ESPECTROS ATÓMICOS

ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN VAPOR ATÓMICO ENERGÍA

ESPECTROS ATÓMICOS DE ABSORCIÓN

Átomo de Hidrógeno Átomo de Mercurio 400 500 600 700 800nm Átomo de Mercurio 400 500 600 700 800nm

RH = constante de Rydberg = 109677 cm-1 SERIE ULTRAVIOLETA SERIE VISIBLE SERIE INFRARROJA 0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600nm ECUACIÓN DE RYDBERG 1/λ = RH (1/n12 - 1/n22) RH = constante de Rydberg = 109677 cm-1 n1 = 1 (ultravioleta) n2 = 2, 3, 4, …. Serie de Lyman n1 = 2 (visible) n2 = 3, 4, 5, …. Serie de Balmer n1 = 3 (infrarroja) n2 = 4, 5, 6, …. Serie de Paschen n1 = 4 (infrarroja) n2 = 5, 6, 7, …. Serie de Brackett

MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

El átomo de Hidrógeno sólo tiene algunos estados permitidos de energía (estados estacionarios) en los cuales el electrón se mueve en una órbita circular El átomo no emite energía cuando está en un estado estacionario 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.

Fuerza de interacción de cargas = F = cte.q1.q2/r2 (Ze)e/r2 = mv2/r m.v.r = momento angular = nh/2π (“cuantificación”) v = nh/2πmr Reemplazando en la anterior Ze2/r2 = (m/r).(n2h2/4π2m2r2) Despejando “r”: r = n2h2/4π2mZe2 = n2ao/Z ao = radio de Bohr = 0,53 A

r = ao, 4ao, 9ao, 16ao

Energía potencial de cargas = Ep = cte.q1.q2/r E = Ec + Ep Energía potencial de cargas = Ep = cte.q1.q2/r E = ½mv2 – Ze2/r Recordando: Ze2/r2 = mv2/r E = Ze2/2r – Ze2/r = -Ze2/2r Sustituyendo “r” E = -Z2e2/2n2ao = -Z2R/n2 R = 2,18x10-11 ergios

E“salto” = Z2R(1/na2 – 1/nb2) E“salto” = Eb - Ea E“salto” = Z2R(1/na2 – 1/nb2) E“salto” = h.c/λ 1/λ = Z2.R/h.c(1/na2 – 1/nb2) 1/λ = 109677.Z2(1/na2 – 1/nb2) Para el hidrógeno: 1/λ  109677(1/na2 – 1/nb2) 1/λ  109677(1/na2 – 1/nb2) Coincide con la ecuación de Rydberg!!

RH (energía) = 2,18x10-11 ergios RH (número de onda) = 109677 cm-1 RH (frecuencia) = 3,3x1015 s-1 RH(energía) = h.RH(frecuencia) = h.c.RH(número de onda)

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

MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD

PRINCIPIO DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA LOUIS DE BROGLIE (1924)

COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA AIRE AGUA AIRE AGUA REFRACCIÓN DIFRACCIÓN

COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA INTERFERENCIA PATRÓN DE DIFRACCIÓN

Las partículas tienen asociada una onda E = mc2 = 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

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

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

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 Ψ2 indica la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado instante en un pequeñísimo volumen

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-1 vinculado 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)

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

1s 2s 3s 2p 3p 3d

ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS

ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS Aumento de la carga nuclear (Z) El orbital es más estable El electrón es más difícil de remover 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

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d

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