Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA ESTRUCTURA ATOMICA Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo 1

Rayos catódicos. Modelo de Thomson. REPASO Los rayos catódicos confirmaron la existencia de electrones en los átomos. © Grupo ANAYA. S.A. Física y Química 1º de Bachillerato Modelo atómico de Thomsom

La radiación electromagnética. REPASO Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia “” o por su longitud de onda “”, relacionadas entre sí

Experimento y modelo de Rutherford. REPASO Modelo atómico de Rutherford

Espectro electromagnético REPASO Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitu- des de ondas (rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

Espectro electromagnético.   © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

Espectros atómicos Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ

Espectro de emisión Espectro de absorción www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/ Espectro de absorción © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

Orígenes de la teoría cuántica. El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Pero tiene algunos inconvenientes: No explica los espectros atómicos. La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos). Iba en contra de la estabilidad de los átomos. Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica.

Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “ ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”.

Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. (cont) Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan: En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank) y n es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima (h x ). Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.

Efecto fotoeléctrico. Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor… Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “”.

Efecto fotoeléctrico. Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si. http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/Ef_Fotoelectrico/TeoriaEF.htm

Efecto fotoeléctrico. La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “0”. Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x . Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.

Postulados del modelo de Bohr. “Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r = n x h / 2” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”. “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas (E = h x )”

Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno) n =  E = 0 J n = 5 E = –0,87 · 10–19 J n = 4 E = –1,36 · 10–19 J n = 3 E = –2,42 · 10–19 J Energía n = 2 E = –5,43 · 10–19 J n = 1 E = –21,76 · 10–19 J

Espectros de emisión y absorción Cuando un electrón salta a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión. Cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado).

El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, 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).

Algunos espectros de emisión Litio Potasio

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

Explicación de las series espectrales utilizando el modelo de Bohr

Series espectrales Serie Balmer: aparece en la zona visible del espectro. Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del espectro. Serie Paschen Serie Bracket Serie Pfund Aparecen en la zona infrarroja del espectro

Principios básicos de la mecánica cuántica Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924. “Cada partícula lleva asociada una onda” Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en 1927. “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”:

Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie). “Cada partícula lleva asociada una onda Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2  r = n , sien “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.

Principio de incertidumbre (Heisenberg). “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula” Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

Orbitales atómicos. Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–) Y así sucesivamente…

Orbitales atómicos

¿Qué son los átomos? Los átomos son los elementos básicos que constituyen la materia que conforma nuestro cuerpo y los objetos que nos rodean. Un escritorio, el aire, las frutas, los líquidos, etc. Hay 90 átomos que existen estables y espontáneamente en la naturaleza. En los laboratorios los científicos han sido capaces de crear alrededor de 25 más y en las Tablas Periódicas actuales encontraremos unos 116 elementos químicos.

Estructura del Átomo Los átomos están conformados de tres partículas básicas: Protones: tienen una carga eléctrica positiva y están en el núcleo del átomo. Neutrones: no tienen carga eléctrica y están constituidos por la unión de un Protón, un Electrón y un Neutrino, ubicándose en el núcleo. Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que es la parte central del átomo y dan la masa del mismo. Electrones: tienen una carga eléctrica negativa y orbitan el núcleo

Los atoms son extremadamente pequeños. Han sido fotografiados con: microscopios electrónicos microscopios de barrido de tunel y microscopios de fuerza atómica. Átomos de una superficie de oro Obtenida con un microscopio de Fuerza atómica. Animación de átomos fotografiados con microscopio de barrido de tunel

Número Atómico y Número de Masa Número Atómico identifica el átomo de un elemento. Es igual al número de protones en el núcleo. Número de Masa es igual al número de protones más el número de neutrones en el núcleo. Aproximadamente igual a la masa de un átomo en Unidades de Masa Atómica (uma).

Ejemplo En la notación : El número atómico, Z es 6 El número de masa, A es 14 El número de protones es 6. El número de neutrones puede ser calculado de la fórmula A = N + P; N = A - P N = 14 - 6 = 8 neutrones.

El Protón (P+) Los científicos pensaban originalmente que no existía nada más pequeño que el Protón en el núcleo del átomo. Lo descubre E. Golstein en 1886. Su masa es 1,67x10-24 g Se representa como P+ y tiene una carga eléctrica positiva Su masa es 1.837 veces mayor que la del electrón

Quarks Pero en 1968 los científicos descubrieron nuevas partículas dentro del Protón. Las llamaron Quarks. El concepto de quark fue propuesto independientemente en 1963 por los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig. El término quark se tomó de la obra Finnegans Wake del escritor irlandés James Joyce.

Gluones Hay tres quarks en cada protón. Los quarks se mantienen unidos mediante otras partículas llamadas Gluones, que no tienen masa ni carga eléctrica; sólo poseen energía electromagnética.

El Neutrón (n) El Neutrón fue identificado por primera vez en 1932 por el físico británico James Chadwick. No tiene carga eléctrica Está conformado por la unión de un Protón, un Electrón (se anulan sus cargas eléctricas) y un Neutrino

Quarks En 1968 los científicos descubrieron nuevas partículas dentro del Neutrón. Estas tres partículas también eran quarks, unidas también por energía electromagnética llamadas Gluones

Núcleo Atómico El núcleo es el centro del átomo. Fue descubierto en 1911, pero tomó 21 años de experimentación identificar sus partes. Es donde se concentra la, prácticamente, totalidad de la masa atómica. Está formado por Protones y Neutrones, unidos por medio de la interacción nuclear fuerte. La cantidad de Protones en el núcleo, determina el elemento químico al que pertenece. Los núcleos atómicos con el mismo número de Protones pero distinto número de Neutrones se denominan Isótopos.

Isótopos Los isótopos son átomos con el mismo número de Protones pero difieren en el número de Neutrones. La figura muestra tres isótopos diferentes del Hidrógeno. Hidrógeno Deuterio Tritio La mayoría de los isótopos son estables, a diferencia de los isótopos radiactivos que son inestables y se transforman a estructuras más estables emitiendo partículas y energía (radiación).

¿Podemos ver átomos? Átomos de Níquel Imágenes obtenidas con Microscopio de Barrido de Efecto Túnel

Fe sobre Cu

...vemos átomos... Superficie de átomos de Níquel con un átomo de Xenón unido

... y más átomos... Átomos de platino

...“escribimos” con átomos... Átomos de Xenón sobre superficie de Níquel

...en varios idiomas... Átomos de Hierro sobre superficie de átomos de cobre

5º Congreso Solvay. Bruselas 1927 5º Congreso Solvay. Bruselas 1927. Diecisiete de los veintinueve asistentes eran o se hicieron ganadores de Premio Nobel Si quieres conocer quienes son vete a: http://es.wikipedia.org/wiki/Congreso_Solvay Si quieres conocer quienes son vete a: http://es.wikipedia.org/wiki/Congreso_Solvay

El 29 de septiembre de 1954, nació formalmente el CERN (siglas de Consejo Europeo para la Investigación Nuclear, llamado así aún hoy por motivos históricos). En las cercanías de Ginebra se han dibujado las circunferencias aproximadas de los túneles de los aceleradores LEP/LHC (de 8,5 km de diámetro) y el SPS (de más de 2 km de diámetro). A la derecha se ve, casi entera, la pista del aeropuerto de Ginebra y encima el lago Léman.