tema 12. estructura del Átomo · 1. Átomo con núcleo positivo, alrededor del cual gira el...

Tema 12.

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

1º Bachillerato Física y Química

Santa María del Carmen Alicante

1. Los modelos atómicos

• DEMÓCRITO s Va.d.C.• DALTON 1808• THOMSON 1904• RUTHERFORD 1911

• BORH 1913• SOMMERFELD 1916• MODELO MECANICOCUÁNTICOI. Hipótesis de De Broglie 1924II. E. Schrödinger. Ec de ondas 1926III. Ppio de incertidumbre W. Heisenberg 1927

1. Los modelos atómicos

• DALTON 1808▫ Los elementos están constituidos por partículas

discretas de materia, indivisibles e inalterables, llamadas átomos

▫ Los átomos de un mismo elemento químico son iguales y los de elementos diferentes son diferentes

▫ Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla

▫ En una reacción química, los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen

1. Los modelos atómicos

• THOMSON 1904

▫ Átomo formado por partículas con carga eléctrica negativa (electrones), inmersas en un fluido con carga eléctrica positiva, que da como resultado un átomo eléctricamente neutro.

El descubrimiento del electrón indica que el átomo

no es indivisible: existen partículas subatómicas

1. Los modelos atómicos

• RUTHERFORD 1911-1919

▫ Sitúa la mayor parte de la masa concentrada en una zona muy pequeña del átomo.

▫ El resto del átomo está prácticamente vacíoRutherford propuso este modelo a partir de su experimento

bombardeando partículas alfa sobre una lámina muy delgada de oro

la mayoría de las partículas atravesaron las láminas sin desviarse,

algunas se desviaron un poco de su dirección y unas pocas

rebotaron

1. Los modelos atómicos

• RUTHERFORD 1919

▫ Limitaciones:1. No explica por qué la órbita de los electrones se mantenía

estable en la corteza electrónica

2. Falta de precisión

2. Naturaleza electromagnética de la

luz

• CORPUSCULAR1. I. NEWTONs XVIII Al estudiar el efectos ópticos

2. A. EINSTENs XX Al estudiar el efecto fotoeléctrico

• ONDULATORIA1. HUYGENSs XVII Efectos ópticos

2. MAXWELLs XIX Onda de naturaleza no material, asociada a

la oscilación de los campos eléctricos y magnéticos

C= 300 000 km/s

2. Naturaleza electromagnética de la

luz• PARÁMETROS

• VELOCIDAD DE PROPAGACIÓN

c• FRECUENCIA

ν

• LONGITUD DE ONDA

λ

λ=c/ ν

Espectro de la luz blanca

LA LUZ COMO INTERACCIÓN CON LA

MATERIAESPECTROS ATÓMICOS

s XIX Bunsen, Kirchhoff

• De absorciónLuz blanca a través de un recipiente

con una sustancia gaseosa

De emisión

Continuo

Luz

DiscontinuoLuz de descarga en un tubo

gaseoso

Físico alemán M. PLANCK 1900

• No puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino un múltiplo de pequeños “paquetes” o cuantos de valor:

E= h· νh= 6´63· 10 -34 J·s

Físico danés N. BORH 1913

Propone que las órbitas electrónicas son circulares y establece tres postulados

1. Átomo con núcleo positivo, alrededor del cual gira el electrón en órbitas estacionarias. Sin pérdidas ni ganancias de energía.

2. Las órbitas son cuantizadas, correspondiente al nº cuántico principal, n, (1,2..) La energía en cada órbita es invariable

r = 5´29·10-11 n2 m E= - 2´18·10-18/n2 J

3. Un electrón puede saltar de una órbita a otra. Para lo cual puede absorber o perder energía

∆E= h· ν

Conjuga el modelo de Rutherford con las ideas cuánticas de Planck

1. Los modelos atómicos

Modelo de Borh• INCONVENIENTES

▫ No explica espectros atómicos diferentes al hidrógeno

▫ No habló de subniveles. Los espectroscopios de mayor poder de resolución evidenciaron que en una banda habían más líneas

• A. Sommerfeld 1916

▫ Para explicar diversas anomalías del espectro del H, sugirió que las órbitas podían ser elípticas.

n l ml

1. Los modelos atómicos

Modelo mecanicocuánticoI. Hipótesis de De Broglie 1924

Concepto de órbita es sustituido por el de orbital atómico, zona

de máx probabilidad para encontrar al e-

II. Ppio de incertidumbre W. Heisenberg 1927

Para una partícula subatómica, es imposible determinar simultáneamente

y con total exactitud el valor de su posición y de su velocidad

∆x · ∆p ≥ h/4π

III. E. Schrödinger. Ec de ondas 1926

Cada e- de un átomo dado viene descrito por una combinación de valores

de los cuatro números cuánticos

n l ml

1. Los modelos atómicos

NÚMEROS CUÁNTICOS

• Secundario l, indica subniveles de energía( forma)

l = 0, 1, 2, 3…, (n-1)

s, p, d, f

•

• Principal n, indica el nivel de energía

n= 1, 2, 3…

• Magnético ml, indica el las orientaciones del

orbital y número de orbitales

ml = -l, -(l-1), …, 0, …, l-1, l

• Magnético de espín, ms, indica el posibles sentidos

de rotación

+1/2, -1/2

Modelo mecanicocuántico

Orbital l=0

S

Modelo mecanicocuántico

Orbitales l=1p

Modelo mecanicocuántico

Orbitales l=2

d

Modelo mecanicocuántico

Orbitales l=3 d

Modelo mecanicocuántico

Energía de orbitales atómicos

• Regla de Möeller

El subnivel de menor energía es el que tiene

menor suma de (n + l).

En caso de igualdad, el que tiene menor n

Modelo mecanicocuántico

Configuración electrónica

• Distribución electrónica de los e- que tiene un átomo en sus respectivos orbitales

1. Ppio de exclusión de Pauli

Un orbital solo pude contener dos e-

Nº máx de e- por nivel 2n2

2. Ppio de construcción de Aufbau

Los e- se van llenando según un orden

de menor a mayor energía

3. Ppio de máximo desapareamiento, ppio de Hund

Cuando los e- llenen un subnivel de energía que tenga

disponible más de un orbital, los e- se colocarán de manera

que ocupen el máx nº posible de orbitales

Modelo mecanicocuántico