GENERAL Unidad II: Estructura atómica de la materia

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1 GENERAL Unidad II: Estructura atómica de la materia
Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Carreras: Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en Física Unidad II: Estructura atómica de la materia

2 UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA
UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA. Evidencias que muestran la complejidad del átomo. Modelo atómico de Rutherford – Bohr. El átomo de hidrógeno. Naturaleza de la luz. Espectros atómicos. Rayos X y el número atómico. Dualidad onda – partícula. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Modelo atómico moderno.

3 Evolución del modelo atómico

4 Teoría atómica de Dalton
1-Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas, llamadas átomos. 2- Los átomos de un elemento dado son idénticos; los átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen propiedades distintas (incluida la masa). 3- Los átomos no se crean ni destruyen en las reacciones químicas, ni se transforman en átomos diferentes. 4-Se forman compuestos cuando se combinan átomos de más de un elemento; y lo hacen en una proporción numérica sencilla. Un compuesto dado, siempre tiene el mismo número relativo y clase de átomos.

5 MODELO ATOMICO DE THOMSON
Modelo del bizcocho de ciruelas o modelo del budín de pasas. El átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva. .

6 El modelo atómico de Thomson.
Es estático porque los electrones no tienen movimiento. La masa y la carga eléctrica positiva se hallan repartidas y distribuidas uniformemente en todo el espacio ocupado por la esfera. El error que cometió Thomson fue que hizo suposiciones incorrectas de cómo se distribuía la carga positiva en el interior del átomo. 

7 Modelo atómico de Rutherford
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. modelo atómico nuclear

8 Experimento de Rutherford. 1910
Los estudios de Rutherford demostraron que el átomo estaba vacío en su mayor parte ya que el núcleo abarcaba casi el 100% de la masa del átomo. Experimento de Rutherford. 1910

9 Lo esperado de acuerdo al modelo de Thomson
Lo observado, algunas partículas se desvían, por lo que debe existir una zona en la que hay concentración de carga positiva Cuando una partícula  se aproxima al núcleo, se produce una repulsión y el ángulo de desviación depende de la distancia entre la partícula y el núcleo.

10 Inconvenientes del Modelo de Rutherford
Si el electrón estaba quieto debería ser atraído por el núcleo y finalmente colapsar con el. Si se movía describiendo órbitas, la teoría Electromagnética predecía que iría perdiendo energía y finalmente caer. Incapaz de predecir los espectros atómicos. Pronto se evidenció que la mecánica clásica fracasa cuando se aplica a los electrones en los átomos Para investigar la estructura interna de los átomos, se estudian las propiedades de la radiación electromagnética que ellos emiten

11 Evidencias que muestran la complejidad del átomo
Naturaleza eléctrica de la materia: los átomos están compuestos por partículas fundamentales Interacción de la materia con la energía en forma de luz: estudios de los colores de la luz que las sustancias emiten o absorben Quedó claro que la disposición de las partículas determina las propiedades químicas y físicas de cada elemento

12 Características de la radiación electromagnética.
La luz es un tipo de radiación electromagnética está formado por oscilaciones (variaciones en el tiempo) de campos eléctricos y magnéticos (con la misma longitud de onda y frecuencia) que viajan a través del espacio vacío, en planos perpendiculares entre sí, a una velocidad de 3x108 m.s-1. Otros ejemplos de radiaciones electromagnéticas son las ondas de radio, rayos X, microondas.

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14 Una razón por la que una radiación electromagnética es una buena herramienta para el estudio de los átomos, es que un campo eléctrico ejerce acciones sobre las partículas cargadas como los electrones. El número de ciclos por segundo (o el número de ondas que pasan por un punto determinado en un segundo) se denomina frecuencia de la radiación y se simboliza  (nu). La unidad de frecuencia, 1hertz (1 Hz) se define como 1 ciclo por segundo (1 Hz = 1 ciclo/s); 1Hz = 1 s-1.

