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TEMA 2
ESTRUCTURA DE LA
MATERIA Y SISTEMA
PERIÓDICO
(1ª parte)
Fernando Granell Sánchez
Contenidos
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1.- Desarrollo histórico de las teorías atómicas
2.- Primeras experiencias: tubos de descargas
3.- Bases experimentales:
1.1.- Hipótesis de Planck.
1.2.- Efecto fotoeléctrico.
1.3.- Espectros atómicos de absorción y emisión.
4.- Modelos atómicos clásicos:
4.1.- Modelo atómico de Bohr.
4.2.- Interpretación de los espectros atómicos.
5.- Mecánica cuántica moderna: Hipótesis de De Broglie, Principio de Incertidumbre
de Heisemberg y Ecuación de onda de Schrödinger
6.- Números cuánticos. Orbitales atómicos.
7.- Estructura electrónica y su importancia en la reactividad de los elementos.
7.1.- Principio de exclusión de Pauli.
7.2.- Regla de Hund.
7.3.- Principio de mínima energía o principio de Aufbau.
8.- Partículas subatómicas en la actualidad
“...no hay sino
átomos y espacio,
todo lo demás es
solamente una
opinión”. Democritus de
Abdera
• Griegos: átomo, sin división
DESARROLLO HISTÓRICO DE LOS MODELOS ATÓMICOS
Demócrito
W. Roentgen
J.J. Thomson
R. Millikan
N. Bohr
Materia=átomos
Rayos X
Electrón
Carga-electrón
Modelo capas
400a.C.
1803
1909
1897
1895
1896
1898
1913
1911
J. Dalton
H. Becquerel
M. y P. Curie
E. Rutherford
Teoría atómica
Radioactividad
Radio y polonio
Núcleo átomo
Teoría atómica de Dalton (1808 y 1810)
•La materia está compuesta de partículas muy pequeñas (que no podemos ver)
llamadas átomos.
•Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades.
•Diferentes elementos están hechos a partir de diferentes átomos.
•Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más
elementos, en un átomo compuesto.
•Los átomos son indivisibles y conservan sus características
durante las reacciones químicas.
•En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones
numéricas simples. Por ejemplo, un átomo de A se combina con un átomo de B,
dos de A con tres de B, y así sucesivamente.
Gay-Lussac (1808)
Después de estudiar reacciones en gases concluye
..los gases se combinan siempre en la relación más simple
cuando interactúan entre sí, siendo las relaciones 1:1, 1:2 y 1:3.
1 volumen de nitrógeno +3 volúmenes de hidrógeno = 2 volúmenes de amoníaco
1 volumen de oxígeno +2 volúmenes de hidrógeno = 2 volúmenes de agua
1 volumen de nitrógeno +1 volumen de oxígeno = 2 volumen de monóxido de nitrógeno
1 volumen de hidrógeno +1 volumen de cloro =2 volumen de cloruro de hidrógeno
Resultados nunca aceptados por Dalton
Tomemos el último ejemplo para mostrar
el malestar de Dalton
+
H
Cl
HCl
¿Cuál sería la predicción de Dalton?
HCl
Amadeo Avogadro (1776-1856)
Hipótesis de Avogadro
•Los átomos de un gas pueden combinarse entre sí, formando
moléculas integrales (átomos compuestos) de dos o más
átomos del mismo elemento.
•Volúmenes iguales de diferentes gases deben de contener
el mismo número de moléculas.
Aplicando la hipótesis de Avogadro:
+
H
Cl
HCl
HCl
Experiencias en tubos de descarga
tubos de Crookes (1878)
Rayos catódicos
- Se alejan del cátodo en línea recta
- Están provistos de gran energía cinética
- Se comportan como una corriente eléctrica negativa
Rayos canales (Goldstein 1886)
- Son partículas cuya masa depende del gas
encerrado
- Su masa es mucho mayor que la del electrón
- Se comportan como una corriente eléctrica positiva
Consecuencia de los estudios anteriores:
Modelo atómico de Thomson (Premio Nobel de Física 1906)
“El átomo está formado por un conjunto de electrones incrustados
en una masa esférica cargada positivamente, como si fuera un pudin
con pasas”
Así se explicaban:
-Los rayos catódicos constituidos por electrones que se desprenden
-Los rayos canales constituidos por el resto positivo que queda
Experiencia de Rutherford
- Bombardea con partículas a una lámina
de oro.
