Modelos Atómicos video animación

Modelos Atómicos video animación
Cuando veas este icono púlsalo para observar una animación que aparecerá en tu explorador video Cuando veas este icono púlsalo para observar una vídeo que aparecerá en tu explorador Enlaces interesantes para los que quieran saber más: (tutotial online muy bueno) (muy buen resumen con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que vamos a ver) Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos

Módelo atómico de Dalton I
John Dalton (1808) enunció unos postulados que le han valido el titulo de "padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales (clásicas) que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos. Sugirió la idea de que la materia esta formada por partículas elementales e indivisibles a las que llamo átomos. Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de cada elemento debían tener la misma masa. Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado: animación La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier. - La ley de composición constante (Proust). - La ley de las proporciones múltiples (Dalton). - El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles. - La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.

Módelo atómico de Dalton II
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles. Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica y propiedades. Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades diferentes. Los átomos se combinan en relaciones sencillas formando “grupos de átomos” llamados moléculas para formar compuestos químicos. Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga. Las reacciones químicas son procesos donde los átomos de los compuestos se recombinan (se separa y vuelven a combinar de forma diferente) para formar nuevos compuestos

Reacciones químicas, leyes clásicas
Leyes clásicas de las reacciones: Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789): “En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción” Ley de las proporciones constantes (Proust 1799): “Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una proporción de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación” Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos”

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789): “En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción” Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? Ley de Lavoisier:

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones constantes (Proust 1799): “Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una relación de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación” Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? b) Calcula la masa de de Bromuro de K, necesaria para obtener 40gr de K Ley de proust (proporción):

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos” Ejemplo: Observa la siguiente tabla con las medidas de la descomposición de dos compuestos de H y O. comprueba la ley de las proporciones multiples Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 H 4gr O 32gr 64gr Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 Compuesto 3 N 14gr O 16gr 32gr 8gr

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos” Ejemplo: Observa la siguiente tabla y comprueba la ley de las proporciones multiples Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 Compuesto 3 N O

Carácter cuantitativo de las Reacciones Químicas
Ley de conservación de la masa. Ley de Lavoisier ( ) En toda reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias que se obtienen (productos). Ejemplo: Conservación de la masa en la reacción química entre el nitrato de plomo y el yoduro de potasio 2 IK Pb(NO3) PbI2 + 2 KNO3 Se prepara una disolución de nitrato de plomo en un vaso y otra de yoduro de potasio en otro. Se colocan en una balanza y se comprueba que entre las dos pesan 13,21g. Después se mezclan, observando que aparece una sustancia nueva (precipitado amarillo): el yoduro de plomo. Nuevamente se colocan en la balanza y se comprueba que pesan 13,21 g. La masa no ha variado en el transcurso de la reacción. Ejemplo: Conservación de la masa en la reacción entre el fósforo y el cloro : 2 P + 5 Cl PbCl5

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808): “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos” Ejemplos: + 1 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Cloro 2 v(l) Cloruro de H (HCl) + 2 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Oxigeno 2 v(l) agua (vapor)

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808): “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos” Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811): “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas” Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas . Más tarde se estableció cual era dicho número de particulas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K). Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023

Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811): “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas” Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas . Más tarde se estableció cual era dicho número de partículas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K). Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023 + 1 v(l) de Cl2 1 v(l) de H2 2 v(l) Cloruro de H (HCl) + 2 v(l) de H2 1 v(l) de O2 2 v(l) agua (vapor)

Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

Módelo atómico de Dalton III
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Módelo atómico de Dalton IV
La teoría de Dalton supuso un gran avance e impulsó los conocimientos químicos durante un siglo. Pero a pesar de sus intentos: Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad. Los átomos del resto de elementos se medían “cuantas veces eran más pesados” que el átomo de hidrogeno Así surgió la escala química de masa atómicas. Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma o u) como 1/16 de la masa del oxígeno. Actualmente la uma se define como 1/12 parte de la masa del isótopo carbono-12 (12C) del carbono 1 uma=1 u = 1, × Kg

Reacciones químicas, Pesando átomos

Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría
No hablaba de la estrúctura del átomo. Los átomos no son indivisibles. No se conocían el electrón, núcleo, protones, etc. La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos (Dalton lo desconocía). Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien-cias eléctricas como la electrólisis o la pila de volta Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy sabemos que existen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances. La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein: E = m×c2 Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza.

