Estructura atómica

1. Espectro continuo Universidad Peruana Cayetano Heredia Espectro de emisión Centro Formativo Preuniversitario Espectro de absorción Estructura atómica pre cayetano

2. Espectro electromagnético total Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas ordenadas según su longitud de onda creciente. pre cayetano

3. Espectro de emisión Espectro de absorción 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 líneas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. pre cayetano • Igualmente, si un haz de luz blanca atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como líneas negras en un fondo continuo (“fondo multicolor”). El espectro generado es el espectro de absorción de la sustancia.

4. Espectro de emisión Fuente de luz blanca Espectro de absorción pre cayetano

5. Teoría atómica de Ernest Rutherford • El modelo atómico de Rutherford explica la penetrabilidad de las partículas alfa en la lámina de oro. “El átomo es un gran vacío” afirma. • Establece la naturaleza nuclear del átomo. • Tiene algunos inconvenientes: • No explica los espectros atómicos. • Según la física clásica, al girar partículas cargadas en torno a un centro, éstas emiten energía en forma de radiación electromagnética, pero ello conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos. • Sus postulados estaban en contra de la estabilidad de los átomos. • Entonces, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica. pre cayetano

6. h = constante de Planck ; h = 6,63 x10–34 J . s v = frecuencia E = energía de un fotón Teoría Cuántica • Max Planck propuso que la energía radiante se propaga en paquetes denominados “cuantos”. pre cayetano • La energía se encuentra cuantizada. Donde n es un número entero (Número de cuantos) Max Planck, físico alemán. Ganó el premio Nobel de Física en 1918 por sus estudios en la naciente mecánica cuántica.

7. Efecto fotoeléctrico Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos Si aumentamos la intensidad de la luz el número de electrones emitidos es mayor. Según la teoría clásica la energía de los electrones emitidos debería aumentar, sin embargo esto no ocurre. pre cayetano Al cambiar la luz roja por una azul la velocidad de los electrones emitidos aumenta y, por tanto, su energía. Esto se debe a que la frecuencia de la luz azul es mayor que la de la luz roja. El fotón rojo tiene menos energía que el azul por lo que al chocar con el metal el electrón emitido lleva una velocidad menor.

8. Efecto fotoeléctrico. • La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “0”. • Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, explicó exitosamente el efecto fotoeléctrico, suponiendo que la luz estaba formada por corpúsculos de energía llamados fotones, cuya energía venía determinada por E = h x. • Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del átomo. pre cayetano En 1905, Einstein propuso que la radiación electromagnética tiene propiedades corpusculares.

9. Postulados del modelo atómico de Bohr. • Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares definidas. • Para las orbitas permitidas se cumple que el momento angular del electrón debe ser un múltiplo entero de h/2 , • en donde n = 1, 2, 3, 4... (orbitas permitidas) • Los electrones al girar en estas órbitas no absorben ni emiten energía. • “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a E entre ambos niveles, de frecuencia determinadas (E = h x)” pre cayetano

10. n =  E = 0 eV n = 5 E = –0,54 eV n = 4 E = –0,85 eV n = 3 E = –1,51 eV n = 2 E = –3,4 eV n = 1 E = –13,6 eV Niveles cuantizadospara el átomo de hidrógeno pre cayetano Energía

11. Seriesespectrales para el átomo de hidrógeno pre cayetano

12. Principios básicos de la teoría atómica actual Con la contribución de Niels Bohr acerca de los niveles estacionarios de energía, las siguientes son las bases de la teoría atómica actual. Dualidad onda-partícula:Formulado por Louis de Broglie en 1924. “Cada partícula lleva asociada una onda” Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en 1927.“Es imposible conocer simultáneamente con exactitud la posición y la cantidad de movimiento del electrón en el átomo” pre cayetano • Erwin Schrödinger (1926) • Schrödinger propuso una ecuación de onda que describe el comportamiento de un electrón. Las soluciones de la ecuación de onda, llamadas funciones de onda predicen los estados de energía permitidos para un electrón.

13. Dualidad onda-partícula(De Broglie) • Una partícula puede comportarse como onda y como partícula a la vez. Si se comporta como lo primero, su longitud de onda es: • Así, dada lo pequeño que es “h” sólo partículas pequeñas como los electrones, tienen una longitud de onda asociada apreciable. pre cayetano

14. Principio de incertidumbre (Heisenberg). • “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula” • El enunciado anterior se puede escribir matemáticamente como: siendo x la incertidumbre en la posición y p la incertidumbre en la cantidad de movimiento. • Se reemplaza la idea de órbita por la de orbital, como una región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. pre cayetano

