Numeros cuanticos

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Numeros cuanticos

  1. 1. MODELO CUANTICO Lic. Fabián Ortiz GRADO DÉCIMO 2011 INSTITUCION EDUCATIVA “CIUDAD DE ASÍS” Religiosas Franciscanas de M.I. Pre-escolar – Básica y Media Técnica Comercial Aprobado por Decreto No. 0591 de 06 de diciembre de 2002 – NIT: 846000257-5 Carrera 18 No. 8-83 B. San Francisco de Asís - Teléfono: 4228117 www.ieciudaddeasis.edu.co - E-Mail: [email_address] Puerto Asís, Putumayo «Vivencia de valores hacia personas integras e investigadoras»
  2. 2. Estructura de la materia <ul><li>Platón y Aristóteles: la materia es continua. </li></ul><ul><li>Demócrito (470-370AC): la materia está formada por átomos (partícula indivisible) . </li></ul><ul><li>Dalton (~ 1800): - La materia esta formada por átomos. - Elementos diferentes están formados por átomos diferentes. - Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. - Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos. </li></ul>
  3. 3. Estructura del átomo <ul><li>Thomson (1856-1940): electrón (1897) </li></ul><ul><li>Millikan (1860 – 1953): carga del electrón </li></ul><ul><li>Radiactividad (Becquerel). </li></ul><ul><li>Thomson: modelo del budín. </li></ul><ul><li>Rutherford (1871-1937): experimento de la placa de oro. Modelo nuclear (1911) </li></ul><ul><li>Rutherford (1919): protón. </li></ul><ul><li>Chadwick (1932): neutrón. </li></ul>
  4. 4. MODELO CUÁNTICO ONDULATORIO ACTÚAL <ul><li>Aspectos característicos: </li></ul><ul><li>Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. </li></ul><ul><li>Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio. </li></ul><ul><li>  </li></ul><ul><li>. Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas Así establecieron el concepto de orbital región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande . </li></ul><ul><li>Características de los orbitales: </li></ul><ul><li>La energía está cuantizada. </li></ul><ul><li>Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. </li></ul><ul><li>Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor. </li></ul>
  5. 5. MODELO ATOMICO ACTUAL <ul><li>Números cuánticos </li></ul><ul><li>        En el modelo mecano-cuántico actual se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Böhr, pero cambia su significado físico (orbitales). </li></ul><ul><li>Los números cuánticos se utilizan para describir el comportamiento de los electrones dentreo del átomo. Hay cuatro números cuánticos: </li></ul><ul><ul><li>Principal (n): energía del electrón, toma valores del 1 al 7. </li></ul></ul><ul><ul><li>Secundario/ azimutal (l): subnivel de energía, sus valores son (n-1). </li></ul></ul><ul><ul><li>Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l. </li></ul></ul><ul><ul><li>Espín (s): sentido del giro del electrón sobre su propio eje, sus valores son el -1/2 y +1/2. </li></ul></ul>
  6. 6. n : N úmero cuántico principal Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo . Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1 s
  7. 7. Orbitales s (l=0)
  8. 8. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital : Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse : líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros l : N úmero cuántico del momento orbital angular Si l = 0 el orbital es del tipo s Si l = 1 los orbitales son del tipo p Si l = 2 los orbitales son del tipo d Si l = 3 los orbitales son del tipo f
  9. 9. m : N úmero cuántico de la orientación espacial del orbital . Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l
  10. 10. Orbitales p (l=1) ml (-1; 0; 1)
  11. 11. s: N úmero cuántico de l momento angular ( de giro del electrón) . “ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin (s) ” . Para s los valores pueden ser: + 1 / 2 - 1 / 2
  12. 12. El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales , por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.
  13. 13. ALGUNAS DEFINICIONES <ul><li>Órbita: cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo. </li></ul><ul><li>Orbital: región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón </li></ul><ul><li>El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos  </li></ul><ul><li>Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución. </li></ul>
  14. 14. Partículas subatómicas * 1,6 10 -19 Culombios = 1 unidad Partícula Masa (uma) Masa (gramos) Carga * (culombios) Electrón 0,000549 (5,49 10 -4 ) 9,1095 10 -28 -1,6 10 -19 Protón 1,00728 1,6726 10 -24 1,6 10 -19 Neutrón 1,00867 1,6750 10-24 0
  15. 15. A : Número másico Z : Número atómico X : Símbolo químico ISÓTOPOS: el mismo Z pero distinto A
  16. 16. La luz como partícula <ul><li>Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la luz está formada por partículas, fotones. </li></ul><ul><li>Energía de un fotón: </li></ul>
  17. 17. Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913) <ul><li>Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de líneas. </li></ul><ul><li>Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía propone un nuevo modelo: - los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. - solamente están permitidas ciertas órbitas. - los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida. Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida. </li></ul>
  18. 18. Emisión de energía Cambio de energía en el átomo  E = E final - E inicial = E 1 -E 2  E < 0 El átomo pierde energía Energía del fotón emitido E fotón = |  E| = h  Absorción de energía E 1 E 2 E 3 Cambio de energía en el átomo  E = E final - E inicial = E 3 -E 2  E > 0 El átomo gana energía Energía del fotón absorbido E fotón =  E = h  Mayor estabilidad E 1 E 2 E 3 Mayor energía
  19. 19. El principio de incertidumbre <ul><li>Al considerar partículas con masas muy pequeñas (escalas atómicas) no es posible determinar con suficiente precisión y simultáneamente su posición y su velocidad (Heisemberg 1927). </li></ul><ul><li>No tiene sentido describir el comportamiento del electrón en torno al núcleo </li></ul><ul><li>con las leyes de la mecánica clásica. Hay que considerar su comportamiento </li></ul><ul><li>como onda. </li></ul>
  20. 20. La ecuación de Schrödinger <ul><li>Es una ecuación que incluye las componentes ondulatorias. El movimiento de </li></ul><ul><li>una onda se describe matemáticamente mediante una ecuación que se </li></ul><ul><li>denomina ecuación de onda. </li></ul><ul><li>Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del </li></ul><ul><li>núcleo como una onda y planteó la ecuación de onda. </li></ul><ul><li>Al resolver matemáticamente esta ecuación se obtienen distintas soluciones </li></ul><ul><li>(estados del sistema). </li></ul><ul><li>Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda (infinitos estados o estados electrónicos del sistema). Cada estado electrónico está caracterizado por 4 números, los números cuánticos: </li></ul><ul><li>n, l, ml, m s </li></ul>
  21. 21. Números cuánticos <ul><li>Orbital </li></ul><ul><li>Los números cuánticos están relacionados don distintas propiedades de los estados electrónicos. </li></ul><ul><li>La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía dada por: </li></ul><ul><li>n: principal 1, 2, 3,...,  . </li></ul><ul><li>l: azimutal 0, 1,..., n-1. </li></ul><ul><li>m l : magnético –l, -l+1,..., l-1, l. </li></ul><ul><li>m s : spin –1/2, +1/2. </li></ul>
  22. 23. Configuración electrónica Configuración electrónica indica en qué orbitales se encuentran los electrones. Principio de Pauli “ en un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos iguales”. Regla de Hund “ cuando se agregan electrones a una subcapa a medio llenar, la configuración más estable es aquella que tiene el mayor número de e - desapareados”.
  23. 25. Configuración Electrónica de un Elemento He 1 S 1 1 S 2
  24. 26. BIBLIOGRAFIA

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