Estructura Atómica.

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1 Estructura Atómica

2 Hacia mediados del siglo XIX ……
Rayos catódicos, experimento de Thomson X X X Relación carga/masa del electrón 1,76 x 108 coul/g

3 Experiencia de Millikan Masa del e = 9.10 x 10-28 g
Fuerza eléctrica = peso q . E = m . g m = δ V ; V = 4/3 Π r3 m = δ 4/3 Π r3 q = δ . 4/3 Π r3 . g / E q = múltiplo de 1,6 x coulombs e = 1,6 x coulombs q . E m . g Masa del e = 9.10 x g

4 Radioactividad Modelo de Thomson

5 Experiencia de Rutherford
Postulación de un núcleo atómico: Diámetro de m (diámetro del átomo = m) Carga positiva Electrones en la zona extranuclear

6 Radiaciones electromagnéticas
Visión Clásica: Campos eléctricos y magnéticos (perpendiculares entre sí) que oscilan en forma transversal a la dirección de propagación de la onda

7 Naturaleza ondulatoria de las radiaciones electromagnéticas
Cada radiación tiene una longitud de onda (λ) característica El número de onda es la cantidad de veces que una onda está contenida en una unidad de longitud (1/ λ) La frecuencia (ν) es el número de veces que una onda atraviesa un punto en 1 seg La velocidad de una radiación está dada por la frecuencia multiplicada por la longitud de onda c = ν λ Para cualquier radiación electromagnética c = constante =  108 m/s Según el modelo clásico la energía depende de la Amplitud o Intensidad

8 Radiaciones electromagnéticas

9 Interacción de la radiación electromagnética con la materia
Radiación del cuerpo negro Efecto fotoeléctrico Espectros atómicos

10 Radiación del cuerpo negro
Los cuerpos negros absorben totalmente la luz incidente, y su emisión depende sólo de la temperatura Los cuerpos reflejan y emiten energía en forma de radiación electromagnética Una caja con una pequeña abertura y paredes internas reflectantes podrían asemejarse a un cuerpo negro

11 Radiación del cuerpo negro
Espectro de emisión experimental La emisión de radiación de un cuerpo negro depende sólo de la temperatura

12 Cuantización de la energía
Datos experimentales Física Clásica Cuantos-Planck Modelos Teóricos La física clásica NO puede dar una explicación teórica de éste fenómeno Hipótesis de PLANCK: La única forma de explicar la radiación de un cuerpo negro es mediante la cuantización de la energía: La energía se transmite por cuantos (unidades discretas de energía) y no en forma continua E = h ν h =  J.s; 6,626 x erg.s Cuanto de energía = considerar la radiación como un corpúsculo

13 Eu = h νo Erad = Eu + Ec Efecto fotoeléctrico
Los electrones son emitidos solo si la radiación supera una cierta frecuencia (νo). Pero según la teoría clásica la energía depende de la intensidad y no de la frecuencia. Por sobre νo, la Ec de los electrones aumenta linealmente con la frecuencia ν de la radiación. El número de fotoelectrones depende de la intensidad de la radiación Einstein consideró una naturaleza corpuscular de la radiación y la cuantización de la energía según Planck Erad = h ν Eu = h νo Erad = Eu + Ec h ν = h νo + Ec Ec = h ν - h νo Energía cinética frecuencia umbral (νo)

14 1 = RH ( - ) λ n12 n22 Espectros de líneas Para el H RH = 110000 cm-1
La luz blanca puede descomponerse en los diferentes colores Cada átomo tiene su propio espectro de emisión o absorción Para el H = RH ( ) 1 λ n12 n22 RH = cm-1

15 an = En = -R Z2 Z ao n2 1 n2 ao = 0,529 A = radio de Bohr
Modelo atómico de Bohr Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para valores determinados del momento angular m v r = n h / 2 П n = 1,2,3,…… an = Z ao n2 En = -R Z2 1 n2 ao = 0,529 A = radio de Bohr R = 2,18 x J = 13,6 eV R / hc = R ∞ = cm-1