- La mayoría de las partículas a atraviesan la
lámina sin desviarse
- Algunas se desvían de su trayectoria (un
0,1%)
- Algunas rebotan (una de cada 20.000)
Modelo atómico de Rutherford (Premio Nobel de Física 1908)
- La mayor parte de la masa y toda la carga positiva se
concentra en una zona central, muy pequeña y muy
densa: el núcleo.
- Los electrones se colocan alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares: corteza electrónica
Además postula la existencia de una partícula neutra
Otros hechos experimentales
Hipótesis de Planck (Premio Nobel de Física 1918)
Era conocido que los cuerpos sólidos calientes emiten radiación
que depende de la temperatura a la que se encuentren.
Planck, en 1900 estudia la radiación del cuerpo negro y concluye:
“ La energía emitida por el cuerpo negro mediante la radiación de
una determinada frecuencia era múltiplo de una cantidad de energía que
llamó cuanto y era independiente de la temperatura” E = h.f
Otros hechos experimentales
Efecto fotoeléctrico
Consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le
ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general).
El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz
en 1887.
La explicación teórica solo fue hecha por Albert Einstein en 1905
quien basó su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo
sobre los cuantos de Max Planck.
Más tarde Millikan pasó diez años experimentando para demostrar
que la teoría de Einstein no era correcta... y demostró que sí lo era. Eso
permitió que Einstein y Millikan compartiesen el premio Nobel en 1921 y
1923 respectivamente.
fotones
Energía de un fotón = h.f
Energía umbral = h.fo
Se desprende un electrón
con energía cinética:
Ec = h.f – h.fo
Otros hechos experimentales
Espectros de emisión y absorción
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética,
aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno
de los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado
elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del
visible, que constituyen su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación
electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas
en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de
absorción.
http://personales.ya.com/casanchi/fis/espectros/espectros01.htm
El espectro más sencillo es el de hidrógeno: de absorción y de emisión
La espectroscopía
La espectroscopia se inició a mediados del siglo XVIII como una ciencia
empírica esto es, sin un fundamento teórico que la respaldara, mucho antes de que se
establecieran los modelos explicativos del comportamiento del átomo, pero no por eso
fue menos importante, ya que ayudó a identificar un gran número de sustancias, y
permitió conocer la composición del sol y de las estrellas, cosa que muchos
consideraban imposible. Sin embargo el elemento helio primero se identificó en el
espectro solar, antes de que fuera posible encontrarlo en nuestra atmósfera.
Desde finales del siglo XVIII, a partir de la experiencia realizada por Newton
de descomponer la luz utilizando un prisma, fue posible observar que el espectro
luminoso proveniente del Sol presentaba una discontinuidad en forma de líneas oscuras,
que posteriormente fueron estudiadas por Fraunhoffer entre 1814 y 1824.
Gracias a la percepción matemática de algunos espectroscopistas como Balmer y
Paschen, se pudo descubrir que la longitud de onda de las líneas espectrales del hidrógeno
obedecían una regularidad numérica.
Durante la última década del siglo XIX los espectroscopistas atómicos Balmer y
Rydberg descubrieron que las longitudes de onda de las líneas de emisión del hidrógeno a
altas temperaturas se podían expresar matemáticamente de una manera sencilla,
combinando los cuadrados de los primeros números enteros. Aunque se trataba de una
relación empírica que de momento no tenía explicación teórica, permitía predecir algunas
líneas espectroscópicas que no habían sido previamente observadas, lo cual le confería gran
credibilidad.
Modelo atómico de Bohr (1913)
(Premio Nobel de Física 1922)
1º Postulado: El electrón se mueve alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares, estacionarias, sin emitir
energía.
2º Postulado: Las órbitas permitidas son aquellas en las
que el momento angular del electrón es un múltiplo
entero de h/2p, donde h es la constante de Planck:
donde n recibe el nombre de número cuántico principal y define los
niveles permitidos alrededor del núcleo.
3º Postulado: Siempre que un átomo absorbe o emite energía lo hace
mediante cuantos completos y es como consecuencia de que el electrón
experimenta un tránsito entre niveles.
