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Estructura de la materia
José Miguel Méndez Fernández – Complementos de formación – Física y Química
 Introducción
 Modelo de Rutherford
 Radiación electromagnética
 Orígenes de la teoría cuántica
 Efecto fotoeléctrico
 Espectros atómicos
 Modelo de Bohr
 Conocimientos posteriores
 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
 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".
Sol:
a. Número atómico: número de protones existentes en el núcleo.
Número másico: número de partículas existentes en el núcleo (protones y
neutrones).
a. Define número atómico, número másico e isótopo.
Isótopo: átomos del mismo elemento con distinto número másico.
b. Si y presentan masas atómicas de 6.0151 y 7.0160 u y porcentajes de
b, La resolución
se puede
ver bien
como una media
ponderada
de manera
abundancia
del 7.42%
y 92.58%,
respectivamente,
calcule
la masa ó,
atómica
simplificada
paralitio.
los alumnos, tomando una base de cálculo de 100 átomos de litio:
media del
 Formada por ondas que se mueven a la velocidad de la
luz, c.
 Parámetros:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
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
 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.
 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?
 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)
 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
 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.
1.
2.
3.
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:
Radio de las órbitas permitidas
2. Energía del electrón en las órbitas
3. Interpretación de los espectros atómicos:
1.
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.
1.
 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
 Limitaciones del Modelo de Bohr. Números




cuánticos
Introducción a la Química Cuántica Moderna
De Broglie
Tabla periódica
…
 “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.