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Teoria atomica

  1. 1. TEORIA ATOMICA PROFESOR ALBERTO ATOCHE LOPEZ
  2. 2. ¿De qué está hecha la materia? Esta cuestión ha preocupado a los seres humanos desde los tiempos más remotos. Algunas de las ideas propuestas a lo largo de la historia, más o menos acertadas, han servido para construir la ciencia química.
  3. 3. Demócrito, filósofo griego que vivió en el siglo IV a. C. propuso que, si se dividía la materia en trozos cada vez más pequeños, debería llegarse a una porción que ya no podría dividirse más. A esta porción mínima e indivisible, base de toda la materia, la llamó átomo. LEUCIPO Y DEMÓCRITO
  4. 4. ÁTOMO DE DEMÓCRITO
  5. 5. Las ideas de Demócrito no fueron admitidas; la influencia de Aristóteles, otro gran pensador griego, hizo que se impusiese la teoría de los cuatro elementos. Según Aristóteles, la materia estaba formada por cantidades variables de  Tierra  Agua  Aire  Fuego ARISTÓTELES
  6. 6. El predominio de uno u otro de estos elementos hacía que la materia fuera: Húmeda Fría Seca Caliente
  7. 7. En el mundo cristiano, la teoría de Aristóteles fue adoptada por los alquimistas, precursores de los científicos, que desarrollaron su actividad durante toda la Edad Media LOS ALQUIMISTAS
  8. 8. Los alquimistas de la Edad Media creían que para lograr la transformación de metales como el plomo, sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de lograr la transmutación. También pensaban que para que esta reacción se produjera tendría que ocurrir en presencia de un catalizador (sustancia que provoca la modificación de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al que se llamó piedra filosofal. La historia de la alquimia es básicamente la historia de la búsqueda de este catalizador. LOS ALQUIMISTAS
  9. 9. Esta teoría afirmaba que los cuerpos combustibles contenían una sustancia llamada flogisto, que se perdía en el aire cuando el material ardía. A mediados del siglo XVII, el problema central de los químicos era la combustión. Para explicar este proceso, George Stahl propuso la teoría del flogisto. TEORÍA DEL FLOGISTO
  10. 10. ANTOINE LAVOISIER Ley de Conservación de la Materia
  11. 11. La teoría del flogisto fue aceptada hasta el siglo XVIII, cuando Lavoisier, realizó varios experimentos: Comprobó que la combustión es la combinación del oxígeno con otra sustancia. La cantidad de masa es igual antes y después de efectuarse este fenómeno. HIPÓTESIS DE LAVOISIER
  12. 12. En sus experimentos: Efectuó mediciones cuidadosas de la masa antes y después del cambio. Tuvo la precaución de sellar los recipientes donde los realizaba (no permitía que entrara ni saliera ninguna sustancia de las que reaccionaban o se producían durante la reacción). ANTOINE LAVOISIER
  13. 13.  Concluyó que si no dejaba entrar ni salir las sustancias, en cambios físicos y químicos, la masa se conserva.  Ejemplo: Combustión de un trozo de carbón, queda reducido a cenizas con un peso muy inferior.  Sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia. CONCLUSION I
  14. 14. De esta manera, desecha la teoría del flogisto y enuncia uno de los principios fundamentales en la naturaleza, aun vigente, conocido como la "Ley de la Conservación de la Materia", que dice que "LA MATERIA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SÓLO SE TRANSFORMA". CONCLUSION II
  15. 15. Ley de las proporciones constantes: para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal. 1 mol de agua (H2O) = 2 . + 16 = 18 g, de los que 2 son de hidrógeno y 16 de oxígeno. CaCO3: Ca – 40%, C – 12%, O – 48% JOSEPH LOUIS PROUST
  16. 16. JOHN DALTON
  17. 17. Teoría Atómica deDalton La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de las combinaciones químicas, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.  En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son:
  18. 18. 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos. 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes. Teoría Atómica deDalton
  19. 19. 3. Los3. Los compuestoscompuestos se forman al combinarse los átomosse forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas yde dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los de átomossencillas. De modo que en un compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de números enterosde cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.o fracciones sencillas. 4.4. En lasEn las reacciones químicasreacciones químicas, los átomos se, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningúnintercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma enátomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.un átomo de otro elemento. Teoría Atómica de Dalton
  20. 20. Confundió lo que ahora conocemos como “peso atómico”Confundió lo que ahora conocemos como “peso atómico” con el “peso equivalente”.con el “peso equivalente”. Y según su hipótesis de máxima simplicidad si dosY según su hipótesis de máxima simplicidad si dos elementos forman un sólo compuesto, éste tendrá unelementos forman un sólo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento.átomo de cada elemento. LIMITACIONES DaltonDalton ActualActual NONO NONO22 NONO33 NONO44 NONO55 NN22OO NN22OO22 (NO)(NO) NN22OO33 NN22OO44 (NO(NO22)) NN22OO55
  21. 21. Entonces, no puede explicar la Ley de Volúmenes deEntonces, no puede explicar la Ley de Volúmenes de Combinación de Gay-LussacCombinación de Gay-Lussac LIMITACIONES Según Dalton: Sin embargo se obtenían 2 volúmenes de cloruro de hidrógeno…
  22. 22. Amadeo Avogadro 1811 Introduce el concepto de MOLÉCULA o pequeñas masas (contrario a MOLE) •La mayoría de las sustancias están formadas por moléculas que, a su vez, están formadas por átomos. •Las moléculas de una sustancia son iguales entre sí •Las moléculas de sustancias simples están formadas por átomos iguales, y las de las compuestas, por átomos de al menos dos elementos distintos.
