tema 1: estructura de la materia

QUÍMICATEMA1: “ESTRUCTURA DE LA MATERIA”

En este tema vamos a intentar comprender la estructura de los átomos, tanto del punto de vista de la mecánica clásica como el de la mecánica cuántica.

Modelos atómicos

- Modelo atómico de Thomson: descubrió los electrones. En 1904 sugirió el

modelo “los átomos cómo esferas macizas y uniformes de carga positiva

neutralizada por los electrones que estarían incrustados en ella”.

- Modelo atómico de Rutherford: descubre el protón. En 1911 sugirió el

modelo:

- Núcleo: cargado positivamente y con la mayor parte de la masa.

- Corteza: los electrones giran alrededor del núcleo a gran distancia de él.

Fallos: los electrones al girar van perdiendo energía y acaba precipitándose

sobre el núcleo. No explica las bandas discontinuas en los espectros atómicos.

- Chadwich: descubre el neutrón. El núcleo atómico no podía estar formado

exclusivamente de protones ya que sería inestable por la fuerza repulsiva entre

cargas del mismo signo.

Naturaleza dual de la luz. Espectros atómicos.

• Hipótesis de Planck (1900): establece que la energía que emite o absorbe un

átomo está formada por paquetes o cuántos de energía. E=h·ƒ

• Efecto fotoeléctrico (1905): consiste en la emisión de electrones por parte de

ciertos metales cuando sobre ellos incide una luz de pequeña longitud de onda

(λ). E= E0 + Ec.

• Espectros atómicos: La luz solar presenta un espectro con todos los colores

llamado espectro contínuo. Los espectros atómicos son discontínuos.

– Espectro de emisión: radiación que emite cuando un elemento, en estado

gaseoso, se excita por calentamiento o descarga eléctrica. El espectro

aparece negro con líneas de colores.

– Espectro de absorción: si sobre una sustancia se hace incidir radiación

compuesta con un gran número de longitudes de onda apareceran en el

espectro unas rayas negras correspondientes a la radiación absorbida.

Modelo atómico de Bohr

• Postulados:

– El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía

radiante.

– Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento

angular múltiplo entero de h/2∏.

– La emisión o absorción de energía de un átomo se corresponde con el

tránsito electrónico entre diferentes órbitas. Las energías de estas órbitas

están cuantizadas y sus valores son:

• Interpretación del espectro del átomo de hidrógeno: la energía del fotón

intercambiado es igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que

se produce el salto.

2h

n

RE

n

Modelo atómico de Bohr

• Las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación:

• Las series espectrales: son un prupo de líneas que aparecen en el espectro de hidrógeno que se corresponden con las distintas transiciones electrónicas:

– Serie de Lyman: transiciones desde ni>1 hasta el nivel fundamental nf=1.(zona ultravioleta)

– Serie de Balmer:transiciones desde ni>2 hasta el nivel fundamental nf=2.(zona visible)

– Serie de Paschen, Brackett y Pfund:transiciones cuyo nivel inferior es respectivamente, nf=3, nf=4 y nf=5.(zona infrarroja)

1 12 2

RE hh h n n

f i

Fallos del modelo de Bohr

• No explica espectros de átomos polielectrónicos.

• No justifica que para las órbitas permitidas para el movimiento del electrón,

éste no emite energía.

• No podía justificar algunas líneas espectrales del átomo de hidrógeno

porque estaban formadas por varias. El modelo atómico de Bohr-

Sommerfeld explica la multiplicidad de las líneas espectrales admitiendo

órbitas elípticas.

Para paliar estas deficiencias surge el modelo mecanocuántico.

Modelo Mecanocuántico

• Hipótesis de De Broglie: en 1924 sugirió que los electrones podrían

mostrar características de ondas y fotones. λ=h/mv.

• Principio de Incertidumbre: en 1927 Heisenberg dice que es imposible

conocer simultáneamente la cantidad de movimiento (p) y la posición (x) de

una partícula con absoluta exactitud o certeza. Δx·Δp≥h.

• Modelo mecanocuántico: La función de onda: en 1926 Schrödinger

efectúa un tratamiento matemático que le permite estudiar el

comportamiento del electrón en un átomo, así como sus valores

energéticos. Ĥ·Ψ=E·Ψ.

Para obtener la solución de esta ecuación es preciso condicionarla a

unos parámetros llamados números cuánticos.

Orbitales atómicos y números cuánticos

• Orbitales atómicos: determinan la zona del espacio donde hay una probabilidad

mayor del 90% de encontrar los electrones en un átomo.

• Números cuánticos:

– n: número cuántico principal. n= 1, 2, 3…Tamaño del orbital.

– l: número cuántico secundario. l= Desde 0 hasta n-1. Forma del orbital.

– m: número cuántico magnético. m= Desde –l hasta +l. Orientación.

– s: número cuántico spin. s= +1/2 y -1/2. Giro del electrón sobre si mismo.

• Un orbital atómico está definido por los números cuánticos (n, l, m).

• Un electrón está definido por los 4 números cuánticos (n, l, m, s).

• Orbitales atómicos:

Orbital “s”: l=0. Orbital “p”: l=1. Orbital “d”: l=2. Orbital “f” : l=3

Para averiguar el número de orbitales (2l+1)

Configuraciones electrónicas

• Modo en el que disponen los electrones alrededor del núcleo de la

forma más estable. Se siguen 4 reglas:

– Principio de construcción de Aufbau: electrón se sitúa en el orbital vacío

disponible con menor energía.

– Primera regla de Hund: de menor a mayor (n+l).

– Principio de exclusión de Pauli: un orbital sólo puede albergar dos

electrones con espines antiparalelos.

– Principio de máxima multiplicidad de Hund: al llenar orbitales

degenerados los espines de los electrones permanecen desapareados

mientras sea posible.

• Diagrama de Möller: es el método que se utiliza para establecer el orden de

llenado de los orbitales.(flechas)

Configuraciones electrónicas

• Excepciones de configuraciones electrónicas de los elementos de

transición: cómo están favorecidas desde el punto de vista energético los

orbitales ocupados o semiocupados, los elementos del grupo del Cr (con el

orbital d con 4 electrones) pasará un electrón del orbital s al d para que

éste quede semiocupado.

• También ocurre en el grupo del Cu (con el orbital d con 9 electrones)

pasará un electrón del orbital s al d para que éste quede ocupado.

2 2 6 2 6 1 51 2 2 3 3 4 3s s p s p s d

2 2 6 2 6 1 101 2 2 3 3 4 3s s p s p s d