2q 01 estructura materia

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  • Completar el efecto fotoeléctrico
  • 2q 01 estructura materia

    1. 1. Estructura de la materia.Introducción a la Química moderna. Unidad 1
    2. 2. 2Contenidos (1)1.- Radiación electromagnética y espectros atómicos. 1.1. Series espectrales. 1.2. Ley de Rygberg ( ).2.-  Orígenes de la teoría cuántica. 2.1.  Hipótesis de Planck. 2.2. Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.3.-   Modelo atómico de Bohr.4.-   Principios de la mecánica cuántica. 4.1. Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie). 4.2. Principio de incertidumbre (Heisenberg). 4.3. Orbitales atómicos.
    3. 3. 3Contenidos (2)5.-   Modelo cuántico para el átomo de hidrógeno. 5.1. Números cuánticos.6.- Configuraciones electrónicas. 6.1. Principio de mínima energía (aufbau) 6.2. Regla de Hund. 6.3. Principio de exclusión de Pauli.
    4. 4. 4Rayos catódicos. REP REPASO ASOModelo de Thomson. Los rayos catódicos confirmaron la existencia de electrones en los átomos. © Grupo ANAYA. S.A. Física y Química 1º de Bachillerato Modelo atómico de Thomsom
    5. 5. Experimento y modelo de REP 5 REPASORutherford. ASO Modelo atómico de Rutherford
    6. 6. 6La radiación REP REPASO ASOelectromagnética. Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia “ν” o por su longitud de onda “λ”, relacionadas entre sí por: c ν = λ
    7. 7. Espectro REP REP 7 ASO ASOelectromagnéticoEs el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas Tipos de radiacionesdesde muy electromagnéticas según λ.bajas longitu- • Rayos γdes de ondas • Rayos X(rayos γ • Rayos UV • Ondas de radar • Ondas de TV. λ10–12 m) hasta • Radiación visible. Radiació • Onda ultracorta • Onda corta. • Rayos IR kilómetros • Onda media. • Microondas • Onda larga(ondas de • Ondas de radioradio)
    8. 8. 8 Espectro electromagnético.νλ © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
    9. 9. 9Espectros atómicos.Cuando a los elementos en estado gaseoso se lessuministra energía (descarga eléctrica,calentamiento...) éstos emiten radiaciones dedeterminadas longitudes de onda.Estas radiaciones dispersadas en un prisma de unespectroscopio se ven como una serie de rayas, y elconjunto de las mismas es lo que se conoce comoespectro de emisión.Igualmente, si una luz continua atraviesa unasustancia, ésta absorbe unas determinadasradiaciones que aparecen como rayas negras en elfondo continuo (espectro de absorción).
    10. 10. Espectro de emisión 10 www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/Espectro de absorción © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
    11. 11. 11Algunos espectros de emisión Litio Potasio Estroncio estroncio.qt
    12. 12. 12Series espectrales Serie Balmer: aparece en la zona visible del espectro. Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del espectro. Serie Paschen Aparecen en la zona Serie Bracket infrarroja del espectro Serie Pfund
    13. 13. 13Ley de Rydberg . La relación entre las longitudes de onda de las distintas rayas del espectro del hidrógeno viene dada por la expresión: 1  1 1  = R × 2 − 2 ÷ λ  n1 n2  donde n1 y n2 son números enteros > 0 cumpliéndose que n2 > n1. (R = 1,0968 ·107 m–1) Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5 ... Serie Lyman Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6 ... Serie Balmer Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7 ... Serie Paschen
    14. 14. 14Orígenes de la teoría cuántica. El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Pero tiene algunos inconvenientes: • No explica los espectros atómicos. • La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos). Iba en contra de la estabilidad de los átomos. Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica.
    15. 15. E = h ×ν 15 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “λ ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”. Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “ν”, la energía desprendida por dicho átomo sería: E = h ×ν
    16. 16. E = h ×ν 16 Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. (cont) Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan: E = n × h ×ν En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank) y n es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima (h x ν). Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.
    17. 17. 17Ejemplo: ¿Puede un átomo absorber unaradiación de 4,70 x10-19 J? cE = h×υ = h × = λ 3 ×108 m s= 6,626 ×10-34 J ×s = 3,374 × 10-19 J 5,89 ×10-7 m En este caso no puede absorber 4,70 x 10-19 J por no ser un múltiplo de 3,374 x 10-19 J
    18. 18. 18Efecto fotoeléctrico.Algunos metales emiten electrones al incidiruna determinada radiación sobre ellos.Este fenómeno es utilizado prácticamentepara cerrar un circuito que, por ejemplo, abralas puertas de un ascensor…Se sabe que la capacidad para emitirelectrones no depende de la intensidad de laradiación sino únicamente de su frecuencia“ν”.