  23. 23. v v v v v v v v Empleando la ley de Avogadro, la Ley de Volúmenes deEmpleando la ley de Avogadro, la Ley de Volúmenes de Combinación de Gay-Lussac se explica así:Combinación de Gay-Lussac se explica así:
  24. 24. ¿Pero los átomos son realmente indivisibles? ¿Pero los átomos son realmente indivisibles?
  25. 25. ESTUDIOS RELACIONADOS CON LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIAY EN CONCRETO, CON LA NATURALEZA DE LA CHISPA QUE SALTA ENTRE DOS OBJETOS CARGADOS QUE ESTÁN PRÓXIMOS, CUESTIONARON AL ÁTOMO COMO PARTÍCULA INDIVISIBLE.
  26. 26. El químico inglés HUMPHREY DAVY en 1.800 : Comprueba que al hacer pasar corriente eléctrica a través de algunas sustancias, estas se descomponían. La Naturaleza Eléctrica de la Materia
  27. 27. 1.- El peso de una sustancia que se deposita en un electrodo debido a una cantidad fija de electricidad es siempre igual. 2.- Los pesos que se depositan debido a una cantidad fija de electricidad son proporcionales a los pesos equivalentes de la sustancia. MICHAEL FARADAY (1791-1867) Estudió la ELECTROLISIS (descomposición de una sustancia por medio de la electricidad). Obtuvo así las siguientes leyes:
  28. 28. TUBO DE GASES ENRARECIDOS Faraday observó que si en un tubo alargado de vidrio (tubo Geissler) , donde se ha hecho casi el vacío, se establece una voltaje elevado, salta una chispa entre sus electrodos. Este experimento y el anterior, le llevó a sugerir que la materia está formada por partículas eléctricas. Predijo así la existencia del Electrón.
  29. 29. Estudió cuidadosamente las investigaciones de FARADAY y sugirió que la corriente en una reacción electroquímica era conducida por partículas que se encuentran en los átomos. En 1891 STONEY propuso llamar a estas partículas:ELECTRONES. GEORGE STONEY (1874)
  30. 30. WILLIAM CROOKES Guillermo Crookes áscara Cátodo (-) Ánodo (+) Tubo de Crookes (Tubo catódico) Sostenedor de la máscara Resplandor
  31. 31. DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS CATÓDICOS 1875 WILLIAN CROOKES ESTUDIANDO LA CHISPA QUE SALTA ENTRE DOS ELECTRODOS INTRODUCIDOS EN UN TUBO DE VIDRIO QUE CONTIENE UN GAS, OBSERVÓ QUE CUANDO LA PRESIÓN DEL GAS ES BAJA NO SE PRODUCE CHISPA Y APARECE UNA LUZ CARACTERÍSTICA DEL GAS. SI LA PRESIÓN DEL GAS SE REDUCE AÚN MÁS DESAPARECE LA LUZ DE COLOR EMITIDA POR EL GAS Y APARECE UNA DÉBIL FLUORESCENCIA EN LA PARED DEL TUBO DE VIDRIO FRENTE AL CÁTODO O ELECTRODO NEGATIVO.
  32. 32. ESTA FLUORESCENCIA PROCEDÍA DEL CHOQUE DE UNOS RAYOS PROCEDENTES DEL CÁTODO CON LA PARED DEL TUBO. JULIUS PFLUCKER LLAMÓ A ESTOSJULIUS PFLUCKER LLAMÓ A ESTOS RAYOS “RAYOS “RAYOS CATÓDICOS”RAYOS CATÓDICOS” DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS CATÓDICOS
  33. 33. JOSEPH JOHN THOMPSON
  34. 34. “una corriente de algo electrificado emergiendo del cátodo” J. J. Thomson trabajando con los tubos de Crookes JOSEPH JOHN THOMPSON
  35. 35. PROPAGACIÓN DE LOS RAYOS CATÓDICOS El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos. Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.
  36. 36. ¿DE DÓNDE PARTEN LOS RAYOS? El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. los rayos parten del cátodo. Por eso se les llama RAYOS CATÓDICOS.
  37. 37. ¿TIENEN MASA LOS RAYOS? El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa. En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.
