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Itm Modelos AtóMicos

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Breve evolución histórica de los modelos atómicos

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  • 1. Fisica III - 05 Modelos Atómicos Prof. Dr. Victor H. Rios 2005 Cátedra de Física Experimental II
  • 2.
    • Griegos: átomo, sin división
    “ ...no hay sino átomos y espacio, todo lo demás es solamente una opinión”. Democritus de Abdera
  • 3. John Dalton John Dalton enunció unos postulados que le han valido el titulo de "padre de la teoría atómica-molecular" . Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos. Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado:
    • La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combina-
    • ción. - La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier . - La ley de composición constante . - La ley de las proporciones múltiples .
    • El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles .
    Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de cada elemento debían tener la misma masa. Fisica III - 05
  • 4.  
  • 5.  
  • 6.
    • Dalton : Esferas macizas. Combinación en ciertas proporciones. Agrupamiento de átomos para formar moléculas .(1803)
  • 7. Fisica III - 05 Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especial-mente la de los gases. Joseph John Thomson (1856-1940) Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativa-mente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus trabajos. Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios .
  • 8. Fisica III - 05 La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica. El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estu-dio de las descargas eléctricas en gases. Tubo de rayos cató-dicos utilizado por Thomson Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien de-finido sobre el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctri-cos o magnéticos.
  • 9. Thomson introduce así las ideas : El átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales: a) Electrones con carga eléctrica negativa b) Protones con carga eléctrica positiva c) Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que las de los electrones y protones. Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma si-milar a las semillas en una sandía) Fisica III - 05
  • 10. Fisica III - 05 Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre 1909-1911. Ernest Rutherford, (1871-1937) Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descu-brimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos. Este concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones .
  • 11. Fisica III - 05 Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo. El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo. Experimento La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse , porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban , porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan , porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.
  • 12. Fisica III - 05 Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la carga del electrón. Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno. Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula presente en los núcleos de todos los átomos.
  • 13. Fisica III - 05 El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en miniatura, con los protones en el núcleo y los elec-trones girando alrededor. El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por: - Todo átomo está formado por un núcleo y corteza.
    • El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño
    • volumen, formado por un número de protones
    • igual al número atómico y de neutrones igual
    • a la diferencia entre la masa atómica y el nú-
    • mero atómico, donde se concentra toda la ma-
    • sa atómica.
    • Existiendo un gran espacio vacío entre el nú-
    • cleo y la corteza.
  • 14. Fisica III - 05 Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo. El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo. Experimento La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse , porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban , porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan , porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.
  • 15. Fisica III - 05 Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la carga del electrón. Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno. Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula presente en los núcleos de todos los átomos.
  • 16. Fisica III - 05 Crítica del modelo: Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:    - Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell , al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteado, para un electrón , que la fuerza electros-tática es igual a la centrífuga. - Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta.
  • 17. Fisica III - 05 - Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos
    • Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer
    • (1885) y la serie de Paschen (1908-1909) que mostraban claramente el carác-
    • ter cuantizado de la energía de los electrones y de los valores de r, que tampo-
    • co tuvo en cuenta Rutherford al deducir una continuidad geométrica y una con-
    • siguiente continuidad de energía.
  • 18. El Atomo
  • 19. Fisica III - 05 Espectros atómicos Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ
  • 20. El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que corresponden cada una a una longitud de onda. Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la radiación que emite (espectro de emisión). Fisica III - 05
  • 21. Fisica III - 05
  • 22. Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico de-bería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento. Fisica III - 05
  • 23. Fisica III - 05
  • 24. Fisica III - 05 Fórmula de Rydberg Permite calcular la longitud de onda de cualquiera de las líneas que forman el espectro del hidrógeno: 1/ λ = R (1/n 1 2 - 1/n 2 2 ) λ : longitud de onda de cada línea del espectro (1/ λ : número de ondas) n 1 , n 2 : números enteros positivos (n 1 < n 2 ) R: constante de Rydberg = 109677, 7 cm -1 En función del valor de n 1 , podemos distinguir diferentes series en el espectro del hidrógeno: n 1 = 1: serie de Lyman n 1 = 2: serie de Balmer n 1 = 3: serie de Paschen n 1 = 4: serie de Brackett n 1 = 5: serie de Pfund n 1 = 6: serie de Humphreys La serie de Lyman correspon-de a radiación ultravioleta ; la serie de Balmer , a radiación visible ; y el resto, a radiación infrarroja
  • 25. Fisica III - 05 Teoría cuántica de Planck La teoria cuántica se refiere a la energía: Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una ra-diación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · 10 -34 Joule · segundo ν : frecuencia de la radiación Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia); O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos.
  • 26. Fisica III - 05 POSTULADOS DE BÖHR. El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimenta-les; es decir, la justificación experimental de es-te modelo es a posteriori. Primer postulado El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
  • 27. Bohr: Electrones alrededor del núcleo en niveles bien definidos, con un número limitado de ellos. (1913)
  • 28.  
  • 29. Fisica III - 05 Análisis energético
  • 30.  
  • 31.  
  • 32.  
  • 33.  
