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Temario
2) Estructura:
- Ondas electromagnéticas
- Frecuencia, longitud de onda, número de onda y energía
- Zonas espectrales
- Concepto de cuantización de la energía
- Modelo atómico de Bohr
- Espectros atómicos
- Concepto onda-partícula de De Broglie
- Principio de incertidumbre de Heisemberg
- Ecuación de onda de Schrödinger para el átomo de Hidrógeno
- Orbitales
- Concepto de densidad de probabilidad y función de distribución radial de probabilidad
- Números cuánticos
- Concepto físico
- Relaciones entre ellos
- Átomos multielectrónicos
- Concepto de carga nuclear efectiva
- Principio de exclusión de Pauli
- Regla de máxima multiplicidad de Hund
- Configuración electrónica de los elementos
- Clasificación de los elementos de acuerdo a su configuración electrónica
HECHOS Y Preguntas …
RESONANCIA MAGNÉTICA
NUCLEAR
¿PORQUÉ DIAGNOSTICA?
¿CÓMO FUNCIONA?
HECHOS Y Preguntas …
GRIPE
¿CÓMO NOS PODEMOS PROTEGER
CONTRA ELLA?
HECHOS Y respuestas …
ASPECTOS MACROSCÓPICOS QUE …
…. PODEMOS EXPLICARLOS CON LA
QUÍMICA
… CONSIDERANDO ASPECTOS
MICROSCÓPICOS
HECHOS Y respuestas …
Todos estos aspectos pueden ser explicados
conociendo la estructura microscópicamente
de los elementos químicos que conforman a
las moléculas
… CONSIDERANDO ASPECTOS MICROSCÓPICOS
Esto significa que se debe conocer la
estructura del átomo
modelo
MODELO
- Es una idealización de la realidad utilizada para
plantear o explicar un problema
- Normalmente de manera simplificada
- Es una representación conceptual o física a escala de
un proceso o sistema (fenómeno), con el fin de
analizar su naturaleza, desarrollar o comprobar
hipótesis o supuestos y permitir una mejor
comprensión del fenómeno real al cual el modelo
representa
Existen distintos tipos de modelos…
físicos…
matemáticos…
y, por supuesto, químicos…
Neutrones .
Núcleo
atómico .
Protones .
Electrón .
El modelo Atómico: Antecedentes
* Demócrito (460
460--370 a.c.)
a.c. introduce el concepto de átomo
* Robert Boyle (siglo
siglo XVII)
XVII propone que los elementos están
compuestos por cuerpos simples, que no estaban hechos de
otros cuerpos, los cuales, mezclados, formaban compuestos,
y a los que se llegaba finalmente
* En 1808 John Dalton propone que la materia está
constituida por átomos
Propone una serie de postulados de
relevancia
Los átomos son indivisibles, que no se crean ni se
destruyen
Los átomos de un elemento no se transforman en los de otros
Los átomos de un elemento son idénticos en masas y propiedades
Los compuestos son el resultado de la combinación de átomos
El modelo Atómico: Antecedentes
* En 1897 el físico J. J. Thomson trabajando con
rayos catódicos propone que
los átomos son divisibles en partículas más pequeñas
de dichos experimentos resultan los electrones
El electrón masa menos de 1/1000 la masa del átomo
de hidrógeno
Relación carga / masa del electrón 1.76 x 108 C / g
El modelo Atómico: Antecedentes
- La materia es eléctricamente neutra
- Se prueba la presencia de partículas cargadas
negativamente y con masa muy pequeña (los
electrones) …
electrones
Por ello Thomson propone el modelo atómico del budín de
pasas
"masa " positiva
electrones
El modelo Atómico: Antecedentes
* En 1909 el físico R. Millikan determina la
carga del electrón (por el experimento de la
gota de aceite) …
… y por la relación de Thomson determina
la masa del electrón
carga del electrón 1.602 × 10-19 C
masa del electrón 9.109 × 10-28 g
El modelo Atómico: Antecedentes
* En 1910 los físicos E. Rutherford y
H. Geiger por un experimento con
partículas α (especies con carga positiva)
chocando con una lámina de Au …
… evidenciaron que en el átomo existe una
región, pequeña y extremadamente densa,
el núcleo que contiene carga positiva
… propusieron que en el núcleo hay partículas positivas
que llamó protones
… la mayor parte del volumen del átomo es un espacio
vacío y los electrones se mueven alrededor del núcleo
El modelo Atómico: Antecedentes
* En 1932 los físicos J. Chadwick y H.