  38. 38. ¿QUÉ CARGA TIENEN LOS RAYOS? El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas
  39. 39. JOSEPH JOHN THOMPSON
  40. 40. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN 1897 JOSEPH JOHN THOMSON ESTUDIANDO SI LOS RAYOS CATÓDICOS SE DESVIABAN EN PRESENCIA DE CAMPOS ELÉCTRICOS Y MAGNÉTICOS, COMPROBÓ QUE TENÍAN CARGA ELÉCTRICA NEGATIVA Y HALLÓ SU RELACIÓN CARGA/MASA (1,76.1011 C/kg). LA RELACIÓN CARGA/MASA ERA SIEMPRE LA MISMA INDEPENDIENTEMENTE DEL TIPO DE GAS DEL TUBO, DEL TIPO DE METAL DEL CÁTODO…
  41. 41. ANDREWS MILLIKAN Experimento de la gota de aceite
  42. 42. ANDREWS MILLIKAN
  43. 43. ANDREWS MILLIKAN
  44. 44. ANDREWS MILLIKAN
  45. 45. Carga del electrónCarga del electrón 1.60217653 x 101.60217653 x 10-19-19 CC Por lo tanto la masa del electrón es:Por lo tanto la masa del electrón es: 9.1093826 x 109.1093826 x 10-31-31 kgkg ¡1/1837 veces la masa del átomo más pequeño (H)!¡1/1837 veces la masa del átomo más pequeño (H)! 1.6735 x 101.6735 x 10-27-27 kgkg CARGA Y MASA DEL ELECTRÓN
  46. 46. Se sabe:Se sabe: Los átomos son neutros.Los átomos son neutros. Existen partículas negativas.Existen partículas negativas. Existen partículas positivas.Existen partículas positivas. Las partículas positivas son muchoLas partículas positivas son mucho mayores que las negativas. Por lo tantomayores que las negativas. Por lo tanto tiene casi toda la masa atómica.tiene casi toda la masa atómica. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
  47. 47. Basándose en sus conocimientos de electrostática,Basándose en sus conocimientos de electrostática, Thomson postula un continuo de carga positivaThomson postula un continuo de carga positiva con cargas negativas incrustadas en él comocon cargas negativas incrustadas en él como “cerezas en un pastel” o “pasas en un pudín”.“cerezas en un pastel” o “pasas en un pudín”. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
  48. 48. Eugen Goldstein RAYOS ANÓDICOS
  49. 49. RAYOS ANÓDICOS Mediante el dispositivo de la figura, Thompson estudió la naturaleza de los rayos anódicos. Calculó la relación q/m y determinó que dependen de la naturaleza del gas residual en el tubo.
  50. 50. Wilhelm Roentgen (1845-1923) físico alemán (primer premio Nobel en 1901). Descubrió los rayos X en 1895 que revolucionó toda la vida de humanidad. El científico descubrió que el tubo emite haz de rayos de naturaleza indefinida ( por eso los llamó “los rayos X”) que poseen la capacidad de penetrar muchas sustancias y dejar su imagen en pantallas luminescentes o películas fotográficas. LA RADIACTIVIDAD
  51. 51. Los rayos X producían radiaciones muy penetrantes capaces de velar placas fotográficas cubiertas y de producir fluorescencia en algunos materiales, aun cuando ante éstos se interponían obstáculos delgados, como hojas de papel. Enseguida se descubrió que los rayos X no son nada más que las ondas electromagnéticas de muy baja longitud de onda. Ocupa su lugar en el espectro electromagnético GRABADO DE LA NOTICIA DEL DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X. LA RADIACTIVIDAD
  52. 52. Este descubrimiento sirvió de motivación para ciertos estudios de Henri Becquerel, en París, el cual estaba muy interesado en entender el fenómeno de la fluorescencia. Esas radiaciones eran producidas por cualquier sal de uranio, fosforescente o no, con luz o sin ella, por lo que concluyó que el fenómeno estaba directamente relacionado con la presencia de uranio en los compuestos. Becquerel había descubierto la radiactividad. LA RADIACTIVIDAD
  53. 53. ERNEST RUTHERFORD
  54. 54. Reveló que las sustancias radiactivas emitían tres tipos de radiación: α, β, y γ ERNEST RUTHERFORD
  55. 55. En 1906 la Universidad de Manchester ofreció a Rutherford un puesto de investigador y aceptó como ayudantes al joven alemán Hans Wilhelm Geiger (25 años) y Enst Marsdem. Geiger, a sugerencia de Rutherford, empezó de inmediato a estudiar la dispersión de rayos α por hojas delgadas de oro. Una muestra de radio se ponía en un contenedor con un pequeño orificio por el que escapaba un haz delgado de rayos α, que se hacía incidir sobre una placa de sulfato de zinc, la cual tiene la propiedad de emitir luz cuando es alcanzada por un rayo α. Al interponer a este una hoja delgada de oro podían estudiarse las desviaciones que inducían los átomos de oro en los rayos α incidentes. ERNEST RUTHERFORD
  56. 56. Johannes (Hans) WilhelmJohannes (Hans) Wilhelm GeigerGeiger (1882-1945)(1882-1945) Sir Ernest Marsden (1889 -Sir Ernest Marsden (1889 - 1970)1970) ERNEST RUTHERFORD
  57. 57. RUTHERFORD postuló que la mayor parte de la masa del átomo, y toda su carga positiva, residían en una región extremadamente pequeña y densa que llamó NÚCLEO MODELO DE RUTHERFORD Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, Rutherford consideró necesario la revisión del modelo atómico de Thomson.