15. Orbitales atómicos pre cayetano

16. Orbitales d pre cayetano

17. Orbitales f pre cayetano

18. Postulados del modelo mecano-cuántico • “Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”. • “El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: E = h · ”. • “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”. pre cayetano

19. Números cuánticos. • Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, ℓ, mℓy ms (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “ms” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo). • Los valores de éstos son los siguientes: • n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa) • ℓ = 0, 1, 2, ... (n – 1) (tipo de orbital) • mℓ= – l, ... , 0, ... l (orientación orbital) • ms = – ½ , + ½ (sentido del giro) pre cayetano

20. Valores permitidos de números cuánticos para cada número cuántico pre cayetano

21. Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón.b) Indique en que tipo de subnivel estarían situados los que son posibles • Imposible. (n < 1) • Imposible. (ℓ = n) • Posible. subnivel “1 s” • Imposible (m  -1,0,1) • Posible. Orbital “2 p” • Series n ℓ ml ms • I 0 0 0 +½ • II 1 1 0 +½ • III 1 0 0 –½ • IV 2 1 –2 +½ • V 2 1 –1 +½ pre cayetano

22. Principio de construcción (aufbau) • Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. • Es decir primero se distribuyen los electrones en los niveles con menor energía pre cayetano 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 … la energía aumenta

23. n= 2 ℓ= 1 m ℓ= 0 ms= +1/2 n= 2 ℓ= 1 m ℓ= -1 ms= +1/2 p2 px py pz p4 px py pz Electrones desapareados Electrones apareados Principio de exclusión de Pauli. • “En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Al menos deben diferenciarse en uno” pre cayetano Wolfgang Pauli físico de origen austriaco que en 1945 recibió el Premio Nobel de Física por establecer el Principio de exclusión que lleva su nombre.

24. p2 p4 p2 px py pz px py pz px py pz El cuarto electrón puede ingresar en cualquier orbital pues los tres tienen igual energía Los electrones no pueden tener diferente spin mientras haya orbitales vacíos Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) • Los electrones no se aparean en los orbitales de un mismo subnivel, hasta que todos los orbitales de dicho subnivel contenga al menos un electrón. pre cayetano Subnivel orbitales Los electrones no se pueden aparear hasta que todos los orbitales tengan un electrón. Los dos electrones pueden ingresar en cualquier orbital pues los tres tienen igual energía

25. 6 p 5 d 6s 4 f 5 p 4 d Energía 5 s 4 p 3 d 4 s 3 p 3 s 2 s 2 p n = 1; l = 0; ml = 0; ms = - ½ n = 2; l = 0; ml = 0; ms= + ½ n = 2; l = 0; ml = 0; ms = - ½ n = 2; l = 1; ml= –1; ms=+ ½ n = 2; l = 1; ml = 0; ms =+ ½ n = 2; l = 1; ml = +1;ms=+ ½ n = 2; l = 1; ml = –1;ms= - ½ n = 2; l = 1; ml = 0; ms = - ½ n = 3; l = 1; ml = 0; ms = - ½ n = 3; l = 0; ml = 0; ms= + ½ n = 5; ℓ = 0 ; ml= 0 ; ms=+1/2 n = 3; l = 1; ml= –1; ms=+ ½ n = 3; l = 1; ml = 0; ms = + ½ n = 3; l = 1; ml= +1; ms= +½ n = 1; l = 0; ml = 0; ms = + ½ n = 4; l = 1; ml= +1; ms= - ½ n = 4; l = 1; ml = 0; ms = - ½ n = 3; l = 1; ml = –1; ms= -½ n = 4; l = 1; ml= –1; ms= +½ n = 3; l = 1; ml = +1; ms= -½ n = 3; l = 2; ml= +1; ms= +½ n = 3; l = 2; ml = 0; ms= + ½ n = 3; l = 2; ml= –1; ms= +½ n = 3; l = 0; ml = 0; ms = - ½ n = 4; l = 0; ml = 0; ms = - ½ n = 3; l = 2; ml= +2; ms= +½ n = 3; l = 2; ml= –2; ms= +½ n = 2; l = 1; ml = +1; ms=- ½ n = 3; l = 2; ml= –2; ms= - ½ n = 3; l = 2; ml = 0; ms = - ½ n = 3; l = 2; ml = +1; ms= - ½ n = 3; l = 2; ml = +2; ms= -½ n = 4; l = 1; ml= 0; ms = + ½ n = 4; l = 1; ml= +1; ms= +½ n = 4; l = 0; ml = 0; ms = +½ n = 3; l = 2; ml= –1; ms= - ½ n = 4; l = 1; ml = –1; ms= -½ 1 s pre cayetano Los valores de ml varían en forma ordenada en la diapositiva por simplicidad. En realidad los valores se dan en forma aleatoria. … y así sucesivamente