Estructura Atómica

UNI-FIQT

QUÍMICA I (QU-116A)

Profesor: Jaime Flores Ramos

2014-1

Teoría Atómica de John Dalton-1808• Los elementos se componen de

partículas diminutas, esféricas e indivisibles llamado átomo.

• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, pero diferente a lo de otro elemento.

• Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de elementos diferentes en una relación de números enteros sencillos.

• Las reacciones químicas son reagrupaciones de átomos y los átomos no se destruyen.

Rayos catódicos

W. Crookes

(1875)

J. J. ThomsonDescuibridor del electrón, 1897

Alto voltaje

Baja presión

Conclusiones de Thomson:

Se desplazan en línea recta… Parten del cátodo…

Poseen masa… Son negativos…

Los rayos catódicos…

Rayos canales

Eugen Goldstein (1886)

Rayos canales y rayos catódicos

Modelo Atómico de Thomson,1898

R.A. Millikan, en 1909, determina la carga del electrón = 1,6x10-19 C

Carga del electrón/masa del electrón = e/m = 1,756x108 C/g = cte.

Masa positiva

Electrón

Modelo del budín de pasas

Radiactividad Natural

Henry Becquerel (1896)

Desintegración espontánea de núcleos inestables, emitiendo partículas nucleares y energía radiante.

• (Premio Nóbel en 1903 junto a Becquerel).

• Descubrieron el Th, Ra y Po

Radiactividad

Pierre y Marie Curie

Los esposos Pierre y María

Curie en su laboratorio de la

Escuela de Física de París,

trabajando para la obtención del

radio (1902).

Separación de las emisiones radiactivas

Principales Emisiones Radiactivas

Nombre Símbolo Carga Identidad Fuerza de penetración Material de protecciónAlfa α 2+ He Débil papel o aluminio 0,1 mmBeta β 1− electrones 100 veces α aluminio 5 mm grosorGamma γ 0 energía muy penetrante plomo 30 cm espesorNeutrón n 0 neutrón Positrón β + 1+ Antielectrón 100 veces αDeuterón d 1+ H Tritio t 1+ HProtón p 1+ H

42

213111

Esta fue la primera prueba experimental de

la existencia de los protones y la primera

transmutación artificial

Entre 1917 y 1919 Rutherford bombardeó nitrógeno con partículas alfa obteniendo

oxígeno

Obtención del neutrón, Chadwick

(1932)

Obtención del protón, Rutherford (1919)

nCHeBe 10

126

42

94 +→+

U + n Np + e238 1 239 0 92 0 93 -1 U (n, β) Np238 239

92 93

Desintegraciones nucleares

U + n Np + e238 1 239 0 92 0 93 -1 U (n, β) Np238 239

92 93

teNoN λ−=

Actividad de un elemento radiactivo (A)

A = - (Ci = 3,7. 1010 dps) y Bq = 1dps NdtdN λ= 2

1693,0

t=λ

teAeoAe λ−=

mA

Ae= (Actividad específica)

N = número de átomosλ= constante de decaimiento o desintegraciónC = concentraciónt = tiempo

teCoC λ−=

Tabla de nucleídos

Radiaciones electromagnéticas (rem)Es una energía que se propaga mediante campos eléctricos y magnéticos perpendiculares entre sí.

Ej.: Luz visible, rayos X, rayos gamma, ondas de TV, etc. Maxwell

Espectro

Continuo Líneas o discontinuo

Espectros de:

a. Emisión

b. Absorción

Discontinuo

Discontinuo

Fondo oscuro y líneas coloreadas o brillantes

Fondo coloreado y líneas oscuras

Espectro Electromagnético Total

Espectro de Absorción

• Video

Espectro de Emisión

• Video

Teoría cuántica de Max Planck, 1900

La energía y la luz son emitidas o absorbidas en forma discontínua, es decir en múltiples unidades llamadas “cuantos”

a los cuáles Einstein los llamó fotón.

E = h f

Constante de Plank (h)h = 6,63 x 10-34 J•s

Un fotón es una “partícula” de luz

EFECTO FOTOELECTRICO

• En 1905 Albert Einstein usó la teoría de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico.

• La incidencia de luz sobre una superficie metálica limpia hace que la superficie emita electrones.

• El número de electrones emitidos es proporcional a la intensidad o brillantez de la luz incidente.

• El efecto fotoeléctrico no se podia explicar mediante la teoría ondulatoria de la luz.

• La luz es un flujo de partículas o fotones.