Módelo atómico de Thomson I
Joseph John Thomson ( ) Descubrimiento del electrón Fue un Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. animación Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa (q/m). En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus trabajos. Millikan: Calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6×10-19 culombios. animación

Módelo atómico de Thomson II
Experiencias Relacionadas I Tubos de Rayos Catódicos animación

Módelo atómico de Thomson II
El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases. Tubo de rayos catódicos utilizado por Thomson animación Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos. La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J. J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica.

Módelo atómico de Thomson IV
Experiencias Relacionadas II: Carácter de Partícula del Electrón animación

Módelo atómico de Thomson V
Experiencias Relacionadas III: Experimento de Millikan Medicíón de la carga del electrón (q) (Cuantización de la carga eléctrica) animación

Módelo atómico de Thomson V
Experiencias Relacionadas III: Experimento de Millikan Medicíón de la carga del electrón (q) (Cuantización de la carga eléctrica) animación Thomson  Cociente carga-masa del electrón Millikan  carga del electrón

Módelo atómico de Thomson VI
Thomson introduce así las ideas : El átomo puede dividirse en partes más pequeñas. a) Electrones con carga eléctrica negativa b) En el resto del átomo tiene que estar la carga eléctrica positiva Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía). También se llamo el modelo del “puding de pasas” Más tarde se descubrió la división entre núcleo y electrones. Y después el resto de partículas “elementales”: Protones (con carga eléctrica positiva) y Neutrones (sin carga eléctrica) los dos con una masa mucho mayor que las de los electrones.

Módelo atómico de Thomson VII
Modelo Atómico de J. J. Thomson

Módelo atómico de Rutherford I
Ernest Rutherford, ( ) Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos. Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre (Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones).

Módelo atómico de Rutherford II
Modelo de Thmoson Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente (electrones), acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta “luz” (información) sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión (desviación) debida a un simple choque de una partícula alfa con un átomo es pequeña (la estructura supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo) (a no ser que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomo)

Módelo atómico de Rutherford IV
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo (alfa, beta y gamma). El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo. Experimento animación animación video

Módelo atómico de Rutherford III
Experiencias Relacionadas. animación Dispersión de las Partículas Alfa

Módelo atómico de Rutherford III
Experiencias Relacionadas. Dispersión de las Partículas Alfa animación

Módelo atómico de Rutherford IV
animación animación Resultados del experimento video La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

El átomo un estadio de futbol!!!!!!
La mayoría del volumen del átomo es espacio vacío!!!! Esta formado por un núcleo (positivo) y una corteza electrónica (negativa) compuesta por electrones orbitando en torno al nucleo. Tamaño del atomo 1 x m (aprox.) El nucleo tiene un tamaño 1 x m ( veces menor que el átomo!!!) El núcleo tiene casi el 100% de la masa. Imagina .... Si el núcleo fuera del tamaño de un guisante, el átomo sería del tamaño de……………. un estadio de futbol!!!!!!

El átomo Partícula Masa Tamaño Electrón Protón Núcleo del H
9,10×10–31 kg 1×10–18 m Protón 1,673 × 10–27 kg 1×10–15 m Núcleo del H Átomo del H 1,674 × 10–27 kg 1,0586 × 10–10 m Núcleo del He 6,692× 10–27 kg Átomo del He 6,694× 10–27 kg

Módelo atómico de Rutherford V
Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la carga del electrón. Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno. Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula presente en los núcleos de todos los átomos.

Módelo atómico de Rutherford VI
El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por: Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. El núcleo, muy pesado, donde se concentra casi toda la masa atómica y de muy pequeño volumen, Formado por un número de protones igual al número atómico y de neutrones igual a la diferencia entre la masa atómica y el número atómico, La corteza está formada por los electrones orbitando alrededor del núcleo. Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza. El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en miniatura, con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.

Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
- Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza. Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un número de electrones igual a de protones. Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido contrario. Además, la masa de muchos átomos era mayor que la suma de las masas de sus protones así que tenía que haber otra partícula con una gran masa y sin carga eléctrica  el neutrón . Masa del neutrón masa del protón Masa del neutrón=1,675×10−27 Kg

Átomo de hidrogeno Átomo de Helio (He-4) Átomo de deuterio (H-2)

Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
En un átomo: - Número atómico (Z): Número de protones. Indica la carga eléctrica del núcleo y de la corteza atómica - Número másico (A): Número de protones+ número de neutrones en el núcleo. Indica la masa del nucleo (en u.m.a.) - Isótopos: Átomos de un mismo elemento químico que tienen diferente número de neutrones (y por tanto diferente masa). El número átomico tiene que ser el mismo. Se representan así:

Módelo atómico de Rutherford: Ejercicios
Ejemplo 1: ¿Que caracteriza a un elemento químico, es decir, ¿cual es su propiedad fundamental que lo hace diferente a los demás y que si cambia lo hace convertirse en otro elemento diferente? Ejemplo 2: Completar la siguiente tabla: Elemento Z A Protones Neutrones Electrones 17 35 Ne 20 10 Bi 209 126 P 16 15 27 32 24 12

Ejemplo 3: Busca la masa (en Kg) del protón, del electrón, y sus tamaños y responde a las siguientes preguntas: a. ¿Cómo es el isótopo más abundante de H llamado protio (de que partículas esta compuesto, como es su núcleo)? ¿Cuál será su masa (calcúlala como la suma de las masa de las partículas que lo componen)? b. ¿Cuantas veces es más grande la masa del protón que la del electrón? c. Cuantas veces es más grande el átomo de hidrogeno que su núcleo? ¿y en el caso del núcleo (un protón) y un electrón?

Ejemplo 3: Busca la masa (en Kg) del protón, del electrón, y sus tamaños y responde a las siguientes preguntas: ¿Cuál es la diferencia entre la masa del protón y la del átomo de hidrógeno? (calcula la diferencia relativa (en %) esto es: ) e. ¿Cuál es la diferencia entre la masa del electrón y la del átomo de hidrógeno? (calcula la diferencia relativa (en %) esto es: )

Ejemplo 4: ¿Que caracteriza a un elemento químico, es decir, ¿cual es su propiedad fundamental que lo hace diferente a los demás y que si cambia lo hace convertirse en otro elemento diferente? Ejemplo 5: Di si un isótopo del carbono puede tener el mismo número másico que un isótopo de nitrógeno? ¿Y el mismo número atómico? Justifica que la masa de un isótopo (en u.m.a.) sea aproximadamente igual a su número másico.

Masa isótopica: Es la masa de un determinado isótopo de un elemento Abundancia isotópica: Es la cantidad relativa (en%) que existe en la naturaleza de un determinado isótopo de un elemento. Masa atómica promedio: es el promedio de las masas isotópicas que lo componen según su abundancia en la naturaleza. .

Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo: Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros: Según las teorías clásicas del electromagnetismo (teoría electromagnética de Maxwell, ya probada experimentalmente) al ser el electrón una partícula ,cargada en movimiento debe emitir radiación constante (ondas electromagnéticas) y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable (colapsaría) El modelo de Rutherford no explicaba los espectros atómicos. Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la serie de Paschen ( ) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford al deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía.

Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo II, otras consideraciones : - Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta. - Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos

Ondas electromagnéticas
Es un fenómeno físico que transporta energía mediante la vibración de campos eléctricos y magnéticos. Están producidas por carga eléctricas en movimiento (aceleradas) Tienen tres propiedades fundamentales: Frecuencia (f) Longitud de onda (λ) Energía que transportan (E) Velocidad de propagación (con la que viajan “viajan”) (c) Cumplen:

Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético

Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético
TIPO DE RADIACION Intervalos de las longitudes de onda Rayos Gamma Inferiores a 10-2 nanómetros Rayos X Entre 10-2 nanómetros y 15 nanómetros Ultravioleta Entre 15 nanómetros y 4×102 nanómetros ESPECTRO VISIBLE entre 4×102 nanómetros y 7,8×102 nanómetros (4000 Ángstrom y 7800 Ángstrom) Infrarrojo Entre 7,8×102 nanómetros y 106 nanómetros Microondas Entre 106 nanómetros y 3×108 nanómetros Ondas de Radio Mayores de 3×108 nanómetros

Espectros atómicos animación

Espectros atómicos Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de descomponer la radiación electromagnética compleja que emite en todas las radiaciones sencillas (colores) que la componen, caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ y/o una frecuencia f.

Espectros atómicos El espectro consiste en un conjunto de líneas que corresponden, cada una, a una longitud de onda diferente (o a una frecuencia diferente). Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la radiación que emite (espectro de emisión).

