Tema 2. Modelo atómico actual
1. Antecedentes1. La naturaleza de la luz: dualidad onda –partícula2. El espectro electromagnético3. La teoría cuántica de Planck
2. El modelo de Bohr3. El modelo de Sommerfeld4. El modelo mecánico-cuántico de la materia5. Arquitectura electrónica
1. La ecuación de Schrödinger2. Los números cuánticos3. Configuraciones electrónicas
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Teoría ondulatoria de la luzMaxwell, 1865
La luz es una onda electromagnética de alta energía que puede propagarse por el vacío. La naturaleza ondulatoria de la luz se comprobó con la descomposición de la luz blanca
a través de un prisma, como resultado de la refracción al cambiar de medio.
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Teoría ondulatoria de la luzDifracción de la luz
Aplicación del conocimiento. Intenta observar una fuente de luz a través de una
mínima separación entre dos dedos
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Efecto fotoeléctrico
La teoría ondulatoria no lograba explicar ciertos fenómenos que se estudiaron hacia finales del siglo XIX, como el efecto fotoeléctrico en el cual una placa metálica podía
emitir energía en forma de electrones al ser sometida a la incidencia de luz.
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El espectro electromagnético
Una onda de luz posee una frecuencia (ν), que se mide en Hz, y una longitud (λ) que se mide en Å. La ecuación que relaciona la frecuencia y la longitud de una onda electromagnética es c = λν
(1 Å= 1 x 10-10 m = 0,1 nm)
c = λν
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Radiación electromagnética de los elementosCuando un elemento es
calentado hasta la incandescencia, emite luz de un color característico, que
se denomina radiación electromagnética.
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Espectros de emisiónSi esta radiación se hace pasar a
través del prisma de un espectrofotómetro se obtiene un espectro de emisión, constituido
por un conjunto de líneas de diferentes colores que son
características de cada elemento.
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Espectros de absorción
El espectro de absorción de un elemento consiste en la imagen inversa del espectro de emisión. Juntos, el espectro de emisión y el de absorción, dan información sobre
la distribución de los electrones que hay en una muestra de un elemento.
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Teoría cuánticaLa radiación emitida o absorbida por los cuerpos calientes no se presenta de manera continua , sino en forma de cantidades discretas de energía, a las que llamó cuantos.
E = h
E es la energíaes la frecuencia
h es una constante (constante de Planck) igual a 6,6 . 10-34 julios . s
Planck, 1900
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El tamaño de un cuanto sería directamente proporcional a la frecuencia de la radiación emitida o absorbida, y la magnitud de la energía intercambiada debería ser un múltiplo de esta unidad.
Teoría cuánticaPlanck, 1900
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Einstein usó la teoría cuántica para explicar el efecto fotoeléctrico. Sugirió que la luz estaba formada por paquetes de energía, que denominó fotones, cada uno de los cuales poseía una energía igual a
El efecto fotoeléctrico, explicadoEinstein, 1905
E = h
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El modelo atómico de Bohr1913
Los átomos presentan un cierto número de órbitas posibles, denominados estados estacionarios, en las que un electrón puede girar sin que ocurra emisión o absorción de energía. En este estado, el átomo es estable.
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El modelo atómico de Bohr1913
Cuando un átomo absorbe energía radiante pasa a una órbita mayor, alejándose del núcleo. Al emitir luego esta energía, desciende a un estado menor, más cerca del núcleo. La cantidad de energía necesaria para pasar de un nivel a otro está cuantizada. Un electrón no puede descender más allá de un nivel de energía mínimo.
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El modelo de Sommerfeld1916
Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:
l = 0 se denominarían orbitales s o sharp l = 1 se denominarían p o principal. l = 2 se denominarían d o diffuse. l = 3 se denominarían f o fundamental.
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El modelo mecánico-cuánticoLa materia es ondulatoria, 1924
Louis de Broglie
Si la energía podía ser particulada (fotones), la materia también podría entenderse como energía en forma de ondas (difracción de electrones).
Para cualquier partícula en movimiento, habría una onda asociada.
Si m es grande, la longitud de onda es tan pequeña que no es perceptible. Mientras que, si m es tan pequeña como un electrón, la onda asociada tiene una λ elevada y medible. Difracción de electrones
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El modelo mecánico-cuánticoPrincipio de incertidumbre, 1926
Heisenberg
No se puede determinar, simultáneamente y con precisión, la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en
determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal y, por tanto, su velocidad.
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Arquitectura electrónicaLa ecuación de Schrödinger, 1926
Describió el comportamiento del electrón en términos
probabilísticos.
: es la unidad imaginaria; es la constante de Planck normalizada (h/2π); es el hamiltoniano, dependiente del tiempo en general, es el observable posición; es el observable impulso.
Schrödinger
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Arquitectura electrónicaLa ecuación de Schrödinger, 1926
La probabilidad de hallar un electrón en el espacio periférico al núcleo atómico es a su vez la densidad electrónica o nube de carga electrónica. Las zonas donde existe una alta probabilidad de encontrar el electrón, son las zonas de alta densidad electrónica. Esas zonas se denominan orbitales, y se describen mediante 4 parámetros, llamados número cuánticos.
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Arquitectura electrónicaLos 4 números cuánticos
A qué distancia está del núcleo
La forma del
orbital
La orientación espacial del
orbital
La dirección de giro
del electrón
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Arquitectura electrónicaNúmero cuántico secundario (l)
l = entre 0 y (n-1)
1 2 3 4 5 6 7n
0 0 0 0 0 0 0 1 1 1 1 1 1
2 2 2 2 3 3
l
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Configuración electrónica
Principio de ordenamiento. Cada átomo de un elemento tendrá un electrón más que el elemento que lo precede.
Principio de Aufbau. El electrón que distingue a un elemento del elemento precedente se ubica en el orbital atómico de menor energía. Hay dos excepciones (¿cuáles? Ver atentamente….)
Principio de exclusión de Pauli. Un orbital no puede contener más de 2 electrones.
Regla de Hund. Los electrones que pertenecen a un mismo subnivel se disponen de manera que exista el mayor número posible de electrones desapareados.