  58. 58. MODELO DE RUTHERFORD
  59. 59. Un núcleo central, que contiene toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario. Considera que el átomo se divide en: Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol. MODELO DE RUTHERFORD
  60. 60. INVALIDACION DEL MODELO DE THOMSON EN BASE A LA EXPERIENCIA DE RUTHERFORD. MODELO DE RUTHERFORD
  61. 61. MODELO DE RUTHERFORD ANOMALÍASISTEMA SOLAR
  62. 62. EN 1886,GOLDSTEIN UTILIZÓ UN TUBO DE RAYOS CATÓDICOS CON UN CÁTODO PERFORADO Y OBSERVÓ UNOS RAYOS QUE IBAN EN SENTIDO OPUESTO A LOS RAYOS CATÓDICOS, ES DECIR, SALÍAN DEL ÁNODO (+) YSE MOVÍAN HACIA EL ELECTRODO NEGATIVO O CÁTODO. ESTOS RAYOS POSITIVOS ERAN DESVIADOS POR CAMPOS ELÉCTRICOS Y MAGNÉTICOS, LO QUE DEMUESTRA SU NATURALEZA ELÉCTRICA, AUNQUE DE SIGNO CONTRARIO A LA DE LOS RAYOS CATÓDICOS. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
  63. 63. LA RELACIÓN CARGA/MASA DE LASLA RELACIÓN CARGA/MASA DE LAS PARTÍCULAS POSITIVAS SÍ DEPENDE DELPARTÍCULAS POSITIVAS SÍ DEPENDE DEL TIPO DE GAS ENCERRADO EN EL TUBO.TIPO DE GAS ENCERRADO EN EL TUBO. SI EL GAS ERA HIDRÓGENO CADASI EL GAS ERA HIDRÓGENO CADA PARTÍCULA POSITIVA TENÍA UNA MASAPARTÍCULA POSITIVA TENÍA UNA MASA 2000 VECES MAYOR QUE LA DEL2000 VECES MAYOR QUE LA DEL ELECTRÓN Y POR TANTOELECTRÓN Y POR TANTO PRACTICAMENTE IGUAL A LA DELPRACTICAMENTE IGUAL A LA DEL ÁTOMO DE H.ÁTOMO DE H. SU CARGA + IGUAL A LA DEL ELECTRÓNSU CARGA + IGUAL A LA DEL ELECTRÓN.. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
  64. 64. 1 1 17 8 4 2 14 7 HOHeN +→+  LA PARTÍCULA + SE IDENTIFICÓ CON EL IÓN H+ Y ERNEST RUTHERFORD LE LLAMÓ PROTÓN. Rutherford en 1919 a través de reacciones comoRutherford en 1919 a través de reacciones como Siempre aparecía el núcleo de Hidrógeno (HSiempre aparecía el núcleo de Hidrógeno (H++ ).). Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro núcleo, p.e. Boro,Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro núcleo, p.e. Boro, Fluor, Neón, Sodio etc...Fluor, Neón, Sodio etc... Se concluyó que el núcleo de Hidrógeno era uno de losSe concluyó que el núcleo de Hidrógeno era uno de los componentes fundamentales de todos los núcleos:el protón.componentes fundamentales de todos los núcleos:el protón. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
  65. 65.  CON EL DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN, SURGIÓ LA PREGUNTA: ¿CUÁL ES LA ESTRUCTURA DEL NÚCLEO?¿CÓMO PUEDEN PERMANECER LOS PROTONES, SIENDO CARGAS DEL MISMO SIGNO, EN UN ESPACIO TAN REDUCIDO? EN 1920, RUTHERFORD SUGIRIÓ LA EXISTENCIA DE OTRA PARTÍCULA SIN CARGAA LA QUE LLAMÓ NEUTRÓN. ENTRE PROTONES Y NEUTRONES EXISTIRÍAN FUERZAS ATRACTIVAS DE UNA NUEVA NATURALEZA (FUERZAS NUCLEARES) QUE SUPERASEN A LAS FUERZAS DE REPULSIÓN ELÉCTRICAS. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
  66. 66. EXPERIMENTO DE BALMER ESPECTRO DE EMISIÓN
  67. 67. Balmer demuestra que las líneas se ajustan a una fórmula simple: n= 3,4,5,6 C= 3.29 1015 s-1 Antes que Bohr lograra explicar las líneas espectrales del hidrógeno, el suizo Johann Jacob Balmer, logró establecer –en 1885, el mismo año en que naciera Bohr– una simple relación numérica, que ligaba las longitudes de onda de las rayas espectrales del átomo de hidrógeno. υ = C 1 22 - 1 n2 Su fórmula permitió prever, no sólo la sucesión de las líneas en el espectro visible, sino también series de ellas en el espectro invisible –ultravioleta e infrarrojo– del hidrógeno. JOHANN BALMER
  68. 68. Todo esto implicó que en el espectro del más sencillo de los átomos, el caos había dado paso a un orden físico regido por la ley de Balmer-Ritz: υ = R 1 m2 - 1 n2 Donde υ es la frecuencia de la línea m y n son pequeños números enteros, y R es un número fundamental, la célebre constante de Rydberg. JOHANN BALMER
  69. 69. Cuando el haz blanco atraviesa primero una muestra gaseosa de un elemento y, posteriormente, la luz emergente, se hace pasar por el prisma, se obtiene el espectroespectro de absorciónde absorción del elemento, semejante al anterior pero en el que aparecen determinadas rayas negras, correspondientes a las frecuencias que faltan en la luz emergente de la muestra del elemento. Es un espectro discontínuo Espectros de absorciónEspectros de absorción Espectros de emisiónEspectros de emisión Cuando una muestra gaseosa de un elemento, se calienta o se somete a una descarga eléctrica emite luz. Si la luz emitida se hace pasar por un prisma, se obtiene también un espectro formado por el conjunto de frecuencias que componen la luz denominado espectro atómico deespectro atómico de emisiónemisión. Dicho espectro es discontinuo formado por unas pocas frecuencias que se observan en un conjunto de líneas
