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ESPECTROS ATÓMICOS. ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN VAPOR ATÓMICO ENERGÍA.

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Presentación del tema: "ESPECTROS ATÓMICOS. ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN VAPOR ATÓMICO ENERGÍA."— Transcripción de la presentación:

1 ESPECTROS ATÓMICOS

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3 ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN VAPOR ATÓMICO ENERGÍA

4 ESPECTROS ATÓMICOS DE ABSORCIÓN

5 Átomo de Hidrógeno nm Átomo de Mercurio nm

6 nm SERIE ULTRAVIOLETA SERIE VISIBLE SERIE INFRARROJA ECUACIÓN DE RYDBERG 1/λ = R H (1/n /n 2 2 ) R H = constante de Rydberg = cm -1 n 1 = 1 (ultravioleta) n 2 = 2, 3, 4, …. Serie de Lyman n 1 = 2 (visible) n 2 = 3, 4, 5, …. Serie de Balmer n 1 = 3 (infrarroja) n 2 = 4, 5, 6, …. Serie de Paschen n 1 = 4 (infrarroja) n 2 = 5, 6, 7, …. Serie de Brackett

7 MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

8 1.El átomo de Hidrógeno sólo tiene algunos estados permitidos de energía (estados estacionarios) en los cuales el electrón se mueve en una órbita circular 2.El átomo no emite energía cuando está en un estado estacionario 3.El átomo puede cambiar a otro estado estacionario con el movimiento del electrón de una órbita a otra por absorción o emisión de un fotón de energía igual a la diferencia de energía entre las órbitas Las órbitas se caracterizan por el valor de n: 1, 2, 3, 4,….. Cuando el electrón está en la primera órbita, el átomo está en el estado fundamental; en otros casos, el átomo está en estados excitados.

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11 Fuerza de interacción de cargas = F = cte.q 1.q 2 /r 2 (Ze)e/r 2 = mv 2 /r m.v.r = momento angular = nh/2π (cuantificación) v = nh/2πmr Reemplazando en la anterior Ze 2 /r 2 = (m/r).(n 2 h 2 /4π 2 m 2 r 2 ) Despejando r: r = n 2 h 2 /4π 2 mZe 2 = n 2 a o /Z a o = radio de Bohr = 0,53 A

12 r = a o, 4a o, 9a o, 16a o

13 E = E c + E p Energía potencial de cargas = E p = cte.q 1.q 2 /r E = ½mv 2 – Ze 2 /r Recordando: Ze 2 /r 2 = mv 2 /r E = Ze 2 /2r – Ze 2 /r = -Ze 2 /2r Sustituyendo r E = -Z 2 e 2 /2n 2 a o = -Z 2 R/n 2 R = 2,18x ergios

14 E salto = E b - E a E salto = Z 2 R(1/n a 2 – 1/n b 2 ) E salto = h.c/λ 1/λ = Z 2.R/h.c(1/n a 2 – 1/n b 2 ) 1/λ = Z 2 (1/n a 2 – 1/n b 2 ) Para el hidrógeno: 1/λ (1/n a 2 – 1/n b 2 ) 1/λ (1/n a 2 – 1/n b 2 ) Coincide con la ecuación de Rydberg!!

15 R H (energía) = 2,18x ergios R H (número de onda) = cm -1 R H (frecuencia) = 3,3x10 15 s -1 R H (energía) = h.R H (frecuencia) = h.c.R H (número de onda)

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19 MODELO ATÓMICO DE BOHR Explica el espectro atómico del H Explica el espectro atómico de especies hidrogenoides (He+, Li2+,…) No explica el espectro atómico del H en campos eléctricos o magnéticos No explica el espectro atómico de átomos plurielectrónicos

20 MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD

21 PRINCIPIO DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA LOUIS DE BROGLIE (1924)

22 COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA Partícula AIRE AGUA Onda AIRE AGUA REFRACCIÓN DIFRACCIÓN

23 COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA PartículaOnda INTERFERENCIA PATRÓN DE DIFRACCIÓN

24 E = mc 2 = hc/λ Las partículas tienen asociada una onda con longitud de onda indicada por λ = h/mv Davidson/Germer observaron la difracción de electrones (1927) Partículas macroscópicas m grande, λ demasiados pequeños para observar estos fenómenos

25 nλ = 2.π.r Reemplazando λ = h/mv y reordenando: mvr = nh/2π (postulado de Bohr)

26 PRINCIPIO INCERTIDUMBRE WERNER HEISENBERG (1925) Es imposible determinar simultáneamente la posición y el momento de una partícula Δx.Δp = Δx.Δ(m.v) h/4π

27 Schrödinger (1926) Propuso la ecuación H.Ψ = E.Ψ Ψ (función de onda u orbital atómico) describe el comportamiento del electrón en un átomo teniendo en cuenta su interacción con el núcleo y asignándole propiedades ondulatorias La aplicación del hamiltoniano (H) permite la obtención de la energía (E) para aquel estado del electrón Para cada solución Ψ de la ecuación se encuentra un valor de E Ψ 2 indica la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado instante en un pequeñísimo volumen

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30 El orbital atómico (Ψ) queda definido por tres números: n, l y m. Cada valor de energía queda definido por el valor de n. Ψ (n, l, m) E(n) n (número cuántico principal) n: 1, 2, 3, 4, …vinculado con el tamaño (CAPA/NIVEL) l (número cuántico angular) l: 0, 1, 2, …, n-1vinculado con la forma Para cada n hay n posibles valores de l (SUBCAPA/SUBNIVEL) m (número cuántico magnético) m: -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l vinculado con la orientación en el espacio Para cada l hay 2l+1 valores de m (ORBITAL)

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35 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

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41 1s 2s 3s 2p 3p3d

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43 ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS

44 1)Aumento de la carga nuclear (Z) El orbital es más estable El electrón es más difícil de remover 2)Aumento de las repulsiones electrónicas Más electrones en el mismo orbital Más electrones en orbitales internos El orbital se desestabiliza El electrón es más fácil de remover Electrones en orbitales de diferente penetración El orbital más penetrante es más estable Penetración: s > p > d > f

45 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f 6s6p6d

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47 PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales REGLA DE HUND Si hay orbitales de igual energía disponibles, la configuración de menor energía es la que tiene el máximo número de electrones desapareados con espines paralelos


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