16 En = -R Z2 En = -hcR∞Z2 ( ) 1 n2 1 n2 R / hc = R ∞ R = hcR ∞
Modelo atómico de Bohr En = -R Z2 1 n2 R / hc = R ∞ R = hcR ∞ Reemplazando En = -hcR∞Z2 ( ) 1 n2

17 ΔE = Ef – Ei = hν Ef = -hcR∞Z2 ( ) Ei = -hcR∞Z2 ( ) 1 nf2 1 ni2
Modelo atómico de Bohr Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, la diferencia de energía entre ambas se emite o absorbe en forma de radiación electromagnética ΔE = Ef – Ei = hν Ef = -hcR∞Z2 ( ) 1 nf2 Ei = -hcR∞Z2 ( ) 1 ni2

18 ΔE = Ef – Ei = hν ΔE = -hcR∞Z2 ( - ) hν = -hcR∞Z2 ( - ) = - R∞ ( - ) 1
Modelo atómico de Bohr ΔE = Ef – Ei = hν ΔE = -hcR∞Z2 ( ) 1 nf2 ni2 hν = -hcR∞Z2 ( ) Para el H ; Z=1 Modelo de Bohr Cálculos empíricos = - R∞ ( ) 1 λ nf2 ni2 = RH ( ) 1 λ n12 n22 R ∞ = cm-1 R H = cm-1

19 Modelo atómico de Bohr – Contribución por masa reducida
El modelo de Bohr supone que el núcleo está fijo y el electrón gira en torno al núcleo. En un sistema de dos cuerpos ambos giran alrededor del centro de masa. En lugar de masa del electron se debe utilizar la corrección por masa reducida M = masa del núcleo me = masa del electrón M+me M 1 n2 En = -hcR∞Z2 ( ) ( )

20 Dualidad onda-partícula (De Broglie)
Si un fotón puede considerarse como una onda o una partícula; que sucede con cualquier otra partícula o cuerpo?? E = m c2 Einstein Planck E = h ν = h c / λ λ = h / mv Todo cuerpo de masa m que se mueve a una velocidad v tiene una onda asociada de longitud λ

21 Difracción - Interferencia de ondas lumínicas
Experiencia de Young Difracción - Interferencia de ondas lumínicas Con electrones!! Con fullerenos!!!!! Con luz

22 Dualidad onda-partícula (De Broglie) Una de las hipótesis de Bohr !!!
λ = h / mv En la circunferencia debe caber un número entero de longitudes de onda 2 π r = n λ 2 π r = n h / mv m v r = n h / 2π Una de las hipótesis de Bohr !!!

23 Principio de incertidumbre de Heisemberg
Es imposible determinar simultáneamente la posición y el momento de una partícula (Δx) (m Δvx)  h/4Π

24 Ecuación de Schrödinger
* Dualidad onda-partícula * Principio de incertidumbre * Cuantización de la energía Ĥ ψ = E ψ Ψ= función de onda, describe el comportamiento del e- Ψ= f (x, y, z) La resolución de la ecuación de Schrödinger implica obtener un conjunto de números cuánticos: n , l y ml Cada Ψ tiene su conjunto de números cuánticos: orbital atómico

25 Números cuánticos n = número cuántico principal: energía del nivel o “tamaño” del orbital n = 1, 2, 3, l = número cuántico secundario: “forma” del orbital l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f),......, n-1 ml = número cuántico magnético (ml): orientación en el espacio ml = -l, -l+1,..., 0, ..., +l-1, +l

26 Ψn,l,m = f (X,Y,Z) Ψn,l,m = Rn,l (r) Θl,m (θ) Φm (φ)
Cambio de coordenadas - separación de variables Coordenadas esféricas Cambio de coordenadas - separación de variables Ψn,l,m = f (X,Y,Z) Cambio de coordenadas Ψn,l,m = Rn,l (r) Θl,m (θ) Φm (φ) Función Radial Función Angular

