Bloque II

1. Bloque II Estructura de la materia José Miguel Méndez Fernández – Complementos de formación – Física y Química

2. Índice • Introducción • Modelo de Rutherford • Radiación electromagnética • Orígenes de la teoría cuántica • Efecto fotoeléctrico • Espectros atómicos • Modelo de Bohr • Conocimientos posteriores

3. Introducción • 1808 – John Dalton indica que la materia está formada por entidades elementales, indivisibles, llamadas átomos. • 1897 – Joseph Thomson identifica corrientes de partículas negativas. Rayos catódicos. • 1914 – Ernest Rutherford comprueba que la carga del protón es la misma que la del electrón

4. Modelo de Rutherford • Rutherford (1911): Materia prácticamente "hueca" Átomos integrados por electrones que giran alrededor de un núcleo En el que se agrupan protones y partículas neutras que evitan la inestabilidad debida a la repulsión entre partículas de igual carga. • 2 limitaciones: Considera que los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo. No explica los espectros atómicos de absorción y emisión. • Modelo "planetario".

5. Modelo de Rutherford

6. Modelo de Rutherford. Actividad a. Define número atómico, número másico e isótopo. b. Si y presentan masas atómicas de 6.0151 y 7.0160 u y porcentajes de abundancia del 7.42% y 92.58%, respectivamente, calcule la masa atómica media del litio. Sol: a. Número atómico: número de protones existentes en el núcleo. Número másico: número de partículas existentes en el núcleo (protones y neutrones). Isótopo: átomos del mismo elemento con distinto número másico. b, La resolución se puede ver bien como una media ponderada ó, de manera simplificada para los alumnos, tomando una base de cálculo de 100 átomos de litio:

7. Radiación electromagnética • Formada por ondas que se mueven a la velocidad de la luz, c. • Parámetros: • Velocidad, v: Velocidad de propagación de una onda.[=]m·s-1 • Longitud de onda, λ: distancia existente entre dos máximos ó mínimos sucesivos de una onda. [=]m • Oscilación: Vibración que da lugar a una onda de longitud de onda λ. • Número de ondas, k: Número de oscilaciones por unidad de longitud.[=]m-1 • Frecuencia, ν: Número de oscilaciones que pasan por cada punto por unidad de tiempo. [=]Hz ≡ s-1 • Período, T: Tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda.[=]s

8. Radiación electromagnética

9. Orígenes de la teoría cuántica • Los elementos emiten o absorben sólo unas determinadas frecuencias luminosas, lo que está en contraposición con la física clásica, que supone que pueden emitir cualquier cantidad de energía. • Max Planck (1900), sugiere que los átomos se comportan como osciladores armónicos de frecuencia de oscilación dada. Supone que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por pequeños paquetes energéticos denominados cuántos, siendo su energía: ; h=6.626·10-34 J·s • Ya que la energía del átomo puede aumentar o disminuir sólo en cantidades enteras, eso significa que la energía de la radiación es discontinua y está cuantizada en la forma ,siendo n un número entero y positivo.

10. Orígenes de la teoría cuántica. Actividad • La energía necesaria para ionizar un átomo de sodio (Na) es de 5.1eV. Si se dispone de energía luminosa para lograrlo, ¿cuál es la frecuencia mínima de la luz necesaria para ello? ¿A qué zona del espectro corresponde? Si se emplease una energía de 8.2·10-9J, ¿qué cantidad de átomos podríamos ionizar?

11. Efecto fotoeléctrico • A partir de la hipótesis de Planck, Einstein (1905): El efecto fotoeléctrico consiste en la capacidad que tienen algunos metales de emitir electrones al ser sometidos a la irradiación de luz de determinada frecuencia mínima. • Sugirió que la luz tiene naturaleza corpuscular, es decir, está formada por fotones. De esta forma, al incrementar la intensidad de luz incidente, sólo aumenta el número de fotones que llegan a la superficie del metal y, tras chocar, sólo se desprenden más electrones, pero con la misma energía cinética. • Energía mínima necesaria para arrancar el electrón • Energía cinética del electrón arrancado (máxima)

12. Efecto fotoeléctrico. Actividad • Calcula la frecuencia umbral y el trabajo de extracción del metal sodio (Na), expresado en eV, sabiendo que al incidir sobre la superficie de dicho metal una radiación electromagnética cuya frecuencia es igual a 1.8·1015 Hz, los electrones son arrancados con una energía cinética máxima de 4.18·10-19J. Determina la velocidad máxima a la que salen los electrones y el potencial de frenado máximo que habría que aplicarles. • Datos: h=6.626·10-34J·s ; me=9.109534·10-31kg ; qe=1.602189·10-19C

13. Espectros atómicos • Las sustancias convenientemente excitadas emiten luz, que analizada con un espectroscopio se desdobla en sus distintas frecuencias. Así, se ven aparecer en una pantalla una serie de líneas brillantes de diferentes colores, que llamamos espectro, de forma que cada color corresponde a una frecuencia determinada.

14. Modelo atómico de Bohr. Postulados • En un átomo, el electrón sólo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios. En cada uno de ellos tiene una energía fija y determinada. • En cualquiera de los estados, el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que se cumple que el momento angular (L) del electrón es un múltiplo entero de h/2π: (donde n=1, 2, 3...) • Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo un cuanto de radiación electromagnética de energía igual a la diferencia existente entre las energías de los niveles inicial y final, de forma que:

15. Modelo atómico de Bohr • Radio de las órbitas permitidas • Energía del electrón en las órbitas • Interpretación de los espectros atómicos: • Se considera, según esta teoría, que la emisión es el paso del electrón de una órbita de mayor energía a una de menor energía, mientras que la absorción es el paso de una órbita de menor energía, a una de mayor.

16. Modelo atómico de Bohr. Actividad • El modelo atómico de Bohr prevé que el radio de la órbita más próxima al núcleo es a=0.538·10-10m y su energía es -21.8·10-19J. a)Calcula los radios de las órbitas 2ª y 3ª, así como las energías del electrón en dichas órbitas. b)Calcula el potencial de ionización del átomo de hidrógeno. c)Calcula la longitud de onda y la frecuencia de radiación necesaria para ionizar el átomo de hidrógeno. • Datos: h=6.626·10-34J·s ; c=3·108m·s-1

17. Qué viene después: • Limitaciones del Modelo de Bohr. Números cuánticos • Introducción a la Química Cuántica Moderna • De Broglie • Tabla periódica • …

18. Referencias • “Química Cuántica”, Ira N. Levine, 5ª Edición, Ed. Pearson Prentice Hall. • “Química 2º Bachillerato”, 4ª Edición, 2007, Ed. McGraw-Hill • “Física General”, J. A. Fidalgo y M. R. Fernández, Editorial Everest.