15 La amplitud es la altura de la onda por sobre la línea central
La amplitud es la altura de la onda por sobre la línea central. El cuadrado de la amplitud determina la intensidad o brillo de la radiación. La longitud de onda (λ) es la distancia entre dos picos (crestas o valles). La longitud de onda de las ondas electromagnéticas se expresa comúnmente en nanómetros (nm). Las longitudes de onda de la luz visible son cercanas a 500 nm.

16 Nuestros ojos detectan radiación electromagnética con longitudes de onda comprendidas en el rango de 700 nm (luz roja) a 400 nm (luz violeta), rango denominado luz visible y la frecuencia de la luz visible determina su color.

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18 Se cumple la relación: c = λ.  .
a una longitud de onda corta corresponde una radiación de alta frecuencia y a una longitud de onda larga corresponde una radiación de baja frecuencia. Por ejemplo, para hallar la λ de la luz azul de frecuencia  = 6,4 x 1014 Hz, se aplica λ = c/; c = 3 x 108 m/s λ = 4,7 x 10-7 m (470 nm). La radiación ultravioleta, es radiación de frecuencia mayor que la de la luz violeta, su longitud de onda es algo menor que 400 nm La radiación infrarroja, que experimentamos como calor tiene frecuencia menor y longitud de onda más larga que la luz roja; su longitud de onda es un poco mayor de 800 nm

19 Color, frecuencia y longitud de onda de la radiación electromagnética
Tipo de radiación Frecuencia (1014 Hz) Longitud de onda (nm) Energía por fotón (10-19 J) rayos X y rayos   103  3 103 ultravioleta 8,6 350 5,7 LUZ VISIBLE violeta 7,1 420 4,7 azul 6,4 470 4,2 verde 530 3,8 amarillo 5,2 580 3,4 naranja 4,8 620 3,2 rojo 4,3 700 2,8 infrarrojo 3,0 1000 2,0 microondas y ondas de radio  10-3  3x106

20 Radiación, cuantos y fotones.
Max Planck, físico alemán, propuso que el intercambio de energía entre materia y radiación ocurre en cuantos o paquetes de energía. Su idea central fue que un átomo que oscila a una frecuencia  puede intercambiar energía con sus alrededores solo en paquetes de magnitud E= h. La constante h, es llamada constante de Planck h = 6,626x10-34 J.s. La evidencia de su propuesta provino del efecto fotoeléctrico, la expulsión de electrones de un metal cuando su superficie se expone a la radiación ultravioleta.

21 Las observaciones experimentales fueron las siguientes:
a) los electrones no son expulsados a menos que la radiación posea una frecuencia por encima de cierto valor umbral característico de cada metal; b) los electrones son expulsados inmediatamente, sin importar cuán baja sea la intensidad de la radiación; c) la energía cinética de los electrones expulsados aumenta linealmente con la frecuencia de la radiación incidente.

22 Einsten propuso que la radiación electromagnética está compuesta por partículas, las que posteriormente fueron denominadas fotones. Cada fotón puede ser considerado como un paquete de energía y la energía de un único fotón se relaciona con la frecuencia de la radiación a través de la ecuación E= h. La intensidad de la radiación es un índice del número de fotones presentes, mientras que la energía, E= h, es una medida de la energía de cada fotón individual. Por ejemplo, la energía de un único fotón de luz azul de frecuencia 6,4x1014 Hz es: E= (6,626x10-34 J. s) x (6,4x1014 s-1) = 4,2 x J. 1Hz = 1s -1

23 Las observaciones experimentales del efecto fotoeléctrico, se pueden interpretar a la luz de la teoría de Einsten: Un electrón puede ser arrancado del metal sólo si recibe por lo menos una determinada energía mínima, , del fotón durante la colisión. La frecuencia de la radiación debe tener un valor mínimo particular si los electrones han de ser expulsados. Esta frecuencia mínima depende de la función de trabajo y por lo tanto de la identidad del metal. Siempre que un fotón tenga la energía suficiente, una colisión produce la expulsión inmediata del electrón. La energía del electrón expulsado del metal aumenta linealmente con la frecuencia de la radiación incidente

24 El efecto fotoeléctrico proporciona fuerte apoyo a la idea de que la radiación electromagnética consiste en fotones que se comportan como partículas. Sin embargo, hay abundante evidencia que demuestra que la radiación electromagnética se comporta como ondas, tal el caso de la difracción de un rayo de luz.

