ESTRUCTURA ATÓMICA.

Presentación del tema: "ESTRUCTURA ATÓMICA."— Transcripción de la presentación:

1 ESTRUCTURA ATÓMICA

2 RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
Forma de radiación que se propaga por el espacio en forma de campos vibratorios eléctricos y magnéticos mutuamente perpendiculares. La luz (radiación electromagnética) tiene propiedades de partícula y de onda

3 PROPIEDADES DE LAS ONDAS
Longitud de onda (l) Distancia entre dos crestas de ondas sucesivas Amplitud (A) La altura máxima de una onda Frecuencia (n) Número de ondas completas que pasan por un punto en el espacio en una cantidad de tiempo determinado (Hz) Nodos Puntos en el espacio donde la amplitud de la onda es cero. Velocidad de la luz: 3.00 x 108 m/s (c)

4 ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Las ondas de radiación gamma, rayos X y ultravioleta son las de lata energía La luz visible va desde 400 a 700 nm. Las radiaciones de baja energía son las de infrarrojo, microondas, ondas de TV y radio.

5 RELACIÓN ENTRE FRECUENCIA Y ENERGÍA DE LA ONDA ELECTROMAGNÉTICA
E = h n Ecuación de Planck donde: h =6.63 x J.s (constante de Planck) Max Planck- propuso que la energía de las vibraciones de los átomos de un objeto calienteestá cuantizada. (Esto quiere decir que solo se permiten vibraciones de frecuencias específicas.) La frecuencia se puede calcular a partir de la longitud de onda y la velocidad de la luz n = c/l

6 ESPECTROS DE LUZ BLANCA

7 ESPECTROS ATÓMICOS

8 Modelo Atómico Año Científico Descubrimiento Modelo atómico 1808
John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisible e iguales entre sí en cada elemento químicos e inmutables, 1897 J.J. Thompson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. i. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

9 Modelo Atómico Año Científico Descubrimiento Modelo atómico 1911 1913
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. 1913 Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

10 MODELO ATÓMICO PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
“Es imposible determinar de manera simultánea la posición de un electrón en un átomo y su energía con certidumbre.” Modelo de Schrödinger Comportamiento del electrón como onda estacionaria Solo se puede describir la probabilidad de encontrar un electrón con una energía dada en un punto determinado del espacio - Esta región se conoce como orbital Para resolver este modelo matemático: se emplean 4 números cuánticos

11 Números cuánticos Número cuántico principal, n
Identifica el nivel energético donde se encuentra el electrón n=1,2,3,4,…

12 Números cuánticos Número cuántico azimutal o de momento angular, l
El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc. Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital). El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales. Pero eso, eso es otra historia.... Números cuánticos Número cuántico azimutal o de momento angular, l Indica el subnivel donde se encuentra el electrón dentro de un nivel dado. l=0,1,2,3,.., n-1 Los subniveles también se pueden identificar con letras: s (0) p (1) d (2) f (3) g (4)

13 Números cuánticos Número cuántico magnético, ml ml = -l,…,0,…,+l
Se relaciona con la orientación de los orbitales dentro de una subcapa. Estos orbitales tienen la misma energía.

14 Números Cuánticos Número cuántico del espín del electrón, ms
Se relaciona con el giro del electrón

15 ORBITALES ATÓMICOS Orbitales s (l = 0) Es el de más baja energía
Son esféricos

16 Orbitales atómicos Orbitales p (l=1)
La densidad electrónica se concentra a lados opuestos del núcleo (lóbulos), separados por un nodo en el núcleo Hay tres orbitales p en cada subnivel 1 (degenerados)

17 ORBITALES ATÓMICOS Orbitales d (l=2) Orbitales f (l=3)
Hay 5 orbitales d Distintas formas y orientaciones en el espacio Orbitales f (l=3) Hay 7 orbitales f

18 Configuración electrónica
Regla de Aufbau Es una guía para determinar el orden de llenado de los orbitales atómicos.

19 Diagrama de orbitales

20 Configuración electrónica