  70. 70. • El espectro de emisión es el negativo del de absorción: a las frecuencias que en el de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida y viceversa. • Las frecuencias de las líneas son características de cada elemento y sirven para identificarlo
  71. 71. Espectro atómico del hidrógenoEspectro atómico del hidrógeno Es el más sencillo. Presenta muchas líneas de frecuencias distintas que forman varios grupos o series, situadas tanto en el visible como en el infrarrojo o el ultravioleta. En 1889, J.R. RydbergJ.R. Rydberg encontró, de forma empírica, una sencilla fórmula que permitía calcular la posición de las líneas del espectro n1 y n2 son números naturales (n2 > n1) R es la constante de Rydberg =1,0968 x 107 m–1 Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5, ... Serie Lyman (zona ultravioleta) Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6, ... Serie Balmer (zona visible ) Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7, ... Serie Paschen (zona infrarroja) Si n1 = 4; n2 = 5, 6, 7, 8, ... Serie Bracket (zona infrarroja) Si n1 = 5; n2 = 6, 7, 8, 9, ... Serie Pfund (zona infrarroja)
  72. 72. MAX PLANCK ONDA ELECTROMAGNETICA
  73. 73. λ = c v J. C. Maxwell propone que la luz es una onda de naturaleza electromagnética que, al igual que las ondas en una cuerda, se caracteriza por su frecuencia (ν), relacionada con la longitud de onda (λ) por la expresión: Siendo: c = velocidad a la que se propaga la onda. El periodo, T = 1/ν, y el número de onda: ν = 1/λ Hertz fue capaz, poco después, de producir y detectar las ondas electromagnéticas de Maxwell ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
  74. 74. Hacia fines del siglo XIX era claro que la absorción y emisión de luz por los cuerpos se debía a la interacción de la radiación electromagnética con los electrones del medio, al hacerlos vibrar. La intensidad de la radiación de emisión del cuerpo negro puede ser medida como función de la frecuencia, o sea se obtiene el espectro del cuerpo negro. LA INTENSIDAD ES FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA DEL CUERPO LA RADIACION DEL CUERPO NEGRO
  75. 75. Cuando los sólidos se calientan, emiten radiación A finales del s XIX varios físicos estudiaban este fenómeno tratando de entender “la relación entre la temperatura y la longitud de onda de la radiación emitida” que las leyes físicas del momento no podían explicar. LA RADIACION DEL CUERPO NEGRO
  76. 76. La luz emitida por un cuerpo negro escapaba a la explicación de la física clásica. Kirchoff demostró que su espectro depende solo de la temperatura. Leyes empíricas:  Ley del desplazamiento de Wien  Ley de Stefan-Boltzmann Leyes teóricas:  Ley de Rayleigh-Jeans  Ley de Wien LA RADIACION DEL CUERPO NEGRO
  77. 77. Ley de desplazamiento de Wien La longitud de onda del máximo y la temperatura están relacionadas de forma que:
  78. 78. Ley de Stefan-Boltzmann La potencia por unidad de área que emite un cuerpo negro depende de la temperatura con la ley: W = σ ·T 4 con σ=5.670·10-8 (Wm-2 K-4 ) (cte. de Stefan- Boltzmann)
  79. 79. Ley de Rayleigh-Jeans Rayleigh calculó el espectro del cuerpo negro teniendo en cuenta que:  El número de ondas estacionarias en una caja depende de la frecuencia como  La energía promedio de cada modo es E=kT
  80. 80. La ley de Rayleigh-Jeans y la catástrofe ultravioleta
  81. 81. La Ley de Wien En 1896, usando su ley del desplazamiento y la ley de Stefan-Boltzmann, Wien propone la siguiente ley: E(λ )= (c1 / λ5 ) / exp(c2/λT)
  82. 82. La solución de Planck Para resolver el problema, Max Planck propuso en 1900 una ecuación que estaba perfectamente de acuerdo con las observaciones:
  83. 83. Hipótesis de Planck Para llegar a esa solución Planck tuvo que hacer algunas hipótesis “atrevidas”:  Los “osciladores” de la cavidad solo pueden absorber o emitir energía en cantidades: ΔE=hν con h=6.626076·10-34 J·s  La energía del oscilador esta “cuantizada” E=n·h·v De esta forma se puede demostrar que la energía promedio por modo de oscilación es:
  84. 84. Distribución de Plank: curva que representa la variación de la potencia de la radiación en función de la longitud de onda a cada temperatura para el cuerpo negro. Hipótesis de Planck
  85. 85. La solución clásica vs la solución cuántica
  86. 86. ¿Cuerpos negros?
