04 Estructura AtóMica2009

ISMAEL YEVENES LOPEZ

1

Siglo V AC: Democrito postulo que la materia estaba constituida por átomos

1911: John Dalton emite su teoría atómica basada en reacciones químicas:Postulados de Dalton:

4. Los elementos están formados por átomos, estos son iguales y tienen las mismas propiedades.

5. Los compuestos están formados por átomos diferentes y se relacionan entre si por números enteros o fracciones sencillas.

6. En las reacciones químicas solo hay cambio o reordenamiento de los átomos nunca creación o destrucción de ellos.

7. Compuestos diferentes formados por los mismos elementos difieren en el numero de átomos de cada clase.

Definición de átomo de Dalton: la partícula mas pequeña e indivisible que puede intervenir en una reacción química

Estructura AtómicaEstructura Atómica


2

1900: El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia y de la naturaleza de la electricidad misma.

1911: El descubrimiento de que el átomo consiste en un núcleo rodeado de electrones.

1925: El descubrimiento de las leyes mecánicas que gobiernan la conducta de los electrones en los átomos.

1833: Faraday; Leyes de la Electrolisis.

Estructura Atómica ModernaEstructura Atómica ModernaContexto histórico de la estructura atómica moderna.

NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA

El peso de una sustancia que se deposita en un electrodo por una cierta cantidad de electricidad, es siempre el mismo.

Los pesos de las diversas sustancias que se depositan, desprenden o disuelven en un electrodo, por una cantidad fija de electricidad, son proporcionales a los pesos

equivalentes de esas sustancias.


3

A + n e ---> A en Depósito

A en ---> A + n e Disolución

1874: G. J. Stokey : sugiere el nombre de electrón a la partícula fundamental de carga eléctrica

Origen del electrón

Si un número fijo de átomos reacciona con una cantidad fija de electricidad, supone que las leyes de la electrolisis son análogas a las leyes de la combinación química, por lo tanto, la electricidad misma está compuesta por partículas.

Cátodo( ) Anodo

( + )

Diagrama de un tubo de rayos catódicos.


4

1897. Modelo Atómico de J. J. Thomson. Determinó la razón entre la carga y la masa de ésta partícula, midiendo los efectos de los campos magnéticos y eléctricos sobre el movimiento del haz de electrones.

Cátodo

Cátodo

Anodo

A baja presión y alto voltaje el vidrio empieza a fluorescer, esto es el resultado del bombardeo del vidrio por rayos que se originan en el cátodo, o electrodo negativo, y viajan en líneas rectas hasta que chocan con el electrodo positivo, o ánodo, o con las paredes del tubo. Estos rayos reciben el nombre de Rayos Catódicos.


5

Razón carga /masa del electrón: e / me = 5.2727 · 1017 ues / g

Millikan (1909) determino la carga del electrón (q) : 1.60 . 10-19 coulombios

mg = qE donde: m = masa gota E=campo eléctrico g= gravedad

Masa del electrón me = 0.91 · 10-27

Masa del hidrogeno mH = 1.673 · 10-24 me 1

mH 1847=

Resultados de J. J. Thomson.

- Las partículas que componen los rayos catódicos, son independientes del tipo de gas encerrado en el tubo de descarga.

-Las partículas que componen los rayos catódicos poseen carga negativa.

--El volumen atómico es de 10-24 cm3 y el tamaño del átomo es de 10-8 cm.


6

Conclusiones de J. J. Thomson

El átomo es una esfera uniforme de carga positiva, con los electronesdistribuidos en su interior, y de

tamaño igual a 10-8 cm.“ Budín de pasas “

1911. Modelo Atómico de E. Rutherford.

Fuente departículasα ( He2+ ) Rendijas

Láminade oro

Pantalla desulfuro de zinc


7

Postulados de E. Rutherford.

- Dimensión atómica : 10-8 cm.

- Núcleo atómico : 10-12 cm.

- Sistema planetario.