25 Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno.
Espectro de emisión del átomo de hidrógeno En 1913, el físico danés Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. En esa fecha, los físicos ya sabían que los átomos estaban formados de electrones y protones. Consideraban al átomo como una unidad donde los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a gran velocidad, un movimiento semejante al de los planetas alrededor del sol.

26 Se suponía que en el átomo de hidrógeno, la atracción electrostática entre el protón positivo y el electrón negativo empujaba al electrón hacia el núcleo, y que esta fuerza se contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del electrón. El modelo del átomo de Bohr, suponía que los electrones se movían en órbitas circulares, pero imponía como restricción que el único electrón del átomo de hidrógeno podía localizarse sólo en ciertas órbitas. Como cada órbita tiene una energía particular, las energías asociadas al movimiento del electrón en las órbitas permitidas, deberían tener un valor fijo, es decir estar cuantizadas .

27 Bohr supuso que la emisión de radiación por un átomo de hidrógeno energizado se debía a la caída del electrón desde una órbita de mayor energía a otra de menor energía originando un cuanto de energía (un fotón) en forma de luz.

28 Bohr demostró que las energías que puede tener el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por la expresión: En = - RH (1/n2) R H : constante de Rydberg = 2,18 x J; n: número entero denominado número cuántico principal= 1,2,3….. El signo negativo en la ecuación es una convención arbitraria para indicar que la energía del electrón en el átomo es menor que la energía del electrón libre. A la energía de un electrón libre se asigna un valor arbitrario igual a cero.

29 El valor más negativo de En se alcanza para n=1 y corresponde al estado energético más estable conocido como estado fundamental o nivel basal que corresponde al estado de energía más bajo de un sistema (en este caso un átomo). La estabilidad del electrón disminuye a medida que n aumenta (n = 2,3,…..). A cada uno de estos niveles se lo denomina estado excitado o nivel excitado y tiene mayor energía que el estado fundamental.

30 Ef = -RH (1/nf2) ; Ei= -RH (1/ni2) ∆ E = (-RH /nf2) - (-RH /ni2)
La teoría de Bohr permite explicar el espectro de líneas del átomo de hidrógeno. Si el átomo absorbe energía radiante, su electrón pasa de un estado de energía más bajo (menor valor de n) a otro de mayor energía (mayor valor de n). En cambio, si el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, se emite energía radiante en forma de un fotón. ∆E = Ef – Ei Ef = -RH (1/nf2) ; Ei= -RH (1/ni2) ∆ E = (-RH /nf2) - (-RH /ni2) ∆ E = RH (1/ni2 – 1/nf2) ∆ E = h  = RH (1/ni2 – 1/nf2)

31 El espectro de emisión del hidrógeno abarca una amplia gama de longitudes de onda desde el infrarrojo hasta el ultravioleta. Las series de transición en el espectro del hidrógeno llevan el nombre de sus descubridores: Series nf ni región del espectro Lyman 1 2, 3, 4… ultravioleta Balmer 2 3, 4, 5… visible y ultravioleta Paschen 3 4, 5, 6… infrarrojo Brakett 4 5, 6, 7…. Infrarrojo

32 En la figura, cada línea horizontal representa un nivel de energía permitido para el electrón de un átomo de hidrógeno. Los niveles de energía se identifican con su número cuántico principal.

33 La teoría de Bohr aplicada al átomo de hidrógeno tiene cuatro postulados:
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares permitidas. Cada órbita permitida tiene una energía definida, es decir la energía está cuantizada. Cuando el electrón se halla en una órbita permitida es estable, es decir no irradia energía, sólo puede ganar o perder energía cuando pasa de una órbita permitida a otra. Para que el electrón se halle en una órbita permitida debe cumplir con la condición cuántica, la cual establece que el momento angular del electrón debe ser un múltiplo entero de la cantidad (h/2).

