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LA ESTRUCTURA INTERNA DEL ÁTOMO
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EL MODELO DE BOHR
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Absorción de un fotón (átomo de Bohr)
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¿Qué es la luz?
¿Qué son los colores?
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E creciente
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Los espectros de emisión de los elementos
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Ejemplos de espectros de emisión
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Cinc (color de la llama: celeste verdoso)
Cobre (colores de la llama: azul y verde)
Magnesio (color de la llama: blanco)
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http://rabfis15.uco.es/Modelos At%C3%B3micos .NET/Modelos/ModBohr.aspx
SIMULACIONES:
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Las órbitas de Bohr(1913)
Bohr postuló que los electrones son los responsables de la emisión de luz.
Los e- se mueven en órbitas en torno al núcleo atómico. Hay sólo algunas órbitas estables. Cada órbita tiene lugar para un cierto número de e- (2, 8, 18, etc.) Los e- pueden absorber energía ( de a un fotón) para pasar de su
órbita fundamental a una órbita superior (mayor energía). Los e- excitados emiten cuantos de energía, de a uno por vez,
“descendiendo” a una órbita inferior (menor energía).
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Interrogantes
¿Por qué el e- más cercano al núcleo no “cae” sobre él?
¿Por qué en los espectros de emisión de los átomos multielectrónicos aparecen líneas de más?
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EL MODELO ACTUAL
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El principio de incertidumbre
(Heisenberg, 1927)
No podemos conocer con exactitud, para un mismo instante, la posición y la velocidad del electrón
Principio fundamental de la Física moderna
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Interpretación
Si sabemos dónde está un e- en un instante dado, no podemos saber a qué velocidad se mueve
Si sabemos a qué velocidad va, no sabemos dónde está
Esto implica que las órbitas de Bohr no son correctas
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Modelo de Bohr y Modelo de Heisenberg
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La ecuación de onda de Schrödinger
Erwin Schrödinger elaboró una nueva ecuación matemática para los e-
Premio Nobel de Física 1933
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Con esta ecuación se pueden calcular :
los valores de E° permitidos para cada electrón
la probabilidad de encontrar cada e- en un determinado punto del espacio alrededor del núcleo
esta es la mejor información que podemos conocer acerca del comportamiento del e-
La ecuación de onda de Schrödinger
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ORBITALES
•Son la representación gráfica de la función de onda para los distintos niveles de Energía de los electrones
•Tienen distintas formas y tamaños
•Se los “nombra” por medio de números y letras (nivel de E° y forma del orbital)
•Nos muestran la región del espacio donde es más probable encontrar a cada e-
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El orbital 1s
Es el orbital de MENOR energía.
Es el más cercano al núcleo
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El orbital 2s
Es el segundo orbital en nivel de energía.
Tiene mayor tamaño que el 1s
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Los orbitales p
Hay tres tipos de orbitales “p” en cada nivel de E (excepto en el nivel 1)
Son perpendicu-lares entre sí
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Los orbitales “d”
Hay cinco tipos de orbitales “d” en cada nivel de E
(a partir del nivel 3)
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Los niveles de energía para el átomo de H
El único e- se ubica en el orbital de menor energía
Los 4 orbitales del nivel 2 tienen la misma E, y los 9 orbitales del nivel 3 también
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Átomos multielectrónicos (reglas)
Núnca puede haber más de 2 e- en un mismo orbital.
Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no pueden existir dos e- con los 4 números cuánticos iguales =>cuando 2 e- están en el mismo orbital (ocupan la misma región del espacio), deben tener sus spines opuestos.
Los e- se ubican en los orbitales procurando llenar primero los de menor energía.
Los orbitales s tienen menor energía que los p, y los p menor energía que los d del mismo nivel.
Regla de Hund: en presencia de varios orbitales libres equivalentes, los e- se ubican ocupando el máximo número de ellos y con el mismo spin.
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Átomos multielectrónicos
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Ordenamiento de los niveles de Energía
(átomos multielectrónicos)
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Configuración electrónicaElemento Z Config. electrónica
Litio 3 1s2 2s1
Oxígeno 8 1s2 2s2 2p4
Sodio 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Cloro 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5