1. Estructura de la materia
Introducción a la Química moderna.
UNIDAD 1: Primero Medio
MODELO MECANO CUÁNTICO
PROF. PATRICIA RETAMAL C
AÑO 2013

2. Rayos catódicos.
Modelo 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

3. Experimento y modelo de Rutherford.
Modelo atómico de Rutherford

4. Revolución en la física clásica
Durante el siglo XIX, los físicos trataron de
comprender el comportamiento de los átomos y
moléculas a partir de las leyes físicas de la época.

5. 1.- Isaac Newton. demostró que un prisma podía descomponer un rayo de
luz solar blanca en diferentes colores, los cuales son los mismos que se
observan en el arcoiris, y aparecen en el mismo orden. La banda multicolor
que resulta de la descomposición de la luz recibió el nombre de "espectro".
Un espectro sin interrupciones es denominado "Espectro Continuo".

6. 2.- Maxwell:
Descubrió que la luz es otra forma de radiación
electromagnética.
Demostró que la luz visible tenía carácter ondulatorio y
que además era capaz de transportar energía.

7. Espectro electromagnético.


© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

8. Espectro
electromagnético
Es el conjunto de todas las radiaciones electro-
magnéticas
desde muy
bajas longitu-
des de ondas
(rayos 
10–12 m) hasta
kilómetros
(ondas de
radio)
Tipos de radiacionesTipos de radiaciones
electromagnéticas segúnelectromagnéticas según ..
•• RayosRayos 
•• Rayos XRayos X
•• Rayos UVRayos UV
•• RadiaciRadiacióón visible.n visible.
•• Rayos IRRayos IR
•• MicroondasMicroondas
•• Ondas de radioOndas de radio
• Ondas de radar
• Ondas de TV.
• Onda ultracorta
• Onda corta.
• Onda media.
• Onda larga


9. Inconvenientes de la situación:
• A pesar que el modelo ondulatorio de la luz explicaba muchos aspectos de su
comportamiento, pero había fenómenos que este modelo no era capaz de
INTERPRETAR.
• Los cuerpos negros
• El efecto fotoeléctrico
• Los espectros atómicos

10. Un cuerpo negro es un objeto que absorbe toda la luz y la energía que incide
sobre él. La problemática era que la luz emitida por un cuerpo negro
escapaba a la explicación de la física clásica.
 Max Planck, establece que la luz no llega de una manera continua, sino
que está compuesta por pequeños paquetes de energía, a los que llamamos
cuantos. Estos cuantos de energía llamados fotones por Einstein, permite
explicar que toda luz que nos llega es discontinua
PLANCK
NEWTON- MAXWELL
Problema 1: Cuerpos Negros

11. “Los cuantos son la mínima cantidad de energía que puede ser emitida y
absorbida en forma de radiaciòn electromagnética”
h= Constante de Planck ( 6,63x10-34 Joule)
= frecuencia
Ecuanto = h x
La energía se absorbe o emite como 1 cuanto, 2 cuantos…
Indicando que la Energía esta cuantizada: NACE LA FISICA CUANTICA

12. Los efectos de la radiación se notan más en cuerpos negros y blancos: de
día absorben más energía los cuerpos negros, y se calientan más
CUERPOS NEGROS
Mayor Tº
Menor Tº

13. mientras que de noche ocurre lo contrario (el cuerpo negro emite más energía
en forma de calor y se enfría más):
Menor Tº
Mayor Tº

14. Problema 2: Efecto Fotoeléctrico
La Teoría de Planck no fue en absoluto bien acogida
hasta que, Albert Einstein la aplicó a la resolución de un
fenómeno inexplicable hasta entonces: El efecto
fotoeléctrico ya que la teoría ondulatoria de la luz es
incompatible con las observaciones experimentales
relativas al efecto fotoeléctrico, nombre dado a la
emisión de electrones (fotoelectrones) por las superficies
metálicas cuando se iluminan con luz de frecuencia
adecuada. En los metales alcalinos el efecto se presenta
ya con luz visible, en los demás metales con luz
ultravioleta.