Falkenhagen (en forma separada)
describen la presencia de una
partícula nuclear sin carga …
… a esas partículas sin cargas le llamaron neutrones …
… confirmaron que la masa del neutrón es casi idéntica a
la del protón
El modelo Atómico: Antecedentes
- Toda esta información conduce a un
modelo (muy próximo al actual) que
explicita las partículas atómicas que
conocemos (en la actualidad)
- Núcleo formado por
protones y neutrones
- Rodeado por una
nube de electrones
que se mueven
rápidamente
ocupando casi todo el
volumen del átomo
10-10 m
NÚCLEO
NEUTRÓN
PROTÓN
10-14 m
ELECTRÓN
El modelo Atómico
NEUTRÓN
NÚCLEO
PROTÓN
Carga eléctrica de las
distintas partículas:
partículas:
* protón:
protón: + 1.602 x 10-19 C (+1)
* electrón:
electrón: - 1.602 x 10-19 C ((-1)
* neutrón:
neutrón: elemento neutro
ELECTRÓN
Masa de las distintas partículas:
partículas:
* protón:
protón: 1.0073 u
* electrón:
electrón: 5.486 x 10-4 u
* neutrón:
neutrón: 1.0087 u
El modelo Atómico
NEUTRÓN
NÚCLEO
PROTÓN
1 Å = 10-10 m
ELECTRÓN
Algunos otros datos
datos::
* diámetro de los átomos:
átomos: 11-5 Å
* diámetro de los núcleos:
núcleos: 10-4 Å
* los electrones son las partículas que participan en las
reacciones químicas
recordando
Número másico (A)
número total de
protones más
neutrones en el núcleo
59
Co
27
Número atómico (Z)
número de protones de
un átomo
Volviendo al modelo Atómico ….
Ciertos aspectos no se explicaban con el modelo de Rutherford
1. La energía cinética del electrón moviéndose
alrededor del núcleo debía equilibrarse con la
energía potencial de atracción entre núcleo y electrón
2. Los espectros atómicos(*) no son continuos
continuos, como
ocurre con la luz solar, sino que son espectros de
líneas
(*)
emisión de luz por parte de un
elemento cuando es vaporizado y
excitado térmica o eléctricamente
que se difracta a través de un prisma
El modelo Atómico de bohr
* En 1913 el físico N. Bohr propone,
basándose
en
dos
principios
físicos
fundamentales de comienzos del siglo XX, un
modelo atómico para el átomo de hidrógeno
1) El átomo de hidrógeno tiene sólo
ciertos niveles de energía permitidos,
denominados estados estacionarios
estacionarios,
cada uno de los cuales está asociado con
una órbita circular fija del electrón
alrededor del núcleo
electrón
núcleo
2) El átomo de hidrógeno no irradia energía mientras el
electrón se encuentre en uno de estos estados. Es decir, el
átomo no cambia de energía mientras el electrón se mueve
dentro de una cierta órbita
El modelo Atómico de bohr
* Bohr tomó como referencia el trabajo
del físico Max Planck que en 1900 planteó
que el átomo puede tener sólo ciertas
cantidades de energía. Y que esta energía
cuantizada se puede expresar como
E = n hν
E, es la energía (J)
ν, es la frecuencia (s-1)
= nhc
λ
h, es lo que se conoce como constante de Planck (6.626 × 10-34 J · s)
n, es un número cuántico (entero positivo)
c, velocidad de la luz (3.00 × 108 m · s-1)
λ, es la longitud de onda (m)
El modelo Atómico de bohr
* Bohr además tomó como referencia el
trabajo del físico Albert Einstein que en
1905, estudiando el efecto fotoeléctrico,
1905
planteó la naturaleza de partícula que
posee la luz
Einstein, utilizando los conceptos de Planck, propone
que la luz (descrita hasta el momento como una
radiación electromagnética) tiene un
comportamiento de partícula.
partícula Partícula que es
llamada por él, fotón (que es un cuanto de energía
electromagnética)
electromagnética
El modelo Atómico de bohr
¿Qué toma Bohr de estas ideas?
electrón
3) El átomo (electrón) cambia a otro estado
estacionario sólo por absorción o emisión
de un fotón cuya energía sea igual a la
diferencia en energía entre los dos estados:
Efotón = EestadoA – EestadoB = hν
siendo la energía del estado A (órbita
órbita)
mayor que la energía del estado B (órbita
órbita)
Absorción:: hacia estados superiores
Absorción
Emisión:: hacia estados inferiores
Emisión
núcleo
El modelo Atómico de bohr
Por lo que una línea espectral
resultará cuando un fotón de una
energía específica se emita a medida
que el electrón se mueva de un
estado de alta energía (órbita
órbita) a uno
más bajo
espectro atómico
del hidrógeno
El modelo Atómico de bohr
Serie de Lyman:
n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5, …
Serie de Balmer:
n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6, …
Serie de Paschen : n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7, …
Serie de Bracket: n1 = 4; n2 = 5, 6, 7, 8, …
Serie de Pfund:
n1 = 5; n2 = 6, 7, 8, 9, …
El modelo Atómico de bohr
Bohr define que la diferencia de energía entre dos niveles será
∆E= Efinal – Einicial = -2.18 × 10-18 J· Z2 ·
número atómico
El modelo Atómico de bohr
4) Por otro lado, a través de diferentes aproximaciones
(igualación de fuerza centrífuga, fuerza atractiva y
momento angular de un electrón en una órbita) el
desarrollo de Bohr permite determinar los radios de las
órbitas:
órbitas
rn =
n2 · h2
4 π2 · Z · e 2 · m
.
