Estructura atómica
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Estructura Atómica
UNI-FIQT
QUÍMICA I (QU-116A)
Profesor: Jaime Flores Ramos
2014-1
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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.
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Rayos catódicos
W. Crookes
(1875)
J. J. ThomsonDescuibridor del electrón, 1897
Alto voltaje
Baja presión
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Conclusiones de Thomson:
Se desplazan en línea recta… Parten del cátodo…
Poseen masa… Son negativos…
Los rayos catódicos…
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Rayos canales
Eugen Goldstein (1886)
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Rayos canales y rayos catódicos
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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
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Radiactividad Natural
Henry Becquerel (1896)
Desintegración espontánea de núcleos inestables, emitiendo partículas nucleares y energía radiante.
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• (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).
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Separación de las emisiones radiactivas
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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
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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 +→+
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U + n Np + e238 1 239 0 92 0 93 -1 U (n, β) Np238 239
92 93
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Desintegraciones nucleares
U + n Np + e238 1 239 0 92 0 93 -1 U (n, β) Np238 239
92 93
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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−=
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Tabla de nucleídos
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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
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Espectro
Continuo Líneas o discontinuo
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Espectros de:
a. Emisión
b. Absorción
Discontinuo
Discontinuo
Fondo oscuro y líneas coloreadas o brillantes
Fondo coloreado y líneas oscuras
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Espectro Electromagnético Total
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Espectro de Absorción
• Video
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Espectro de Emisión
• Video
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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
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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
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EFECTO FOTOELÉCTRICO
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EFECTO COMPTON
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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)
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El experimento de Rutherford (1908)(Geiger y Marsden)
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Modelo Atómico de Rutherford
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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)
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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.
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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.
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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
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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−=
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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 −==∆
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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 −−− −=−=
![Page 45: Estructura atómica](https://reader033.fdocumento.com/reader033/viewer/2022042602/55abd3dd1a28ab28048b46a0/html5/thumbnails/45.jpg)
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
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Series y líneas espectrales del hidrógenoEnergía
1
2
3
4
5
6
78
∞
Lyman (UV)
Balmer (Visible- UV)
Paschen (IR)
Brackett (IR)
Pfund (IR)
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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.
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Efecto Zeeman
• Se rompe la simetría, se rompe la degeneración.
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Efecto Zeeman
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