15. Efecto Fotoeléctrico
Un Metal como el cesio, emite electrones cuando es iluminado por un haz de luz.

16. Efecto fotoeléctrico

17. • Ejemplos
http://www.edu
.aytolacoruna.es
/aula/fisica/fisic
aInteractiva/Ef_
Fotoelectrico/Te
oriaEF.htm

18. Efecto fotoeléctrico.
Fotones con energía
insuficiente
Fotones con energía
suficiente
A mayor intensidad de luz
manteniendo la frecuencia
mayor número de electrones
arrancados.
http://www.edu.ayt
olacoruna.es/aula/fis
ica/fisicaInteractiva/
Ef_Fotoelectrico/Teo
riaEF.htm

19. 1.- Los átomos son capaces de emitir radiación
electromagnética o absorberla al ser estimulados mediante
calentamiento o radiación respectivamente, pero solo en
algunas frecuencias
2.- Estas frecuencias de emisión o absorción determinan una
serie de líneas que recogidas en un diagrama reciben el
nombre de espectro de emisión o de absorción del átomo
correspondiente. Se trata en todos los casos de espectros
discontinuos.
3.- Es preciso señalar que cada elemento químico excitado
emite siempre unas rayas de frecuencia característica que, por
tanto, sirven para identificarlo.
Problema 3: Espectros atómicos

20. Teoría corpuscular.
• Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró
la teoría corpuscular, en la que suponía que la
luz estaba formada por partículas (fotones) cuya
energía venía determinada por E = h x .

21. Espectro de emisión
www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/
Espectro de absorción © Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

22. El experimento consiste en observar la emisión de radiación por gotas de
disoluciones de sales de sodio (luz amarilla), litio (roja) y bario (verde)
depositadas en sendos alambres de platino.

24. El espectro consiste en un conjunto de líneas
paralelas, que corresponden cada una a una longitud
de onda.

25. ¿Qué química hay tras estos efectos fascinantes?
Hay dos fenómenos: la incandescencia y la luminiscencia.
El calor elevado provoca que una sustancia emita radiación en la región
infrarroja del espectro, para después emitir radiación roja, naranja,
amarilla y, finalmente, blanca si el calor suministrado es suficiente, es
decir, que el color que se obtenga dependerá de la temperatura.
Espectro continuo
Cada elemento absorbe y emite energía (tras ser excitado) a
distintas longitudes de onda. Si estas longitudes de onda están
dentro de la región del visible, las llamamos “colores”. Lo que
observamos en el caso de la luminiscencia, por tanto, es el espectro
de emisión

27. Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia
tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los
átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una
descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a líneas en
la región visible del espectro:
Sin embargo, algunos hechos experimentales nuevos mostrarían, más adelante,
la insuficiencia del modelo ondulatorio para describir plenamente el
comportamiento de la luz...

28. RECORDAR
NO SE DESESPERE
OBJETIVO: CONOCER EL MODELO ATOMICO DE BOHR

29. MODELO ATOMICO de Bohr
• RECORDAR: en el modelo de Rutherford, los
electrones, al girar alrededor del núcleo,
deberían perder continuamente energía, y
en consecuencia, se precipitarían al núcleo.
• BOHR establece una nueva su teoría con
dos nuevos hechos científicos:
– Aparición del espectro del Hidrógeno
– Teoría cuántica de Plank.