DE= Ef – Ei = h.f
Modificaciones a la teoría de Bohr
El modelo de Bohr no podía explicar:
- El desdoblamiento de rayas espectrales, realizado con instrumentos más
precisos.
- El desdoblamiento de rayas espectrales al someter a la muestra a un campo
magnético intenso.
Sommerfeld (1916):
El electrón podía describir órbitas circulares y elípticas
La energía del electrón depende de dos números cuánticos,
el principal y el secundario, definido por la excentricidad de la órbita.
Zeeman (Premio Nobel de Física 1902)
Definió el tercer número cuántico, o magnético, por las
orientaciones de la órbita del electrón en el espacio.
Goudsmitt y Uhlenbeck
Definieron el cuarto número cuántico, de spin al
proponer la rotación del electrón sobre sí mismo
Mecánica cuántica moderna
Dualidad onda-corpúsculo:
Louis de Broglie (Premio Nobel de Física 1929)
“Toda la materia presenta características tanto ondulatorias
como corpusculares comportándose de uno u otro modo dependiendo
del experimento específico”. (Tesis doctoral, 1924).
Es decir, toda partícula en movimiento lleva asociada una onda,
cuya longitud de onda es:
Principio de Incertidumbre de Heisemberg (Premio Nobel
de Física 1932)
Afirma que no se puede determinar, simultáneamente y con
precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por
ejemplo, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un
objeto dado. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en
determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de
movimiento lineal. (1927)
Como consecuencia de la mecánica cuántica, el electrón en el átomo ya
no puede considerarse como una partícula que describe una trayectoria precisa
alrededor del núcleo, sino que debemos admitir una inexactitud inherente en la
determinación de su posición y, por lo tanto, incorporar el concepto de orbital en
sustitución del de órbita.
“Orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en la que
existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada”.
Ecuación de onda de Schrödinger (Premio Nobel de Física
1933)
Describe la dependencia temporal de los sistemas mecanocuánticos.
Es de importancia central en la teoría de la mecánica cuántica, donde representa
un papel análogo a las leyes de Newton en la mecánica clásica.
Trata de escribir una ecuación para la onda asociada de De Broglie
que para escalas macroscópicas se redujera a la ecuación de la mecánica
clásica de la partícula.
Incorpora las condiciones que debe cumplir cada electrón para que el átomo sea
estable. En ella interviene la energía, la masa y la función de onda del electrón (y).
El cuadrado de la función de onda, y2, representa la probabilidad de encontrar al
electrón en una región del espacio, alrededor del núcleo, es decir, el orbital.
Números cuánticos
Las soluciones de la ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n, l, ml y s.
n
Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, …)
l
Número cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1))
ml
Número cuántico magnético (ml = -1, 0, + 1)
s
Número cuántico de spin ( s = +/- ½ )
El número cuántico principal está relacionado con el tamaño del orbital y el valor
de la energía.
El número cuántico secundario esta relacionado con la forma del orbital, con el
momento angular y con la energía del orbital. Se le asignan las letras:
l = 0  s (sharp, definido); l = 1  p (principal); l = 2  d (difuso); l =3  f
(fundamental).
El número cuántico magnético está relacionado con la orientación del orbital en
el espacio.
El número cuántico de spin está relacionado con la rotación sobre su eje del
electrón, generando un campo magnético con dos posibles orientaciones según el giro.
Forma de los orbitales
Configuración electrónica de los átomos
La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de
configuración electrónica. Cuando ésta es la de menor energía se trata de la configuración
electrónica fundamental. En cualquier otra configuración electrónica permitida con un
contenido energético mayor del fundamental se dice que el átomo está excitado.
La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de tres reglas:
Principio de exclusión de Pauli (propone en 1924 el
cuarto número cuántico, de spin) (Premio Nobel de Física 1945)
En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales. Al menos han de diferenciarse en uno
de ellos. (1925)
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (igual contenido
energético) lo harán lo más desapareado posible, con espines paralelos.
Principio de mínima energía o Aufbauprinzip
Los electrones entran en los orbitales en orden creciente de energía, dado
por la suma de los números cuánticos principal y secundario, n + l. A igual número de la
suma predominará el del número cuántico principal más bajo.
