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Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos Enlaces interesantes para los que quieran saber más:

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1 Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos 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) 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

2 Módelo atómico de Dalton I John Dalton 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. Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado: -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. Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de cada elemento debían tener la misma masa. animación

3 Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga. 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. Los átomos se combinan en relaciones sencillas (formando grupos de átomos o moléculas para formar compuestos químicos. Módelo atómico de Dalton II Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades diferentes. 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

4 Módelo atómico de Dalton III animación

5 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. 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 ( 12 C) del carbono 1 uma= 1 u = 1, × Kg Módelo atómico de Dalton IV

6 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:LavoisierEinstein: E = m×c 2 Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza. Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy sabemos que se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances. No hablaba de la estrúctura del átomo. No se conocían el electrón, núcleo, protones, etc. Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría 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).Dalton Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien- cias de electrólisis o la pila de volta

7 Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especial-mente la de los gases. Joseph John Thomson ( ) 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. MillikanMillikan: 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× culombios. Módelo atómico de Thompson I animación

8 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.J. J.Thomson El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases. Tubo de rayos catódicos utilizado por Thomson 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. Módelo atómico de Thompson II animación

9 Experiencias Relacionadas I Tubos de Rayos Catódicos Módelo atómico de Thompson III

10 Experiencias Relacionadas II Carácter de Partícula del Electrón Módelo atómico de Thompson IV

11 Experiencias Relacionadas III Experimento de Millikan. Medicíón de la carga del electrón (Cuantización de la carga eléctrica) Módelo atómico de Thompson V

12 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 desubrió la separación 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 Thompson VI

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

14 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 GeigerMardsen 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. ( Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones).electrones Módelo atómico de Rutherford I

15 Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera. La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomopartícula alfa 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. Módelo atómico de Rutherford II

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

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

18 Resultados del experimento 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. Módelo atómico de Rutherford IV animación video animación

19 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.... S i el núcleo fuera del tamaño de un guisante, el átomo sería del tamaño de……………. un estadio de futbol!!!!!! El átomo

20 MasaTamaño Electrón 9,10×10 –31 kg 1×10 –18 m Protón 1,673 × 10 –27 kg 1×10 –15 m Núcleo del H 1,673 × 10 –27 kg 1×10 –15 m Átomo del H 1,674 × 10 –27 kg1,0586 × 10 –10 m Núcleo del He 6,692× 10 –27 kg Átomo del He 6,694× 10 –27 kg El átomo

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22 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 V

23 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. 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. Módelo atómico de Rutherford VI Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.

24 - Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza.electrones - Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un número de electrones igual a de protones.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 Módelo atómico de Rutherford: el núcleo

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

26 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: el núcleo

27 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. Maxwell Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable (colapsaría) Módelo atómico de Rutherford: crítica 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.serie de Balmer serie de PaschenRutherford

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

29 Ondas electromagnéticas 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:

30 Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético

31 TIPO DE RADIACION Intervalos de las longitudes de onda Rayos Gamma Inferiores a nanómetros Rayos X Entre nanómetros y 15 nanómetros Ultravioleta Entre 15 nanómetros y 4×10 2 nanómetros ESPECTRO VISIBLE entre 4×10 2 nanómetros y 7,8×10 2 nanómetros (4000 Ángstrom y 7800 Ángstrom) Infrarrojo Entre 7,8×10 2 nanómetros y 10 6 nanómetros Microondas Entre 10 6 nanómetros y 3×10 8 nanómetros Ondas de Radio Mayores de 3×10 8 nanómetros Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético

32 Espectros atómicos

33 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. Espectros atómicos

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

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

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39 Teoría cuántica de Planck La teoría cuántica se refiere a la energía: 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× Joule · segundo f: frecuencia de la radiación 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. La revolución: la nueva fisica

40 POSTULADOS DE BÖHR. 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. Módelo de Bohr

41 Segundo postulado 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=Kq 2 /r 2 y a=v 2 /r (movimiento circular) r = a 0 ×n 2 Módelo de Bohr II 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. a 0 =radio de bohr = A animación

42 2º Postulado de Bohr deducción ( Detalle sólo para los curiosos): Módelo de Bohr II 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 q 1 y q 2, en el caso del electrón esta es la fuerza que lo hace girar. F=Kq 1 q 2 /r 2 (q 1 =q 2 =e) Ley de Newton: F=ma, a es una aceleración normal a=v 2 /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 = a 0 ×n 2 a 0 =radio de bohr = A animación

43 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: E a - E b = 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 Módelo de Bohr III animación video

44 Detalle del Tercer Postulado Módelo de Bohr III animación video

45 Detalle del Tercer Postulado Módelo de Bohr III animación video

46 Análisis energético Módelo de Bohr X

47 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 E n define un nivel o estado energético del electrón. El nivel E 1, correspondiente al primer valor del número cuántico n, recibe el nombre de nivel o estado fundamental y los sucesivos E 2, E 3... se denominan estados excitados. El nivel fundamental corresponde al estado de mínima energía. A medida que crece n, decrece su valor absoluto E n, pero debido a su carácter negativo, su valor real aumenta, de ahí que los estados excitados correspondan a niveles energéticos superiores. Análisis energético Módelo de Bohr VIII

48 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) Modelo de Bohr Módelo de Bohr IV 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...

49 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 Módelo de Bohr V 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.

50 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 VI

51 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. Módelo de Bohr VII

52 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?

53 Modelos cuánticos Principio de incertidumbre: 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).

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

55 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, Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) Significado Físico: Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n. Valores Permitidos: 0, 1, 2,..., n-1 Números Cuántico Magnético (m l ) 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.

56 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:

57 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

58 Orbitales p Orbitales p (l=1): Hay 3 para cada nivel de energía que los tiene (m l =-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)

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

60 Orbitales d

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

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

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

64 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 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. Cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón.

65 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.

66 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.

67 Configuraciones electrónicas

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71 fewrgII: Adfdren: Npín (): Significado Físico:

72 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) Enlaces interesantes para los que quieran saber más:


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