Tema 1. Estructura de la materia 1. Modelos atómicos 2. Naturaleza de la luz 3. Espectros atómicos y modelo de Bohr 4. Modelo mecanocuántico - De Broglie.

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1 Tema 1. Estructura de la materia 1. Modelos atómicos 2. Naturaleza de la luz 3. Espectros atómicos y modelo de Bohr 4. Modelo mecanocuántico - De Broglie - Heisenberg - Schrödinger 5. Números cuánticos 6. Orbitales atómicos y configuración electrónica

2 1. Modelos atómicos 1.1 Modelo Thomson. Corriente sometida a campo eléctrico y magnético

3 Tubo de rayos sometido a campo eléctrico o magnético externo. Se trata de una radiación de naturaleza eléctrica

4 Los electrones poseen masa

5 1.2 Rutherford Una de las consecuencias del modelo de Rutherford es que la carga positiva de los átomos se concentra en una región muy pequeña del espacio: el núcleo atómico

6 Queda caracterizado el átomo por el descubrimiento de los nucleones: Protones y neutrones A partir de la medida de masas atómicas se demostró que no todos los a´tomos de una elemento tiene el mismo número másico: ISÓTOPOS

7 2. Naturaleza de la luz Teoría corpuscular (Newton) Teoría ondulatoria (Experimento de Young, teoría Huygens) Dualidad. https://www.youtube.com/watch?v=elQYG5brROY

8 Planck.  Obtener una expresión matemática que estuviera de acuerdo con los datos experimentales  Un sistema que describe un movimiento armónico simple con frecuencia (f o υ ), solo puede tener, y por lo tanto solo puede emitir energías dadas por:E = n h f  n, número entero positivo  f, es la frecuencia de la oscilación  h, constante de Planck  Cualquier entidad que satisfaga esta hipótesis, presenta un espectro discreto de energía.

9 Fenómeno que corrobora - Efecto fotoeléctrico

10 3. Espectros atómicos y modelo de Bohr Espectro electromagnético Representación de todas la radiaciones electromagnéticas por orden creciente de frecuencia o decreciente de longitud de onda. Existen espectros de emisión y de absorción.

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12 Modelo de Bohr - Problemas. 1) No justifica la discontinuidad de la energía, acepta como posible cualquier valor 2) El electrón gira emitiendo energía continuamente, por lo que colapsaría en el núcleo.

13 Postulados de Bohr: Postulado 1. Los electrones giran en sus órbitas sin emitir energía Postulado 2. Solo son posibles las órbitas que cumplan que su momento angular sea L= n h/2 L= r m v Postulado 3. Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía. Esta energía está cuantizada. E (fotón)= Efinal- Einical

14 Energía del electrón en las órbitas. E T = - 1/n 2 (2K 2 me 42 /h 2 ) n=1 E 1 = -Rh E 1 =-13,6 eV Constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno 2,18x10 -18 J n=2 E 2 = -1/4 Rh E 2 =1/4 E 1 n=

15 Interpretación de espectros atómicos

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17 4. Modelo mecanocúantico 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”:

18 Dualidad onda corpúsculo “Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es: λ=h/mv Los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, perímetro de una onda circular es la repetición de sus longitudes de onda. 2 π r = n λ “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.

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

20 Ecuación de onda Schörodinger - Los electrones son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de onda Ψ - Los electrones se distribuyen en orbitales que son regiones del espacio con una alta probabilidad de encontrar un electrón.

21 Se tienen en cuenta los siguientes números cuánticos: Número cuántico principal (n = 1, 2, 3...): indica el nivel energético del electrón y su distancia al núcleo Número cuántico secundario o Azimutal (l = 0, 1, 2,..., n-1): subniveles energéticos para cada n. (forma) Número cuántico magnético (m): orientación del orbital ante campos magnéticos externos. Valores entre -l y + l (orientación) Número de espín (s): sentido del giro del electrón. Valores ½ y – ½ (sentido de rotación) 5. Números cuánticos y niveles de energía

22 6. Orbitales atómicos http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/

23 7. Configuración electrónica