Diagrama de Moeller para el llenado de los orbitales
Partículas subatómicas en la actualidad
Clasificación según el valor de su spin
Bosones, que son partículas con spin entero (s = 0, 1, 2, ...): el fotón (g), cuyo
spin es cero, los bosones vectoriales W+ ,W- y Z0, con spin 1.
Fermiones, que son partículas con spin semientero (s = 1/2, 3/2, ...): electrón,
protón y neutrón
Clasificación según su estructura interna
Leptones: Los leptones son auténticas partículas elementales , lo que quiere decir
que carecen de estructura interna.
SÍMBOLO
MASA
CARGA
SPIN
ANTIPARTÍCULA
Electrón
e-
0'51
-1
1/2
e+
Muón
m-
106
-1
1/2
m+
Tauón
t-
1800
-1
1/2
t+
Neutrino electrónico
ne
0
0
1/2
Neutrino muónico
nm
0
0
1/2
Neutrino tauónico
nt
0
0
1/2
NOMBRE
Hadrones: Los hadrones no son en realidad partículas elementales, ya que
tienen una estructura interna y pueden desintegrarse dando como productos otras
partículas. Los podemos clasificar en dos tipos:
Mesones que son bosones (spin entero) e incluyen a los
piones. Cuando se desintegran dan leptones y fotones.
Bariones que son fermiones (spin semientero) e
incluyen, entre otras partículas, a los protones y los neutrones
SÍMBOLO
MASA
CARGA
SPIN
L
B
Protón
p
938'28
+1
1/2
0
1
Neutrón
n
939'57
0
1/2
0
1
Partícula Lambda
Lo
1115'6
0
1/2
0
1
Partícula Sigma +
S+
1189'4
+1
1/2
0
1
S-
Partícula Sigma 0
S0
1192'5
0
1/2
0
1
S0
Partícula Sigma -
S-
1197'3
-1
1/2
0
1
S+
Partícula Xi 0
X0
1314'7
0
1/2
0
1
X0
Partícula Xi -
X-
1321'3
-1
1/2
0
1
X+
Partícula Omega -
W-
1672'2
-1
3/2
0
1
W+
Pión negativo
p-
140
-1
0
0
1
p+
Pión neutro
po
135
0
0
0
1
po
Pión positivo
p+
140
+1
0
0
1
p-
NOMBRE
ANTIPARTÍCULA
Teoría de los quarks
En 1964 Murray Gell-Mann y Georges Zweig propusieron una teoría para
explicar la constitución interna de los hadrones: la teoría de los quarks. Según esta teoría
los hadrones están compuestos de otras partículas elementales, que denominaron quarks
SÍMBOLO
MASA
CARGA
SPIN
L
B
Up (arriba)
u
3
+ 2/3
1/2
0
1/3
Down (abajo)
d
7
- 1/3
1/2
0
1/3
Strange (extraño)
s
120
- 1/3
1/2
0
1/3
Charm (encanto)
c
1200
+ 2/3
1/2
0
1/3
Bottom (fondo)
b
4200
- 1/3
1/2
0
1/3
Top (cima)
t
175.000
+ 2/3
1/2
0
1/3
NOMBRE
ANTIPARTÍCULA
¿Podemos ver átomos?
Átomos de
Níquel
Imágenes
obtenidas con
Microscopio de
Barrido de Efecto
Túnel
Fe sobre Cu
...vemos átomos...
Superficie de
átomos de Níquel
con un átomo de
Xenón unido
... y más átomos...
Átomos de
platino
...“escribimos” con átomos...
Átomos de
Xenón sobre
superficie de
Níquel
...en varios idiomas...
Átomos de Hierro
sobre superficie de
átomos de cobre
5º Congreso Solvay. Bruselas 1927. Diecisiete de los veintinueve asistentes eran
o se hicieron ganadores de Premio Nobel
Si quieres conocer quienes son vete a:
http://es.wikipedia.org/wiki/Congreso_Solvay
El 29 de septiembre de 1954, nació formalmente el CERN
(siglas de Consejo Europeo para la Investigación Nuclear, llamado así
aún hoy por motivos históricos). En las cercanías de Ginebra se han
dibujado las circunferencias aproximadas de los túneles de los
aceleradores LEP/LHC
(de 8,5 km de diámetro) y el SPS (de más de 2 km de diámetro). A la
derecha se ve, casi entera, la pista del aeropuerto de Ginebra y encima
el lago Léman.