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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.
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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.
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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.
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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
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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
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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.
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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.
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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)
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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)
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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