
t
ó
m
i
c
o
f
Energía de los orbitales
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.
N
7
11 Na
1s2
2s2 2p3
1s2 2s2 2p6 3s1
32Ge 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p4
Electrones de valencia
Z=6
Carbono C: 1s2 2s2 2p2
Z = 17 Cloro Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Z = 20 Calcio Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Z = 26 Hierro Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Z = 35 Bromo Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
Solamente hay dos excepciones:
Z = 24
Cromo Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Z = 29
Cobre Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
Orbitales
Elemento
Configuración electrónica
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
H
1s1
He
1s2
Li
1s2 2s1
Be
1s2 2s2
B
1s2 2s2 2p1
C
1s2 2s2 2p2
N
1s2 2s2 2p3
O
1s2 2s2 2p4
F
1s2 2s2 2p5
Ne
1s2 2s2 2p6
Na
1s2 2s2 2p6 3s1