  • 34. Modelo actual MECANICA CUÁNTICA MODERNA
  • 35. Estructura Atómica
  • 36. ESPECTRO ELECTROMAGNETICO
  • 37. Síntesis Química
  • 38. Microscopio electrónico
  • 39. DRX
  • 40. Quantum mechanics: connecting the physics and chemistry atom The Schrödinger Equation  ħ 2 2m 2 Ψ + VΨ = EΨ
  • 41. Application of Schrödinger Equation to Atom
    • Predicts wave function for electron orbiting nucleus (electric force)
    • Standing waves occur only for particular energies
  • 42. Orbitals
    • Standing waves of probability
    • The chance of finding an electron is given by the square of the wave function at a certain location
    • Mathematical predictions from the Schrödinger equation
  • 43. Shapes of orbitals
    • S Orbital
    • Angular momentum = 0
    • Spherical
  • 44. Shapes of orbitals
    • S Orbitals
    • Can have several
    • radial maxima
  • 45. Shapes of Orbitals P orbital Angular momentum = ħ Dumbbell
  • 46. 3 sets of p orbitals p x p y p z x y z y x z x y z
  • 47. Orbital Shapes: d orbitals D orbital Angular momentum = 2 ћ
  • 48. Orbital Shapes: F orbitals F orbital Angular momentum = 3 ћ
  • 49. Modelo actual MECANICA CUÁNTICA MODERNA
  • 50. Estructura Atómica
  • 51. How it all works
    • Orbitals have different energies
    • Orbitals have specific shapes
    • Electrons in a system settle into the lowest energy states available
    • Pauli Exclusion Principle
  • 52. Pauli Exclusion Principle
    • No two electrons can have the same quantum state.
      • Quantum state : a solution of the Schrödinger equation, which can be identified by its set of labels called “quantum numbers.”
  • 53. Energy Level Diagram E 1 st shell 2 nd shell 3 rd shell 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 54. Energy Levels E Hydrogen 1s 1 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 55. Energy Levels E Helium 1s 2 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 56. Energy Levels E Lithium 1s 2 2s 1 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 57. Energy Levels E Beryllium 1s 2 2s 2 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 58. Energy Levels E Boron 1s 2 2s 2 2p 1 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 59. Energy Levels E Carbon 1s 2 2s 2 2p 2 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 60. Energy Levels E Nitrogen 1s 2 2s 2 2p 3 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 61. Energy Levels E Oxygen 1s 2 2s 2 2p 4 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 62. Energy Levels E Fluorine 1s 2 2s 2 2p 5 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 63. Energy Levels E Neon 1s 2 2s 2 2p 6 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 64. Energy Levels E Sodium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 65. Energy Levels E Magnesium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 66. Energy Levels E Aluminum 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 67. Energy Levels E Silicon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 68. Energy Levels E Phosphorus 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 69. Energy Levels E Sulfur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 70. Energy Levels E Chlorine 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 71. Energy Levels E Argon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 2s 1s 3s
  • 72. Periodic Table f     1 3 2 4 5 n 7 6 p  s 1 s  p  p  p  p  filled d
  • 73.     Junto al desarrollo del modelo atómico actual se produjo el descubrimiento de dos nuevas partículas en el interior del átomo: DISTRIBUCIÓN DE ORBITALES Y ELECTRONES PARA LOS CUATRO NIVELES Nivel de energía (n) 1 2 3 4 Tipo de orbitales s s  p s  p  d s  p  d  f Número de orbitales de cada tipo 1 1  3 1  3  5 1  3  5  7 Denominación de los orbitales 1s 2s  2p 3s  3p  3d 4s  4p  4d  4f Número máximo de electrones en los orbitales 2 2  6 2  6  10 2  6  10  14 Número máximo de electrones por nivel (2n 2 ) 2 8 18 32
  • 74. Las masas absolutas de los átomos son increíblemente pequeñas, por esa razón se ha introducido una escala de masas atómicas que tiene como referencia la masa de un isótopo de carbono. El minúsculo tamaño del átomo queda de manifiesto en la relación entre la unidad de masa atómica y un gramo : 1UMA  1,66 ·  10 -24 g
  • 75.
    • NO DEBESOLVIDAR ESTOS CONCEPTOS:
    • Unidad de masa atómica: masas de los protones y neutrones en números enteros.
    • 1 UMA  1.66 x 10 -24 g
    • Masa atómica = número de protones + número de neutrones (peso atómico)
    • Número atómico = número de protones
  • 76. CONCEPTOS IMPORTANTE Ya se había mencionado… Isótopo: Átomos con el mismo número atómico, pero diferente masa atómica Ejemplo: Isótopos del hidrógeno
  • 77. Cómo es que es?... Debo calcular A
    • EL NÚMERO DE MASA (A), es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo.
    • Número de masa, A = protones + neutrones
    • A = Z + N
    • No olviden que el número de protones es igual al número de electrones e igual a Z , por eso he realizado el reemplazo anterior.
    • A (Número de masa) = Z + número de neutrones.
    • Conocidos el número atómico y el de masa para el elemento, se puede conocer su número de neutrones.
    • Número neutrones = A - Z
    Número de masa, A = protones + neutrones A = Z + N
  • 78. En forma simplificada, el número de masa y el número atómico de un átomo se puede escribir con el respectivo símbolo, así: Donde X representa el símbolo del elemento. A , el número de masa y el número atómico. Z , el número de protones. Recordá que el Número neutrones = A - Z Mira Z se puede escribir en forma simplificada