    19. 19. 19Efecto fotoeléctrico.Un haz muy luminoso de baja frecuenciapuede no producir ionización, mientras queuno mucho menos luminoso pero de mayorfrecuencia, si. http://www.edu. aytolacoruna .es/aula/fisica/ fisicaInteractiva/ Ef_Fotoelectrico /TeoriaEF.htm
    20. 20. 20Efecto fotoeléctrico.La frecuencia mínima para extraer unelectrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) sedenomina “frecuencia umbral “ν 0”.Einstein, aplicando la hipótesis de Plank,elaboró la teoría corpuscular, en la quesuponía que la luz estaba formada porpartículas (fotones) cuya energía veníadeterminada por E = h x ν. Si dicha energía se igualaba o superaba a laenergía de ionización se producía la
    21. 21. 21Efecto fotoeléctrico.Teoría corpuscular. Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón: La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “ν 0”. E ioniz ν0 = h
    22. 22. 22Efecto fotoeléctrico. Fotones con energía Fotones con energía suficiente insuficiente A mayor intensidad http://www.edu. de luz manteniendo la aytolacoruna .es/aula/fisica/ frecuencia mayor fisicaInteractiva/ número de electrones Ef_Fotoelectrico /TeoriaEF.htm arrancados.
    23. 23. 23Teoría corpuscular.Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboróla teoría corpuscular, en la que suponía que laluz estaba formada por partículas (fotones) cuyaenergía venía determinada por E = h x ν.Si dicha energía se igualaba o superaba a laenergía de ionización se producía la ionizacióndel electrón.Si se suministra una radiación de mayorfrecuencia, el resto de la energía se transforma enenergía cinética del electrón: 1 Ecinética = m v 2 = h ×ν − E ioniz = h (ν − ν 0 ) 2
    24. 24. Ejemplo: Calcula la energía de fotones de 24rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm.(h = 6,625 x 10–34 J s) c 3 × 10 m s 8ν = = = 5 × 10 s 17 −1 λ 0,6 × 10 m −9E = h x ν = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 =33,125 x 10–17 J = 3,3125 x 10–16 J
    25. 25. Ejercicio A: Determina la energía cinética25con la que será expulsado un electrón delcesio al emplear una radiación de 850 nm sisabemos que la energía umbral del Cs es6,22 x 10–19 J (h = 6,625 x 10–34 J s) c 3 × 108 m s ν = = = 3,5 × 1014 s −1 λ 8,5 × 10−7 mEfotón= h x ν = 6,625 x 10–34 J s x 3,5 x 1017 s–1 == 2,34 x 10–19 JComo esta energía es inferior a la energía umbral el electrón no saldrá expulsado.No tiene sentido emplear Ecinética = h ×ν − E ionizPuesto que daría energía cinética negativa
    26. 26. 26Modelo de BohrSegún el modelo de Rutherford, loselectrones, al girar alrededor del núcleo,deberían perder continuamente energía, y enconsecuencia, se precipitarían al núcleo.Basa su teoría en dos hechos nuevos: • Aparición del espectro del H. • Teoría cuántica de Plank.
    27. 27. 27Postulados del modelo de Bohr.“Los electrones sólo pueden girar alrededor delnúcleo en ciertas órbitas permitidas en las que secumple que: m x v x r = n x h / 2π” en donden = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)“Los electrones al girar en estas órbitas no emitenenergía”.“Cuando un átomo recibe energía los electronespasan a un nivel superior (estado excitado).Posteriormente, cuando el electrón vuelve a suórbita, el átomo emite un fotón correspondiente a∆E entre ambos niveles, de frecuencia o longitudde onda determinadas (∆E = h x ν)”
    28. 28. 28 Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno) n=∞ E= 0J n=5 E = –0,87 · 10–19 J n=4 E = –1,36 · 10–19 JEnergía n=3 E = –2,42 · 10–19 J n=2 E = –5,43 · 10–19 J n=1 E = –21,76 · 10–19 J
    29. 29. 29Espectros de emisión y absorciónCuando un electrón salta a niveles de mayorenergía (estado excitado) y cae de nuevo aniveles de menor energía se produce laemisión de un fotón de una longitud de ondadefinida que aparece como una raya concretaen el espectro de emisión.Cuando irradia una sustancia con luz blanca(radiación electromagnética continua) loselectrones escogen las radiaciones de esteespectro continuo para producir saltos aniveles superiores (estado excitado).