- El núcleo contiene casi la totalidad de la masa del átomo.

- Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares con velocidad v.

- La estabilidad del átomo está dada por un equilibrio entre la fuerza de atracción

eléctrica y la fuerza centrífuga.

Defectos.

-La partícula cargada en movimiento emite energía, luego el electrón cae sobre el

núcleo en un tiempo aproximado de 10-13 seg.

- No explica los espectros de emisión.


8

Espectros de Emisión del hidrogeno.

Hα Hβ Hγ Hδ Hε

Hα rojo 6563 AHβ verde azulado 4861 AHγ azul violáceo 4341 AHδ violeta 4102 AHε ultravioleta 3970 A

Espectros de Emisión. Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de luz solo a ciertas longitudes de onda .

Palmer:

Frecuencia u = C (1/22 – 1/n2) donde n = 3,4,5,6… y C= 3.29 x 1015 s-1


9

Serie de Lyman: Ultravioleta

Serie de Balmer: Visible y ultravioleta

Serie de Paschen: infrarrojo

n=1

n=2

n=3

n=4n=5

Serie de Bracket : infrarrojo

Líneas del espectro del átomo de hidrógeno observadas en otras frecuencias del espectro electromagnético. Cada una de estas relaciones es una serie que lleva el nombre de su descubridor


10

Max Planck. Teoría de los Cuantos.

Planck supuso que un sistema no puede tener cualquier energía arbitraria, sino que ciertos valores de energía seleccionados, y que la energía electromagnética irradiada por este sistema de frecuencia u, era igual a:

∆Ε = n · h · υ

n = 1, 2, 3,···h = cte. de Planck

h = 6.6256 · 10-27 erg / seg

υ = frecuencia de la radiación

Es decir, la energía era irradiada en forma discreta, en cuantos de energía.


11

1905. Albert Einstein.Efecto Fotoeléctrico.

e∆Ε = (n + 1/2 ) · h · υ

υ

Esta teoría fue confirmada y mejorada por A. Einstein en 1905 con su trabajo de efecto foto eléctrico, indicando que la energía irradiada por un sistema estaba dada por:


12

1913. Modelo Atómico de N. Bohr. Basado en las ideas de Rutherford y en las teorías de Max Planck y Albert Einstein sobre la discontinuidad de la energía.

Postulados.

1.- Estados estacionarios del electrón. En un átomo, el electrón tiene definidos ciertos estados estacionarios de movimientos que le son permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tienen una energía fija y definida.

2.- Emisión de energía ==> Un electrón en estado estacionario no irradia energía; al cambiar de un estado de alta energía a un estado de energía inferior, el átomo emite un cuanto de radiación cuya energía h · u es igual a la diferencia de energía entre ambos estados.

h · υ = Ε 2 - Ε 1

Series espectrales del átomo de hidrógeno:

n1 > n2∆ Ε = υ = 109735 1 1 n2

2 n21( )


13

3.- Orbitas circulares. En cualquiera de estos estados estacionarios, el electrón se mueve siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

4.- Movimientos permitidos con momentum angular. Los estados de movimiento electrónico permitidos son aquellos en los cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de n /2

p = m · v · r = n · h 2 · Π

n = 1, 2, 3, ···

5.- Niveles Energéticos del átomo.

- 2 · Π · m · z2 · e4

n2 · h2E =

m: masa del electrónz : número atómico

e : carga del electrónh : constante de Planck


14

1924. L. de Broglie.Dualidad Partícula - Onda. Broglie, basado en el efecto fotoeléctrico, donde una onda (radiación electromagnética) posee propiedades de partículas, postula que para una partícula que se mueve a alta velocidad puede asociársele un comportamiento ondulatorio. Luego, para un fotón, su energía está dada por:

Fotón E = h · υ

υ = c λ

Luego E = h · c λ

MODELO CUANTICO


15

Pero E = m · c2

m · c2 = h · c λ

λ = h m · c

λ = h m · v

Para un electrón con órbita circular:

2 · Π · r = n · λ

λ = 2 · Π · r n

h = 2 · Π · r m · v n

m · v · r = n · h 2 · Π

Relación idéntica a la propuesta por N. Bohr para el momentum de una partícula que se mueve en una órbita circular, es decir, para el electrón.