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Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

La revolución: la nueva fisica, la física cuántica
Teoría cuántica de Planck La teoría cuántica se refiere a la energía: Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia); O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos. Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h·f h: constante de Planck = 6,62×10-34 Joule · segundo f: frecuencia de la radiación

Módelo de Bohr POSTULADOS DE BÖHR. Primer postulado
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí coíncidían con los datos experimentales; (es decir, la justificación experimental de este modelo es a “posteriori”). Primer postulado El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

Puesto que el momento angular se define como L = m×v×r, tendremos:
Módelo de Bohr II animación Segundo postulado El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo. Sólo son posibles algunas órbitas que vienen definidas por los valores posibles para un parámetro que se denomina número cuántico principal, n. Detalle (sólo para los curiosos): Sólo son posibles aquellas órbitas en las que una propiedad mecánica del electrón (y de cualquier móvil que orbita) llamada momento angular es múltiplo entero de h/(2×π) Puesto que el momento angular se define como L = m×v×r, tendremos: m×v×r = n×h/(2×π) y a partir de la ecuación de Newton F=ma donde F=Kq2/r2 y a=v2/r (movimiento circular)  r = a0×n2 a0=radio de bohr = A

Módelo de Bohr II animación 2º Postulado de Bohr deducción (Detalle sólo para los curiosos): Bohr dedujo las propiedades de las órbitas (energía, radio, etc.) a partir de sus postulados y de leyes físicas clásicas, la mayoría de las cuales ya las conocéis: Momento angular (L): Es una propiedad mecánica de cualquier móvil que vale L=rmv, y se es constante cuando el móvil se mueve según un MCU o por la acción de una fuerza como la gravitatoria o la eléctrica. Ley de Coulomb: Nos dice cuanto vale la fuerza eléctrica entre dos cargas q1 y q2 , en el caso del electrón esta es la fuerza que lo hace girar. F=Kq1q2/r2 (q1=q2=e) Ley de Newton: F=ma , “a” es una aceleración normal a=v2/r 2º postulado (versión “matemática”): Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular es múltiplo entero de h/(2×π)  Combinando todas estas ecuaciones: Para el hidrogeno Z=1 r = a0×n2 a0=radio de bohr = A

Módelo de Bohr III Ea - Eb = h×f Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: Ea - Eb = h×f Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión). La frecuencia (el color) de la radiación tiene que cumplir la ecuación anterior animación video

Módelo de Bohr III animación Detalle del Tercer Postulado video

Módelo de Bohr III animación Segundo y tercer postulados:

Módelo de Bohr III animación video Detalle del Tercer Postulado

Módelo de Bohr IV Análisis energético

Módelo de Bohr IV Análisis energético
Siguiendo razonamientos parecidos, es posible determinar la energía asociada a cada órbita que resulta ser: Ecuación que refleja nuevamente la idea de cuantificación. (sólo para curiosos) La energía del electrón varía de una forma discontinua. Cada valor En define un nivel o estado energético del electrón. El nivel E1, correspondiente al primer valor del número cuántico n, recibe el nombre de nivel o estado fundamental y los sucesivos E2, E3... se denominan estados excitados. El nivel fundamental corresponde al estado de mínima energía. A medida que crece n, decrece su valor absoluto En , pero debido a su carácter negativo, su valor real aumenta, de ahí que los estados excitados correspondan a niveles energéticos superiores.

Módelo de Bohr V Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3... Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón: número cuántico secundario o azimutal (l) número cuántico magnético (m) número cuántico de espín (s)

Módelo de Bohr V Número cuántico secundario o azimutal (l): corrección de Sommerfeld En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1 Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2 Detalle (sólo para curiosos): Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia.

Módelo de Bohr V Número cuántico magnético (m).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - l, ..., 0, ..., + l Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2 El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique.

Módelo de Bohr V Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores: +1/2, -1/2. Fallos del modelo de Böhr. El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico. Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.

Modelos cuánticos Por último, aparecieron dos resultados teóricos que terminaron de “romper” con la física clásica y establecer la nueva física cuántica Hipótesis de “De Broglie”, la dualidad onda-corpúsculo: “Las partículas subatómicas tienen propiedades ondulatorias, tienen una onda asociada, con una longitud de onda ” Consecuencias ¿Que son las partículas subatómicas? ¿partículas? ¿ondas? ¿las dos cosas a la vez?