  87. 87. La luz, o mejor, la radiación electromagnética, provocan efectos sobre la materia. uno en especial, llamado efecto fotoeléctrico, fue ya descubierto por Hertz en 1887, y descrito por Lenhard (1905) como que .. Hertz "la luz de la región visible puede producir emisión de electrones (fotoelectrones) pero en la mayoría de los metales es necesaria luz ultravioleta”. EL EFECTO FOTOELECTRICO
  88. 88. Los fotones con energía suficiente (frecuencia umbral), consiguen arrancar electrones, reflejándose o transformándose en otras formas de energía. Generan corriente eléctrica. Las leyes del efecto fotoeléctrico se resumen en: 1º-.El número de fotoelectrones emitidos por segundo es proporcional a la intensidad de la radiación incidente.
  89. 89. Si mantenemos la polaridad y el tipo de luz (la misma frecuencia) pero utilizamos más potencia de iluminación (bombilla más potente o varias bombillas) el nº de electrones extraído es mayor y llegan más al amperímetro. Mayor intensidad de luz (I) significa mayor flujo de fotones y la corriente en el circuito externo ( i ) aumenta. 2º-.Los fotoelectrones son emitidos con un intervalo de velocidad entre cero y un máximo. La velocidad aumenta con la frecuencia pero no con la intensidad de la radiación.
  90. 90. Los fotones con energía insuficiente (frecuencia inferior a la umbral), no consiguen arrancar electrones, reflejándose o transformándose en otras formas de energía. No generan corriente eléctrica. 3º-.Para un metal dado existe un cierto valor de la frecuencia de la radiación "frecuencia umbral" µ0 por debajo de la cual no se produce emisión de fotoelectrones por muy elevada que sea la intensidad de la radiación incidente.
  91. 91. En 1905 Albert Einstein (1879-1955) usó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico ¿CÓMO EXPLICAR EL EFECTO FOTELÉCTRICO?
  92. 92. Cuando la luz llega a la superficie del metal la energía no se reparte equitativamente entre los átomos que componen las primeras capas en las que el haz puede penetrar, sino que por el contrario sólo algunos átomos son impactados por el fotón que lleva la energía …y, si esa energía es suficiente para extraer los electrones de la atracción de los núcleos, los arranca del metal. EL EFECTO FOTOELECTRICO
  93. 93. La energía cinética de los electrones emitidos depende de la frecuencia de la radiación incidente y de la posición que ocupa ese electrón en el metal. EL EFECTO FOTOELECTRICO
  94. 94. El valor de la energía para estos electrones será: E = hυ hυ = hυo +1/2 mv2 Energía umbralEnergía del electrón emitido = El exceso (aparece como energía cinética del electrón emitido) + EL EFECTO FOTOELECTRICO
  95. 95. NIELS BOHR
  96. 96. Postulado 1: un electrón en un átomo se mueve en órbitas circulares en torno al núcleo bajo atracción de Coulomb Postulado 2: en lugar de infinidad de órbitas posibles clásicamente, el electrón sólo puede moverse en órbitas para las cuales el momento angular (L=mvr): nL = Postulado 3: a pesar de la aceleración del electrón, este no radía energía electromagnética: estados estacionarios. Postulado 4: Se emite radiación si un electrón cambia su movimiento de manera discontinua y se mueve de una órbita Ei a una órbita Ef νhEE if =− cuantificación ,...3,2,1=n Partiendo del modelo de Rutherford, imaginó al átomo de hidrógeno como un núcleo con carga positiva (+e) alrededor del cual orbita un único electrón con carga negativa (- e) y establece cuatro postulados MODELO DE BOHR
  97. 97. En cada órbita permitida, la fuerza de atracción electrostática actúa como fuerza centrípeta, siendo la responsable del movimiento circular del electrón: ² ² · ²· r e k r vm FF e elecC = = K: constante de Coulomb r: radio de la órbita e: valor absoluto de la carga del electrón me,: masa del electrón MODELO DE BOHR Del primer postulado se tiene que: )1...( ² ² · vm e kr e =
  98. 98. v: velocidad ....)4,3,2,1n(; 2 h ·nr·v·mL e = π == r: radio de la órbita me: masa del electrón MODELO DE BOHR El segundo postulado nos habla del: El momentum angular (L): −−− = vrL ex m Y nos dice que está cuantizado: )2...( 2 rm nh v eπ =
  99. 99. Combinando las ecuaciones (1) y (2) podemos obtener el radio de las órbitas del electrón: ²· ²·²·4 ² n emk h r eπ = . MODELO DE BOHR Reemplazando las constantes por sus valores: h = 6.626x10-34 J.s k = 9x109 C me = 9.11x10-31 kg e = 1.6x10-19 C Nos da: r = aon2 …(3) Donde: ao = 5.29 x 10-11 m = 0.529 Å