De donde el radio de la primer órbita para el átomo de
hidrógeno es:
r = 0.0529 nm = 0.529 Å
El modelo Atómico de bohr
o Limitaciones
Falla al predecir el espectro de cualquier otro átomo
que no sea el hidrógeno
Sólo es útil el modelo para átomos con un único
electrón (funciona muy bien con especies vistas en el
espectro de estrellas, He+, Li2+, Be3+, etc)
Los electrones NO viajan en orbitas fijas; su
movimiento está mucho menos definido
El modelo Atómico ACTUAL
Algunos nuevos aportes físicos fueron necesarios para
construir el modelo atómico actual
* En 1924 L. de Broglie con el planteamiento
de la dualidad onda-partícula de la materia le
da una nueva visión al electrón, la de una
entidad ondulatoria
* En 1927 C. Davisson y L. Germer confirman
experimentalmente dicha propuesta
patrón de difracción de los electrones sobre una
lámina de aluminio
El modelo Atómico ACTUAL
Algunos nuevos aportes físicos fueron necesarios para
construir el modelo atómico actual
* En 1924 L. de Broglie con el planteamiento
de la dualidad onda-partícula de la materia le
da una nueva visión al electrón, la de una
entidad ondulatoria
* En 1927 W. Heisenberg postula su
principio de incertidumbre,
incertidumbre el cual
establece que es imposible conocer
simultáneamente posición y momento de
una partícula
El modelo Atómico ACTUAL
* Finalmente, en 1926 E. Schrödinger propone una
ecuación que es la base del modelo mecánico
mecánico-cuántico para el átomo de hidrógeno
El modelo describe un átomo que
tiene ciertas cantidades de energía
permitidas debido al movimiento
ondulatorio permitido de un electrón,
cuya localización exacta es imposible
de conocer
La ecuación de Schrödinger es compleja en su
“visualización“ sin embargo, conceptualmente, está basada
en la física Newtoniana
El modelo Atómico ACTUAL
operador energía total
hamiltoniano del átomo
Un operador es un “artefacto” que
actúa sobre un “objeto“ (en este caso
función de onda) que se escribe a la
derecha, obteniéndose un resultado
de la operación
función de onda
Descripción matemática
del movimiento onda
onda-materia del electrón
como
función
del
tiempo y de su posición
El modelo Atómico ACTUAL
cada solución de la ecuación, o sea cada estado de energía del
átomo, se asocia con una función de onda dada llamada
orbital atómico
Este “orbital” del modelo mecánicomecánico-cuántico no tiene ninguna
relación con la “órbita” del modelo de Bohr
La órbita era un ruta seguida por el electrón, mientras que el
orbital es una función matemática sin significado físico
El modelo Atómico ACTUAL
El orbital no tiene significado físico sin embargo el cuadrado
de la función onda, Ψ2, expresa la PROBABILIDAD que un
electrón esté en un punto en particular dentro del átomo2
Para un nivel de energía dado se puede representar esta
probabilidad con un diagrama de densidad de probabilidad
electrónica o como se suele conocer con un DIAGRAMA DE
DENSIDAD ELECTRÓNICA
Los diagrama de densidad electrónica son conocidos como
representaciones de nubes electrónicas
El modelo Atómico ACTUAL
Analicemos para el átomo de hidrógeno
- LA PROBABILIDAD DE LOCALIZAR AL ELECTRÓN RESPECTO
AL NÚCLEO
- LA DISTRIBUCIÓN RADIAL DE LA PROBABILIDAD DE
LOCALIZAR AL ELECTRÓN RESPECTO AL NÚCLEO
- EL CONTORNO DE PROBABILIDAD
- LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
probabilidad y función de distribución
radial de probabilidad
La probabilidad, Ψ2, de localizar el electrón disminuye con
la distancia al núcleo a lo largo de una recta r
probabilidad y función de distribución
radial de probabilidad
La probabilidad total, distribución radial de probabilidad,
permite identificar la región de máxima densidad electrónica
0.529 Å
probabilidad y función de distribución
radial de probabilidad
¿Qué tan lejos del núcleo podemos encontrar al electrón?
o sea
¿Qué tan grande es un átomo?