Modelos cuánticos Principio de incertidumbre (de Heisenberg)
“Es imposible conocer con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de las partículas atómicas (y subatómicas)” Consecuencias El mundo cuántico es un mundo de probabilidades, no hay “certezas”. No se pueden conocer las orbitas o trayectorias, este concepto deja de tener sentido  aparece un nuevo concepto “el orbital”. Orbital: “Es la región del átomo donde hay una alta probabilidad de encontrar a un determinado electrón (99%)” (Hay zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta, muy baja e incluso nula).

Modelo de Schrödinger Schrödinger determinó matemáticamente la forma y estructura de estos orbitales animación

Modelo de Schrödinger Números cuánticos: En este modelo atómico, se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia su significado físico, puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital. Número Cuántico Principal (n) Significado Físico: · Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón). · Distancia del electrón al núcleo. Valores Permitidos: 1, 2, 3.... Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n. Valores Permitidos: 0, 1, 2, ..., n-1 Números Cuántico Magnético (ml ) Significado Físico: Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. Valores Permitidos: l, ..., 0, ..., + l Estos tres números cuánticos anteriores caracterizan al orbital.

Orbitales Los orbitales se organizan por niveles energéticos (en función de “n”) En cada nivel puede haber varios orbitales Cada tipo de orbital recibe un nombre especial dependiendo del valor de su número l. Ejemplos de orbitales:

Orbitales s Orbitales “s” (l=0): Son esferas simétricas (o casquetes)
Hay 1 para cada nivel de energía Ejemplo de los tres primeros niveles: n=1 , l=0 n=2 , l=0 n=3 , l=0

Orbitales p Orbitales “p” (l=1):
Hay 3 para cada nivel de energía que los tiene (ml=-1,0,1) El número cuántico magnético (ml) determina la orientación n=1 , l=0 (no hay orbitales p) n=2 , l= 1 (3 orbitales p) l=0 (1 orbital s)

Orbitales d Orbitales “d” (l=2):
Hay 5 para cada nivel de energía que los tiene (ml=-2,-1,0,1,2) El número cuántico magnético (ml) determina la orientación n=1 , l=0 (no hay orbitales d) n=2 , l=1,0 (no hay orbitales d) n=3, l=2, 1,0 (hay orbitales d) ( Si n=3, l=2 (5 orbitales d))

Orbitales d

Orbitales f Orbitales “f” (l=3): n=1 , l=0 (no hay orbitales f)
n=4, l=3 (hay 7 orbitales f) Orbitales “f” (l=3): Hay 7 uno para cada nivel de energía que los tiene (ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) El número cuántico magnético (ml) determina la orientación

Orbitales g Orbitales “g” (l=4):
Hay 9 para cada nivel de energía que los tiene (ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) Tienen aspectos muy “exóticos”

Orbitales Ejemplo: Orbitales del 3er nivel de energía o tercera capa electrónica (n=3)

Modelo de Schrödinger Números cuánticos II: Además existe un cuarto número cuántico, llamado Spin del Electrón: Número Espín (s): Significado Físico: Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Valores Permitidos: ± 1/2 Cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón. Este modelo es válido para explicar la configuración electrónica o estructura electrónica de los átomos. Por la configuración electrónica se deducen las propiedades de los átomos, y en base a las propiedades de los átomos se explican los enlaces que originan las distintas sustancias químicas.

Configuración electrónica
Cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón. Determinar la estructura electrónica de un átomo, es averiguar como los electrones se distribuyen en los distintos orbitales de los distintos niveles energéticos. Para ello existen dos reglas principales: Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos. Regla1: El Principio de exclusión de Pauli (1925): “En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticos iguales”.

Configuración electrónica
Regla2: Regla de Hund. “Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados”. Con estas dos reglas podemos determinar cual es el estado fundamental de cada átomo, cual es su configuración electró-nica, en el estado más estable, de mínima energía. Ver tabla del libro en pag 241.

Configuraciones electrónicas

animación

fewrgII: Adfdren: Npín (): Significado Físico:

Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
Tutorial online muy bueno, con la descripción de los módelos y las biografías de todos los científicos importantes que participaron en este proceso. Con actividades interactivas autocorregibles, os recomiendo las actividades de las secciónes: historia, estructura y configuración electrónica. (muy buen resumen con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto) (muy buen tutorial con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto, la teoría tiene un poco más de nivel del que hemos visto) (tabla periódica completísima con todos los datos de cada elemento)

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