30. Postulados del modelo de Bohr.
“Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en
ciertas órbitas permitidas.
n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal) (
RECORDAR)
“Los electrones al girar en estas órbitas no emiten ni
absorben energía”.
“Los electrones de un átomo pueden pasar a un un nivel
superior (estado excitado), absorbiendo energía
 Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el
átomo emite un fotón correspondiente a E entre ambos
niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas
(E = h x )”

32. E
Cuando el electrón gana
energía salta a un nivel
superior inestable volviendo
al estado fundamental
emitiendo el exceso de
energía como radiación ( Luz
Visible).
n = 4
n = 3
n = 2
n = 1
h
Producción de luz azul (mayor energía)
E
Cuando el electrón gana
energía salta a un nivel
superior inestable volviendo
al estado fundamental
emitiendo el exceso de
energía como radiación ( Luz
Visible).
n = 4
n = 3
n = 2
n = 1
h
Producción de luz azul (mayor energía)

33. luz roja (menor energía)
E
n = 4
n = 3
n = 2
n = 1
h

34. El modelo atómico de Bohr, explica satisfactoriamente el átomo
de hidrogeno y otras especies hidrogenoides como He+
, Li+2
,
Be+3
que poseen solo un electrón.
los otros átomos resultaron ser mas complejos e incluyen
multiplicidad de líneas que el modelo de Bohr no pudo explicar.
La complejidad de los espectros hacia prever que en los átomos
existirían, además de los niveles energéticos propuestos por
Bohr, subniveles de energía.
¡LO SIENTO!
Se descarta el modelo de Bohr

35. Dualidad onda-corpúsculo
(De Broglie).
• De Broglie plantea que las partículas
materiales, en especial los electrones,
deberian tener comportamiento dual onda-
particula como la luz.
• Los electrones tienen una masa muy
pequeña, de tal forma que sólo algunas
órbitas concretas estarían permitidas.

36. Principio de incertidumbre
(Heisenberg).
• “Es imposible conocer simultáneamente la posición
y la cantidad de movimiento de una partícula”
Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como
zona en donde la probabilidad de encontrar al
electrón es máxima.

37. Ecuación de onda de Shrödinger y números
cuánticos.
Schrödinger planeta que los electrones podían ser
considerados como ondas materiales y, por lo tanto,
sus movimientos ondulatorios alrededor del núcleo
están descritos mediante ecuaciones matemáticas.
Así, la posición del electrón y su entorno espacial
quedan definidos como una función de onda Ψ. Para
determinar la función de onda, es necesario definir
parámetros restrictivos. Estos parámetro restrictivos se
denominan Números cuánticos y con propone una
ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas
soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían
precisamente los números cuánticos n, l y m

38. Postulados del modelo
mecano-cuántico
• “Los electrones 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 ·”.
• “Los niveles energéticos permitidos para
un átomo vienen determinados por los
valores de los números cuánticos”.

39. Números Cuánticos
Número Cuántico Símbolo Descripción
Principal n Representa el nivel de energía y
su volumen
Secundario o Azimutal l Describe la forma del orbital
atómico
Magnético m Describe la orientación espacial
del orbital
Spin del electrón s Se refiere al giro del electrón

40. APLICACIÓN DE LOS N° CUANTICOS
PENDIENTE

41. Configuración electrónica
Principios que rigen la C.E
diagrama de energía.

42. Repasemos algunos
conceptos y principios
necesarios para representar
las configuraciones
electrónicas de los átomos.

43. electron
neutron
proton
Cuando trabajamos con la
configuaración electrónica de
un elemento la partícula
principal es el electrón.

44. Definición de configuración electrónica:
Es la distribución de electrones a través de los
orbitales de un átomo.
Objetivos:
1.- Conocer y usar el diagrama de llenado de los
orbitales
2.- Realizar configuraciones electrónicas globales dado
el Z

45. Orden de llenado de los subniveles
atómicos
Pág 43

46. Ejemplos

47. Bromo
El Bromo tiene 35 protones y como es neutro también tiene 35 electrones.
Número atómico (Z)

48. ¡Completemos!
Electrones colocados: 0
Electrones por colocar: 35
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
No se completa el orbital 4p

49. Hierro
Número atómico (Z)

50. ¡Completemos!
Electrones colocados: 0
Electrones por colocar:26
1s2 2s2 2p6 3p6 4s2 3d6
3s2