Según la curva de Ψ2 vs r no habría un volumen definido
(sería infinito)
Pero en general se considera el contorno
de probabilidad del 90 %
Números cuánticos
Para el átomo de hidrógeno la ecuación de
Schrödinger impone una serie de restricciones
para su resolución
así el conjunto de soluciones (funciones de onda
orbital atómico
atómico) se identifican con una serie de
números
estos son tres números, a estos números se los
conoce como números cuánticos
Números cuánticos
n, l, ml
n – Número cuántico principal
- Toma valores de 1, 2, 3…
- Define el tamaño del orbital. Cuanto
mayor sea, mayor será el volumen
- Es el que tiene mayor influencia en la
energía del orbital. Cuanto más grande, mayor
es el nivel de energía
Números cuánticos
n, l, ml
Númerocuántico
cuánticodel
principal
ln––Número
momento angular
- Toma valores de 1,
0, 2,
1, 3…
2, 3…, n-1
Definela el
tamaño
del orbital.
Cuanto
- Define
forma
y el momento
angular
del
mayor
orbital sea, mayor será el volumen.
- Es el que tiene mayor influencia en la
energía del orbital. Cuanto más grande, mayor
es el nivel de energía
Números cuánticos
n, l, ml
n –l –Número
principal
m
Númerocuántico
cuántico
magnético
- Toma valores de 1,
–ll,2,0,3…
+ll
Define laelorientación
tamaño del
orbital.
- Define
espacial
del Cuanto
orbital
mayor
el volumen.
frente asea,
un mayor
campo será
magnético
externo
- Es el que tiene mayor influencia en la
energía del orbital. Cuanto más grande, mayor
es el nivel de energía
USO DE LOS CONCEPTOS VISTOS
1) Calcule la longitud de onda de la luz que corresponde
a la transición del electrón del átomo de hidrógeno del
estado n = 4 al n = 2. ¿El átomo emite o absorbe luz?
RESOLUCIÓN
USO DE LOS CONCEPTOS VISTOS
2) Calcule la energía que se emite o se absorbe cuando se
efectúan las siguientes transiciones en el átomo de
hidrógeno: a) de n = 3 a n = 6; b) de una órbita con radio
4.77 Å a una con radio 2.12 Å; c) ionización de un electrón
desde su estado basal.
RESOLUCIÓN
a)
∆E= -2.18 × 10-18 J·
∆E = 1.82 ×
(
10-19
1.- 1.
62 32
J
)
absorción
de energía
USO DE LOS CONCEPTOS VISTOS
2) Calcule la energía que se emite o se absorbe cuando se
efectúan las siguientes transiciones en el átomo de
hidrógeno: a) de n = 3 a n = 6; b) de una órbita con radio
4.77 Å a una con radio 2.12 Å; c) ionización de un electrón
desde su estado basal.
RESOLUCIÓN
b)
0.529 Å n = 1 => 4.77/0.529 = 9 (n = 3)
2.12/0.529 = 4 (n = 2)
(
∆E= -2.18 × 10-18 J ·
∆E = -3.03 ×
10-19
)
1.- 1.
32 22
J
emisión de
energía
USO DE LOS CONCEPTOS VISTOS
2) Calcule la energía que se emite o se absorbe cuando se
efectúan las siguientes transiciones en el átomo de
hidrógeno: a) de n = 3 a n = 6; b) de una órbita con radio
4.77 Å a una con radio 2.12 Å; c) ionización de un electrón
desde su estado basal.
RESOLUCIÓN
c)
∆E= -2.18 × 10-18 J·
∆E = 2.18 ×
(
10-18
1.- 1.
∞2 12
J
)
absorción
de energía
USO DE LOS CONCEPTOS VISTOS
3) Un ión metálico Mn+ tiene un solo electrón. La línea de
mayor energía en su espectro de emisión ocurre a una
frecuencia de 2.961 × 1016 Hz. Identifique el ión.
RESOLUCIÓN
∆E= -2.18 × 10-18 J· Z2 ·
(
1.- 1.
12 ∞2
)
-2.18 × 10-18 J· Z2
2.961 × 1016 Hz
Z = 3
Li
Li2+
El espectro electromagnético
PARÉNTESIS
Energía radiante (o radiación electromagnética):
está compuesta de campos eléctricos y magnéticos
oscilantes, perpendiculares entre sí
El espectro electromagnético
PARÉNTESIS
El continuo de energía radiante es conocido como espectro
electromagnético
Todas las ondas en el espectro viajan a la misma velocidad a
través del vacío pero difieren en su frecuencia, y por lo
tanto, en longitud de onda
E = hν =
hc
λ