Unidad de Nº1: “Modelo mecano cuántico”

Presentación del tema: "Unidad de Nº1: “Modelo mecano cuántico”"— Transcripción de la presentación:

1 Unidad de Nº1: “Modelo mecano cuántico”
Docente: Ariela Espinoza Curso: Iº A y B

2 Objetivo /04/2011 I.- Describen propiedades del electrón, carga, masa y spin. II.-Establecen la dualidad onda-partícula del electrón según el principio de De Broglie y su utilidad científica y tecnológica, por ejemplo, en la existencia de dispositivos como el microscopio electrónico.

3 ¿Qué sucede cuando frotamos un globo contra el cabello?

4 La naturaleza de la luz Según el modelo ondulatorio clásico, la luz actúa como onda, lo que explica fenómenos como: - Formación del arco iris - Funcionamiento de las lentes - La distorción de las imágenes en el agua

5 Ondas

6 Relación entre longitud de onda y frecuencia
Al ser este valor constante, una radiación con una frecuencia alta tiene una longitud de onda corta y viceversa.

7 Ahora… a trabajar Desarrolla en tu cuaderno el “Desafío científico” de la página 20 de tu texto guía.

8 Propiedades del electrón
Carga Masa Spin Dualidad onda partícula

9 Naturaleza dual del electrón
En 1942 Louis de Broglie para explicar los niveles energéticos dijo que: “ si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de partículas, es posible que los electrones posean propiedades ondulatorias”

10 Sugirió entonces que…

11 Comportamiento ondulatorio del electrón.

12 Microscopio electrónico

13 Objetivo /04/2011 Explican el significado de los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) que posibilitan la caracterización de diversos átomos

14 Modelo mecano cuántico
Fue propuesto por Schrodinger en 1926.

15 Modelo mecano cuántico
“Sólo se puede describir la ubicación probable de un electrón, esto es, dónde puede encontrarse la mayor cantidad del tiempo” “Los electrones no giran entonces en órbitas fijas, si no en orbitales.”

16 Nº cuánticos de un orbital atómico.
Un orbital atómico se especifica por cuatro números cuánticos. El número cuántico principal (n): es un entero (+) (1, 2, 3, 4…) Indica el tamaño relativo. El número cuántico secundario (l) es un entero que va desde 0 hasta n – 1  indica la forma del orbital

17 Nº cuánticos de un orbital atómico.
3.- El número magnético (m): es un entero que va desde ( -l….-1, 0, +1….+l), representa la orientación del orbital en el espacio alrededor del núcleo. 4.- Espin (s): +1/2 y – 1/2

18 Resumiendo…

19 Ahora tú… ¿Qué valores de números cuánticos secundarios (l) y magnético (m) se permiten para n = 3 ? ¿Cuántos orbitales se permiten?

20 Objetivo /05 Distinguen diversos elementos químicos de acuerdo a su emisión de luz en el espectro visible, como consecuencia de la excitación de electrones.

21 Espectro atómico

22 Espectro de emisión

23 Espectro de absorción

24 ¡Será calificado con una nota acumulativa!
Tarea Desarrollada en una hoja el “Desafío científico” de la página 27 del texto guía. ¡Será calificado con una nota acumulativa!

25 Exposición tema Nº1: Principio de incertidumbre de Heisenberg en relación a la posición y cantidad de movimiento del electrón. Tema nº2: Principales aportes de las investigaciones científicas de Shrodinger, que dieron origen al modelo Mecano – Cuántico Tema 3: Principales aportes de Planck, que dieron origen al modelo mecano cántico Tema nº4: principales aportes de De Broblie, que dieron origen al modelo mecano cuántico tema nº5 . Principales aportes de Einstein,. que dieron origen al modelo mecano cuántico

26 Los niveles de los átomos contienen sub niveles o sub capas que designan la forma de los orbitales. Cada sub nivel se designa con una letra: l =0 es un sub nivel s l =1 es un sub nivel p l =2 es un sub nivel d l =3 es un sub nivel f

27

28 Por ejemplo… El sub nivel con n = 2 y l = 0, se llama sub nivel 2s

29 Ahora tú… Indica el nombre, los números cuánticos magnéticos y el número de orbitales para cada subnivel con los números cuánticos siguientes: A) n=3, l= 2 B) n= 2, l= 0 C) n= 5, l= 1 D) n= 4, l =3

30 Configuración electrónica
Es la distribución de los electrones dentro de los orbitales atómicos.

31 Principio de construcción o de Aufbau
1.- Principio de mínima energía: “Los e- se ubican primero en los orbitales de más baja energía” 2.- Principio de exclusión de Pauli: “Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines diferentes.

32 Principio de construcción o de Aufbau
3.- Principio de máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de la misma energía, los electrones entran de a uno, ocupando cada órbita con el mismo espin, luego del semillenado se produce el apareamiento de espines opuestos.

33

34 Orden para el llenado de los sub niveles de energía.
La energía de los subniveles se incrementa con el Nº cuántico principal n (1<2<3, etc.) y el Nº cuántico secundario l ( s<p<d<f). Cuando n aumenta los subniveles están más juntos, por lo que hay superposiciones. Ej. 4s es ligeramente más bajo en energía, que el 3d.

35 Orden para el llenado de los sub niveles de energía.

36 Diagrama de las diagonales.

37 Manos a la obra…

38 Teoría corpuscular Isaac Newton
Teoría odulatoria Christian Huygens Teoría electromagnética Maxwell Teoría de los cuantos Max Planck Mecánica ondulatoria Louis De Broglie

39 Resumen de las presentaciones

40 De la física clásica a la física cuántica
Fenómenos que no explicaba la física clásica: 1) Radiación de cuerpo oscuro. 2) Efecto fotoeléctrico 3) Espectro atómico

41 Radiación de un cuerpo oscuro

42 Max Planck… en 1900 “La energía sólo puede liberarse (o ser absorbida) por los átomos en paquetes discretos con un tamaño mínimo” CUANTOS

43 A partir de ello propuso que la energía (E) de un solo cuanto era igual a una constante (h) multiplicada por la frecuencia (n): h = Constante de Planck

44 Efecto fotoeléctrico ! Frecuencia umbral !

45 Aplicable a las placas solares

46 Dijo que la luz era un rayo de partículas denominados
A partir de esto, Einstein… Dijo que la luz era un rayo de partículas denominados FOTONES

47 Espectro atómico

48 Espectro de emisión

49 Espectro de absorción