    30. 30. 30Espectros de emisión y absorciónLa radiación electromagnética proveniente dela luz blanca después de pasar por la sustanciavemos que le faltan una serie de líneas quecorresponden con saltos electrónicos desde elestado fundamental al estado excitado. Es loque se denomina un espectro de absorción.Lógicamente las líneas del espectro deemisión son las que faltan en el de absorciónpues la energía para pasar de un nivel a otroes la misma suba o baje el electrón.
    31. 31. © Ed ECIR. Química 2º 31 Átomo en estado excitado (situación intermedia)Átomo en estado fundamental Átomo en estado fundamental (situación inicial) (situación final)
    32. 32. 32Explicaciónde las series espectralesutilizando el modelo de Bohr
    33. 33. 33Principios básicos de lamecánica cuántica 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”:
    34. 34. 34Dualidad onda-corpúsculo(De Broglie). “Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es: h λ= m ×v Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2 π r = n λ, sien “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.
    35. 35. 35Principio de incertidumbre(Heisenberg).“Es imposible conocer simultáneamente laposición y la cantidad de movimiento de unapartícula” hAsí: ∆x · ∆p ≥ 4πsiendo ∆x la incertidumbre en la posición y∆p la incertidumbre en la cantidad demovimiento.Se sustituye la idea de órbita por la de orbital,como zona en donde la probabilidad deencontrar al electrón es máxima.
    36. 36. 36Orbitales atómicos.Los electrones se sitúan en orbitales, loscuales tienen capacidad para situar dos deellos:1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–)4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)Y así sucesivamente…
    37. 37. 37Orbitales atómicos Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
    38. 38. 38Modelo mecano-cuántico(para el átomo de Hidrógeno) El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica). Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente los números cuánticos n, l y m.
    39. 39. 39Postulados del modelomecano-cuántico “Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”. “El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: ∆E = h ·ν”. “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”.
    40. 40. 40Números cuánticos. Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo). Los valores de éstos son los siguientes: • n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa) • l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (tipo de orbirtal) • m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital) • s=–½,+½ (spín)
    41. 41. 41 n l m s1s 1 0 0 ±1/22s 2 0 0 ±1/22p 2 1 –1,0,1 ±1/23s 3 0 0 ±1/23p 3 1 –1,0,1 ±1/23d 3 2 –2, –1,0,1,2 ±1/24s 4 0 0 ±1/24p 4 1 –1,0,1 ±1/24d 4 2 –2, –1,0,1,2 ±1/24f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 ±1/2
    42. 42. Cuestión Cuestión 42Selectividad Selectividad (Junio 96) (Junio 96) Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Series n l m s I 0 0 0 +½ Imposible. (n < 1) II 1 1 0 +½ Imposible. (l = n) III 1 0 0 –½ Posible. Orbital “1 s” IV 2 1 –2 +½ Imposible (m ≠ -1,0,1) V 2 1 –1 +½ Posible. Orbital “2 p”
    43. 43. 43Colocación de electrones en undiagrama de energía.Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.
    44. 44. 44Principio de mínima energía(aufbau) Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.
    45. 45. 45Principio de máximamultiplicidad (regla de Hund) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.
    46. 46. 46Principio de exclusión de Pauli. “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”
    47. 47. 47 6p 5d 6s 4 fEnergía 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2s 2p n = 1;; ll = 0;; m = 0;1;s= = ½½ n = 2; = 1; m = – 2; === – ½ 4; 3; 1; 2; ; 4; 3; 2; ; 2; 1; 0; + ;1; s – + + s ++ – ;s = – – 0;2; s + ½ s 1s
    48. 48. Cuestión CuestiónSelectividad Selectividad Ejercicio B: a) Defina los diferentes núme-48(Reserva 96) (Reserva 96) ros cuánticos, indicando con qué letra se repre- sentan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinacio-nes de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½). a) “n” (nº cuántico principal) es el nº de capa o nivel en la que está situado el e–. “l” (nº cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s, p, d o f. “m” (nº cuántico magnético) indica la orientación espacial del orbital. “s” (spín) indica el sentido de giro del e–.
    49. 49. Cuestión CuestiónSelectividad Selectividad Ejercicio B: a) Defina los diferentes núme- 49(Reserva 96) (Reserva 96) ros cuánticos, indicando con qué letra se repre- sentan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinacio-nes de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½). b) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales” c) “3p” : n=3; l=1; m=–1,0,+1; 3 orb. ⇒ 6 e–. “3d” : n=3; l=2; m=–2,– 1,0,+1,+2; 5 orb. ⇒ 10 e–. d) (1,0,0,1/2) ⇒ 1s ; (4,1,0,1/2) ⇒ 4p (uno de los tres existentes 4py por ejemplo)

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