  100. 100. La energía del electrón en las órbitas es constante y es la suma de su energía potencial y cinética: )4...( 2 ² · ² · 2 1² ²·· 2 1 · ² r e kE r e k r e kE vm r e kE EEE e CP −= +−= +−= += MODELO DE BOHR Del tercer postulado se tiene que:
  101. 101. ² 1 1 n EE −= E1 = 2,18·10-18 J (está relacionada con la constante de Rydberg) E1 = 13.6 eV El signo menos significa que si damos un valor de cero a la energía del sistema formado por el electrón y el protón separados por una distancia infinita (el electrón está libre) todas las demás energías que corresponden a estados ligados del electrón serán más pequeñas Al ir dando valores a n se obtienen las energías de las órbitas estacionarias o niveles de energía del átomo de hidrógeno. Para el valor n = 1, se obtiene el valor más negativo de la E, que corresponde a la mínima energía del electrón o mínimo nivel de energía, que se denomina estado fundamental. El resto de los estados se denominan estados excitados MODELO DE BOHR Reemplazando (3) en (4) nos da:
  102. 102. Del cuarto postulado: La energía emitida cuando el electrón pasa de la órbita de número n=n2 a la de número n = n1, y el número de onda de la radiación será:        −=−−−=−= ² 1 ² 1 ) ² 1 ( ² 1 21 1 1 1 2 112 nn E n E n EEEE∆ ; ² 1 ² 1 21 1       −== nn E c hh λ ν    −   = ² 1 ² 1 . 1 21 1 nnch E λ E1/h.c = constante de Rydberg. Permite deducir los valores de los radios de las órbitas y sus energías Posibilita la deducción de la ley empírica de Rydberg y explica, por lo tanto, el espectro atómico del hidrógeno y de los iones hidrogenoides Asi pues, el modelo: MODELO DE BOHR
  103. 103. Niveles de Energía “n” Tienen menos energía Tienen mas energía 1 2 3 4 MODELO DE BOHR
  104. 104. ESTADO BASAL O ESTACIONARIO MODELO DE BOHR
  105. 105. ESTADO EXCITADO Absorbe energía MODELO DE BOHR
  106. 106. LIBERA ENERGÍA MODELO DE BOHR
  107. 107. ECUACIÓN DE BOHR
  108. 108. CRÍTICAS AL MODELO DE BOHR - Supone que las órbitas descritas por el electrón son circulares. - Considera infinita la masa del núcleo respecto a la masa del electrón, cuando en realidad la masa del núcleo de hidrógeno respecto del electrón es 1840 veces mayor. - No incorpora las teorías relativistas a los fenómenos atómicos. - Induce a pensar que las diferentes series espectrales de los demás elementos químicos, incluso de los muy complicados, pueden expresarse por diferencia de términos espectrales.
  109. 109. ARNOLD SOMMERFELD
  110. 110. ARNOLD SOMMERFELD El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas de algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr.
  111. 111. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1 Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2 ARNOLD SOMMERFELD
  112. 112. En 1916, Wilson y Sommerfeld enunciaron una regla de cuantificacion para cualquier sistema cuyas coordenadas varían periódicamente con el tiempo. Esta regla permitio ampliar el dominio de aplicacion de la teoria cuantica e incluye como casos particulares las cuantificaciones de Planck y Bohr. La podemos enunciar asi:. Regla de cuantificación de Wilson-Sommerfeld: en un sistema cuántico, toda coordenada q que varia periódicamente en el tiempo satisface la condición de cuantificación , nq = 1, 2, 3,… donde pq es el impulso asociado a q, y la integración se efectúa sobre un periodo. ARNOLD SOMMERFELD hndqp qq =∫
  113. 113. 1) Oscilador armónico cuântico hndqp qq =∫ 22 22 kx m p VKE x +=+= Elipse en el espacio de fases x, px: 1 22 22 =+ kE x mE px / Semiejes: kEa /2= mEb 2= x px a b abdxpx π=∫ mk E dxpx / π2 =∫ mk /== πνω 2 Entretanto, para un oscilador armônico, Luego, ν E dxpx =∫ Usando la regra de Sommerfeld-Wilson, nh E = ν MODELO DE SOMMERFELD
  114. 114. Regla de cuantización de Sommerfeld-Wilson 2) Momento angular hndqp qq =∫ nL = (cuantización de Bohr) nhdL =∫ θ nhLdL ==∫ πθ 2 MODELO DE SOMMERFELD
  115. 115. Regla de cuantización de Sommerfeld-Wilson 2) Eléctron libre em una caja unidimensional: nhaapdxpdxp xxx =+== ∫∫ )( (ondas estacionarias) Sj la caja tiene dimensión a, Assim, p h na =2 ou onda λna =2 MODELO DE SOMMERFELD
  116. 116.      == 3 2 1 3 θnn ,    == 2 1 3 θnn , 13 == θnn , θnL =hndL θθ =∫ hndrp rr =∫ Solución de la ecuación (circunferencia y elipse) r mv r Ze 2 2 2 04 1 = πε ( ) rnbaL =− 1/ 22 42 0 24 1 n eZ E µ πε ⋅      −= 2 22 04 Ze n a µ πε  = n n bb θ = θnnn r += (órbitas elípticas) Degenerescência: corrección relativística 1±=− fi nn ,, θθ Transiciones óticas permitidas (reglas de selección): 137 1 4 1 2 0 ≈= c e πε α