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36 Dualidad onda partícula de la materia. La naturaleza dual del electrón
En 1925, Louis de Broglie propuso que si las ondas luminosas se pueden comportar como una corriente de partículas (fotones), quizá las partículas, como los electrones, podían tener propiedades ondulatorias. De Broglie llegó a la conclusión de que las ondas se pueden comportar como partículas y éstas pueden exhibir propiedades ondulatorias. Dedujo que las propiedades de partícula y de onda se relacionan por medio de la expresión: λ = h / m .v

37 Esta ecuación implica que una partícula en movimiento se puede tratar como si fuera una onda, y en una onda se pueden observar las propiedades de una partícula. La longitud de onda asociada con la “onda de materia” es inversamente proporcional a la masa de la partícula, m, y a su velocidad, v. El producto de la masa y la velocidad se denomina momento lineal, p, de una partícula, por lo tanto λ = h/p

38 Ejercicio: Calcule la longitud de onda de las siguientes partículas: a) una pelota de tenis de masa 6,00 x 10-2 kg que viaja a una velocidad de 63 m/s; b) un electrón, masa = 9, 1094 x kg que se desplaza a 68 m/s. a) λ = h/m v; λ = 6,63x10-34 J. s/ (6,0 x 10-2 kg) x 63 m/s = 1,6 x m. b) λ = h/mv; λ = 6,63 x J.s / (9,1094 x kg)x 68 m/s = 1,1 x 10-5 m o 1,1 x 104 nm. Esta longitud de onda se encuentra en la región infrarroja. Aunque la ecuación de de Broglie, se aplica a distintos sistemas, las propiedades ondulatorias solo se observan en los electrones y otras partículas submicroscópicas.

39 Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Mecánica cuántica Principio de Incertidumbre de Heisenberg La propuesta de Bohr no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón como los de helio y litio. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema: cómo precisar la posición de una onda, ya que al extenderse en el espacio, no se puede saber su posición exacta.

40 Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se comporta como onda W. Heisenberg formuló una teoría, que hoy se conoce como Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa x velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente”. Matemáticamente esto se expresa: ∆x . ∆p ≥ h/4π. ; ∆p . ∆x ≥ ½ ћ Ћ: h partida, significa h/2π ; Ћ = 1,05457 x J.s ∆x y ∆p son las incertidumbres en las mediciones de la posición y el momento respectivamente

41 Este principio, tiene consecuencias prácticas insignificantes para objetos macroscópicos, pero es de gran importancia para los electrones en los átomos. Aplicando este principio al átomo de hidrógeno, se deduce que en realidad, el electrón no viaja en la órbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como suponía Bohr. Si así fuera, podría ser factible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la órbita) y su momento (mediante su energía cinética), con lo cual se violaría este principio.

42 La contribución de Bohr fue importante para la comprensión de los átomos y su sugerencia de que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada, permanece inalterada. Pero esta teoría no describe por completo el comportamiento electrónico en los átomos. En 1926, mediante un desarrollo matemático complejo, el físico austriaco E. Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas en general. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una función de onda ψ (psi), la cual depende de la ubicación del sistema en el espacio (como la del electrón en un átomo).

43 La función de onda en sí misma, no tiene significado físico directo, pero la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado de la función de onda ψ2. ψ2 es una densidad de probabilidad, esto es, la probabilidad de encontrar a la partícula en una pequeña región dividida por el volumen de esa región. La ecuación de Schrödinger inició una nueva era para la Física y la Química abriendo un nuevo campo, la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.

44 Descripción mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno.
La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el electrón del átomo de hidrógeno e identifica las respectivas funciones de onda. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible del átomo de hidrógeno

45 El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del átomo. El cuadrado de la función de onda, ψ2, define la distribución de la densidad electrónica alrededor del núcleo en el espacio tridimensional. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, lo contrario se aplica a las regiones de baja densidad electrónica . En la mecánica cuántica, el concepto de órbita del modelo de Bohr, se sustituye por el de orbital atómico.

46 El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo. Decir que un electrón está en cierto orbital, significa que la distribución de densidad electrónica o probabilidad de localizar un electrón en el espacio, se expresa mediante el cuadrado de la función de onda asociada con ese orbital. Un orbital atómico tiene una energía característica y una distribución característica de la densidad electrónica.

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