16

Principio de Incertidumbre de Heinsenberg. A toda partícula en movimiento debería ser posible determinar su velocidad y su posición en forma simultánea, en cualquier instante. Para determinar la posición y la velocidad de un electrón se debe emplear una partícula que colisione con él, en este caso un fotón. La posición del electrón estaría dada por la

región en la cual se produce la colisión y que corresponde a ∆x + la longitud de onda del

fotón, es decir ∆x + λ. La colisión entre ambas partículas provocaría una variación del momentum del electrón.

∆p + h 4 · Π · λ

∆p · ∆x + h 4 · Π

El producto de ambas incertidumbres es:

Este principio de incertidumbre explica otra falla del modelo atómico de Bohr, ya que los electrones, no tendrían trayectorias nítidamente definidas.


17

La Ecuación de Schröedinger.

Describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas en general. Incorpora el comportamiento de la partícula en termino de masa y de onda, función de onda Ψ .

La resolución de ésta ecuación da origen a los números cuánticos, los cuales son obtenidos solo si la energía de los electrones está cuantizada. Ellos son el:

Número cuántico principal: n Da cuenta del tamaño y de la energía del nivel en que se mueve el electrón a través de la

siguiente relación obtenida de la evaluación de Schrodinger.

- 2 · Π · m · z2 · e4

n2 · h2E = n= 1, 2,3, ···


18

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s

AtomosMonoelectrónicos

6s 6p 5d 4f5s

4s

3s

2s

1s

5p 4d4p 3d

3p

2p

AtomosPolielectrónicos

Distribución Energética de losOrbitales.


19

Número cuántico Azimutal : lExpresa la forma de los orbitales. Los valores de l dependen del valor asignado al Nº cuántico principal n.

Tipo y forma del orbital. l = 0, 1, 2, ···( n-1)


20


21


22


23


24

Momentum Angular del Electrón

p = [ l ( l + 1 ) ]1/2 h 2 · Π

Número Cuántico Magnético : m

Orientación del Orbital m = - l, ···, 0, ···, + l

Número Cuántico de Spin : s ( ms )

Rotación, giro o spin del electrón s = + 1/2

Ψ : función de onda; no tiene sentido físico.

2Ψ : módulo de la función de onda; representa la probabilidad de encontrar a un electrón en una determinada región del espacio.


25

Principio de Exclusión de Pauli. no puede haber dos electrones con todos sus números cuánticos idénticos

Principio de Máxima multiplicidad de Hund. Si dos o más electrones de un mismo átomo tienen los mismos valores en sus números cuánticos principales ( n ) y en sus números cuánticos

secundarios ( l ) entonces tendrán iguales valores de spin ( s ) siempre y cuando no se trasgreda el principio de exclusión (de Pauli).

Configuración Electrónica.

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

Para átomosneutros y

también paraiones.


26

Configuración Electrónica y Sistema Períodico

n ==> Capa Electrónica ==> Período

n Capa Período

1 K 1º2 L 2º3 M 3º4 N 4º5 O 5º6 P 6º7 Q 7º


27

Número de electronescapa de valencia

Tipo de orbitalesque ocupan los

electrones

Grupos Tipo deelementos n

i) Grupos I a - VII a : electrones en orbitales s y pii) Grupos I b - VIII b : Electrones en orbitales diii) Lantánidos : electrones en orbitales 4fiv) Actínidos : electrones en orbitales 5f

a) E. Representativos : electrones en orbitales s y pb) E. de Transición : electrones en orbitales d ( metales )c) E. de Transición Interna : electrones en orbitales f ( lantánidos y actínidos )d) Gases Nobles : elementos con configuración ns2np6

Education

04 Estructura AtóMica2009