Ei = E0 + Ec

Ei = Energía del fotón incidente

E0 = Energía necesaria para vencer la atracción entre el electrón y el metal (función trabajo o energía umbral)

Metal E0

Li 3,84.10-19 J

Cs 3,04.10-19 J

Ag 7,58.10-19 J

EFECTO FOTOELÉCTRICO

EFECTO COMPTON

La luz tiene:1. Naturaleza de ondaExplica los fenómenos de:• Reflexión• Refracción• Interferencia• Polarización• Difracción

2. Naturaleza de partículaExplica los fenómenos de:• Efecto fotoeléctrico• Efecto compton

(Por lo tanto tiene naturaleza dual onda-partícula)

El experimento de Rutherford (1908)(Geiger y Marsden)

Modelo Atómico de Rutherford

MaterialRadiactivo

Rayos α

Lámina de Au(2000 átomos de espesor)

9000 α10000 α

999 α

1 α

¡El átomo era ¡El átomo era estructuralmente estructuralmente

vacío!vacío!

Modelo atómico de Rutherford (1911)

Inconsistencias del modelo atómico de Rutherford• De acuerdo a la física clásica (exactamente la

electrodinámica o estudio de cargas en movimiento) toda partícula cargada que se encuentra en movimiento emite energía continuamente lo que debería reflejarse en la presencia de espectros continuos, lo que se opondría a lo observado experimentalmente, es decir espectros discontinuos. Es más, el electrón al perder energía iría acercándose al núcleo describiendo una trayectoria espiral, hasta colapsar. Si el átomo colapsa, nada podría existir.

Modelo Atómico de Niels Bohr,1913

Planteó que no todas las leyes de la física clásica se cumplen en el átomo y para desarrollar su modelo Bohr se apoyó en:

•El modelo atómico nuclear diseñado por Rutherford.

• La teoría cuántica de la radiación del físico Max Planck.

•La interpretación del efecto fotoeléctrico dada por Albert Einstein.

20 nar =

Postulados de Niels Bohr

1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo con el movimiento descrito por la física clásica.

mr

ZeV

22 =

sm

nV

610.188,2=

Para el Hidrógeno, n = orbitas permitidas o definidas

Z

nar

20=

n = 1 r = 0,53 Ǻ = n = 2 r = 2,12 Ǻn = 3 r = 4,77 Ǻn = 4 r = 8,48 Ǻn = 5 r = 13,25 Ǻs

mVn 610.094,12 ==

0a

3

2

3

2

1

===

L

L

L

2. El electrón sólo tiene un conjunto de orbitas permitidas, denominadas estados estacionarios, en el cuál el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.

3. Mientras un electrón permanece en una orbita dada, su energía es constante y no emite energía.

pc EEE +=2

2

nZR

E H−=

molkcaleVJRA H /6,3136,1310.18,2 18 ==== −

Para el H2nR

E H−=

4. Un electrón sólo puede pasar de una órbita permitida a otra absorbiendo o emitiendo cantidades discretas y fijas de energía (cuantos o fotones).

JEeVEn

JEeVEn

JEeVEn

JEeVEn

19

19

19

18

10.36,185,04

10.42,251,13

10.45,54,32

10.18,26,131

−

−

−

−

−=−==−=−==

−=−==

−=−==

ΔE = Energía del fotón absorbido o emitido

hfnn

REEEif

Hninf =

−−=−=∆ 22

11

2

1

==

nf

niJeVE 1810.635,12,10 −==∆

r

mVF

rKZe

F

cp

e

2

2

2

=

=

cpe FF =

mr

ZeV

22 =

3

2

3

2

1

===

L

L

L

Z

nar

20=

pct EEE +=2

2

nZR

E H−=

( ) 2

29

2

2

C

mN9x10

ues

cmxdina1K ==C1,6x10ues4,8x10e 1910 −−− −=−=

1

λλ = Longitud de onda del fotón absorbido o emitido

Series de líneas espectrales del H en la zona visible

Ec. Rydberg

demostrada por Bohr

1

22

109678

111

−=

−=

cmR

nnR

H

ifHλ

n = 2

n = 3

n = 4n = 5n = 6

U VI R4 líneas Visibles

=λ

Series y líneas espectrales del hidrógenoEnergía

1

2

3

4

5

6

78

∞

Lyman (UV)

Balmer (Visible- UV)

Paschen (IR)

Brackett (IR)

Pfund (IR)

ACIERTOS Y LIMITACIONES DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR

Aciertos:• Sustenta la estabilidad del átomo al sostener que

no todas las leyes de la física clásica se cumplen en el átomo.

• Explica el espectro del átomo de hidrógeno• Introduce el concepto de energía cuantizada para

los electrones en los átomos.

Limitaciones:• Solo válido para átomo de hidrógeno o

isoelectrónicos a él, como He+, Li2+ ,..• No pudo explicar el espectro de átomos

polielectronicos.• No explica el espectro fino del hidrógeno (efecto

Zeeman. Desdoblamiento de las líneas espectrales cuando el átomo es sometido a un campo magnético).

• No permite el cálculo de las intensidades de las líneas espectrales

• No explica el enlace químico.

Efecto Zeeman

• Se rompe la simetría, se rompe la degeneración.

Efecto Zeeman