27 Ejemplos de funciones de onda: orbitales tipo H
Para un nivel n y subnivel l la función radial es idéntica (solo varia la función angular) Para los niveles s, la función angular es constante

28 El cuadrado de la función de onda (Ψ2) indica
la probabilidad de hallar el electrón en el espacio Función Radial (R2) Función Angular (Θ2 Φ2) Se puede visualizar a través de la Distribución Radial de la Probabilidad Se puede visualizar a través de las Superficies de Contorno o Densidades de Probabilidad NODO: región del espacio en donde la función de onda vale 0

29 Distribución radial de la probabilidad
Probabilidad de encontrar al electrón en un casquete esférico de espesor dr a una distancia r del núcleo R2 4Пr2 vs r ao = radio de Bohr Orbital 1s

30 Distribución radial de la probabilidad
Número de nodos radiales n – l -1 1s 2s Cuanto mayor es el n, más externo es el máximo principal de la función 3s 4s 2p 3p Dentro del mismo n, las funciones con mayor l presentan el máximo principal más cercano al núcleo 4p 4f 3d 4d

31 Orbitales s Orbitales p
Superficies de contorno: incluyen el 90% de probabilidad de encontrar el electrón (“forma” del orbital) Orbitales s (La parte angular de la función de onda es una constante) Orbitales p (La parte angular de la función de onda no es constante)

32 Orbitales d (La parte angular de la función de onda no es constante)

33 Orbitales f (La parte angular de la función de onda no es constante)

34 Energía de niveles y subniveles
Átomo de Hidrógeno Átomos plurielectrónicos

35 Llenado de niveles y subniveles (Principio de Aufbau)
3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f El spin del electrón 4to cuántico ms = +1/2; -1/2

36 Principio de Exclusión de Pauli:
En un átomo no puede haber dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos Número de electrones por nivel = 2n2 Número de electrones por subnivel: s=2; p=6; d=10; f=14 Primera Regla de Hund: En un átomo con varios orbitales disponibles de la misma energía, el estado fundamental es aquel que posee la máxima cantidad de electrones desapareados con el mismo espín.

37 Configuración electrónica
Diamagnetismo: propiedad de la materia de ser ligeramente repelida por un campo magnético. Sin electrones desapareados. Paramagnetismo: propiedad de la materia de ser fuertemente atraída por un campo magnético. Con electrones desapareados.

38 Penetración y apantallamiento
1s Zef = Z - σ 2s 3s 4s 2p 3p 4p 4f 3d 4d

39 Penetración y apantallamiento
El electrón s de una capa está menos apantallado y es más penetrante que el electrón p de la misma capa

40 Clasificación periódica de los elementos
Ley periódica: Las propiedades químicas y físicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. No atómico No de e- Configuración electrónica Ubicación en la Tabla Periódica Configuración electrónica

41 Clasificación periódica de los elementos

42 Elementos representativos Indica el número de electrones
Clasificación periódica de los elementos Elementos representativos Nro de Grupo Nro de Período Indica el número de electrones en la última capa Indica la cantidad de capas ocupadas

43 Propiedades periódicas de los elementos
Radio Atómico Apantallamiento Zef = Z - σ Radios Iónicos?

44 Propiedades periódicas de los elementos
Energía de primera ionización: energía necesaria para quitar un electrón de la última capa de un átomo aislado A A+ + e- Zef = Z - σ Energía de segunda ionización??

45 Propiedades periódicas de los elementos
Electroafinidad: energía que se pone en juego cuando un átomo aislado capta un electrón A + e- A- Electronegatividad: Capacidad de un elemento para atraer los electrones de una unión química

46 Propiedades periódicas de los elementos
Carácter metálico: Capacidad de ceder electrones