LA ESTRUCTURA INTERNA DEL ÁTOMO

Presentación del tema: "LA ESTRUCTURA INTERNA DEL ÁTOMO"— Transcripción de la presentación:

1 LA ESTRUCTURA INTERNA DEL ÁTOMO

2 EL MODELO DE BOHR

3 Absorción de un fotón (átomo de Bohr)

4 ¿Qué es la luz? ¿Qué son los colores?
E creciente ¿Qué es la luz? ¿Qué son los colores?

5 Los espectros de emisión de los elementos

6 Ejemplos de espectros de emisión

7 Cinc (color de la llama: celeste verdoso)
Cobre (colores de la llama: azul y verde) Magnesio (color de la llama: blanco)

8 SIMULACIONES: At%C3%B3micos .NET/Modelos/ModBohr.aspx

9 Las órbitas de Bohr (1913) Bohr postuló que los electrones son los responsables de la emisión de luz. Los e- se mueven en órbitas en torno al núcleo atómico. Hay sólo algunas órbitas estables. Cada órbita tiene lugar para un cierto número de e- (2, 8, 18, etc.) Los e- pueden absorber energía ( de a un fotón) para pasar de su órbita fundamental a una órbita superior (mayor energía). Los e- excitados emiten cuantos de energía, de a uno por vez, “descendiendo” a una órbita inferior (menor energía).

10 Interrogantes ¿Por qué el e- más cercano al núcleo no “cae” sobre él?
¿Por qué en los espectros de emisión de los átomos multielectrónicos aparecen líneas de más?

11 EL MODELO ACTUAL

12 El principio de incertidumbre (Heisenberg, 1927)
No podemos conocer con exactitud, para un mismo instante, la posición y la velocidad del electrón Este es un principio relacionado con la naturaleza del mundo cuántico, no tiene que ver con las limitaciones de los aparatos de medición actuales. Principio fundamental de la Física moderna

13 Interpretación Si sabemos dónde está un e- en un instante dado, no podemos saber a qué velocidad se mueve Si sabemos a qué velocidad va, no sabemos dónde está Esto implica que las órbitas de Bohr no son correctas

14 Modelo de Bohr y Modelo de Heisenberg

15 La ecuación de onda de Schrödinger
Erwin Schrödinger elaboró una nueva ecuación matemática para los e- Premio Nobel de Física 1933

16 La ecuación de onda de Schrödinger
Con esta ecuación se pueden calcular : los valores de E° permitidos para cada electrón la probabilidad de encontrar cada e- en un determinado punto del espacio alrededor del núcleo esta es la mejor información que podemos conocer acerca del comportamiento del e-

17 ORBITALES Son la representación gráfica de la función de onda para los distintos niveles de Energía de los electrones Tienen distintas formas y tamaños Se los “nombra” por medio de números y letras (nivel de E° y forma del orbital) Nos muestran la región del espacio donde es más probable encontrar a cada e-

18 El orbital 1s Es el orbital de MENOR energía.
Es el más cercano al núcleo

19 El orbital 2s Es el segundo orbital en nivel de energía.
Tiene mayor tamaño que el 1s

20 Los orbitales p Hay tres tipos de orbitales “p” en cada nivel de E (excepto en el nivel 1) Son perpendicu-lares entre sí

21 Los orbitales “d” Hay cinco tipos de orbitales “d” en cada nivel de E
(a partir del nivel 3)

22 Los niveles de energía para el átomo de H
El único e- se ubica en el orbital de menor energía Los 4 orbitales del nivel 2 tienen la misma E, y los 9 orbitales del nivel 3 también

23 Átomos multielectrónicos (reglas)
Núnca puede haber más de 2 e- en un mismo orbital. Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no pueden existir dos e- con los 4 números cuánticos iguales =>cuando 2 e- están en el mismo orbital (ocupan la misma región del espacio), deben tener sus spines opuestos. Los e- se ubican en los orbitales procurando llenar primero los de menor energía. Los orbitales s tienen menor energía que los p, y los p menor energía que los d del mismo nivel. Regla de Hund: en presencia de varios orbitales libres equivalentes, los e- se ubican ocupando el máximo número de ellos y con el mismo spin.

24 Átomos multielectrónicos

25 Ordenamiento de los niveles de Energía (átomos multielectrónicos)

26 Configuración electrónica
Elemento Z Config. electrónica Litio 3 1s2 2s1 Oxígeno 8 1s2 2s2 2p4 Sodio 11 1s2 2s2 2p6 3s1 Cloro 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5