  117. 117. Precesión θnL =hndL θθ =∫ Corrección relativística: ϕnLprec = hnLdL precprec ϕπϕ ==∫ 2 ( )               −+⋅−= nnn Z n eZ E 4 31 1 24 22 222 0 42 θ α πε µ  MODELO DE SOMMERFELD
  118. 118. LIMITACIONES • La teoría se aplica solamente a sistemas periódicos en el tiempo, lo que excluye muchos sistemas físicos. • Permite calcular las energías de los estados permitidos y las frecuencias de la radiación emitida o absorbida en las transiciones entre esos estados, pero no predice el tiempo característico involucrado en una transición. • Sólo se aplica a los átomos con un electrón, y aquellos que tienen muchos aspectos en común con los átomos de un electrón (como los metales alcalinos), pero falla si se la intenta aplicar al átomo de helio, que tiene dos electrones. • Por último, la teoría no es intelectualmente satisfactoria, pues se mezclan en ella de forma arbitraria aspectos clásicos con aspectos cuánticos.
  119. 119. JAMES CHADWICK Descubrimiento del Neutrón
  120. 120. La primera evidencia experimental de la existencia del neutrón fue observada por Walter Bothe y su alumno Herbert Becker en Alemania. En 1928, se interesaron por averiguar si las desintegraciones nucleares reportadas por Rutherford estaban acompañadas por algún tipo de radiación. Bombardearon Be con partículas α que eran producto del decaimiento del polonio. Utilizando métodos eléctricos de detección, algo novedoso para su época, encontraron que efectivamente aparecía cierto tipo de radiaciones muy penetrantes que ellos interpretaron como rayos γ . Este tipo de radiaciones también aparecían al bombardear litio y boro. Estos resultados intrigaron a la pareja francesa Joliot-Curie. Reprodujeron y profundizaron los resultados de Bothe y Becker, utilizando una fuente muy poderosa de polonio propiedad de Marie. En enero de 1932, publicaron otro hallazgo sorprendente relacionado con las mencionadas radiaciones: éstas eran capaces de expeler protones de una capa de parafina. JAMES CHADWICK
  121. 121. 122 En 1932 el inglés Chadwick, que había tratado de descubrir al neutrón mediante descargas eléctricas que hicieran caer al electrón hacía el protón en átomos de hidrógeno, repitió los experimentos de Bothe y los Joiot-Curie y dedujo que las radiaciones observadas no eran rayos γ, sino los NEUTRONES que buscaba. JAMES CHADWICK
  122. 122. Aplicando el principio de conservación del momentum a la primera colisión: Aplicando el principio de conservación del momentum a la segunda colisión: JAMES CHADWICK
  123. 123. PIETER ZEEMAN Llama del sodio Sin campo magnético Con campo magnético
  124. 124. 125 Número cuántico magnético (m). Número cuántico magnético (m). Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - L, ..., 0, ..., + L Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2 El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique. Aplicando un campo magnético a los espectros atómicos las rayas se desdoblan lo que indica que deben existir diferentes orientaciones posibles . EFECTO ZEEMAN
  125. 125. LUIS DE BROGLIE Naturaleza onda partícula luz electrón
  126. 126. Dualidad onda – corpúsculoDualidad onda – corpúsculo Algunos fenómenos de la luz se explican a partir de su naturaleza ondulatoria (interferencias o difracción). En otros, como el efecto fotoeléctrico, la luz se manifiesta con una naturaleza corpuscular, como si estuviera formada por partículas, los fotones, que poseen energía cinética y momento lineal. Para resolver el dilema, se aceptó que la luz tiene una naturaleza dual ondulatoria/corpuscular. ondulatoria, cuando se propaga y corpuscular, cuando interacciona con la materia. En 1924, Louis de Broglie sugirió que al igual que la luz, las partículas en movimiento podrían comportarse también como ondas. No sólo los fotones tendrían entonces ondas asociadas, sino cualquier otra partícula. La dualidad sería una propiedad general de la materia. La longitud de onda, λ, asociada a una partícula de masa m y velocidad v, vendría dada, utilizando las ecuaciones de Einstein (E=mc²) y Plank, por: v·m h =λ h es la constante de Plank. Esta hipótesis fue confirmada posteriormente por Davisson y Germer en 1927, al observar como un haz de electrones proyectados contra un cristal de níquel sufrían difracción
  127. 127. La ecuación de de Broglie permite obtener de manera natural el número n de la teoría de Bhor. Si el electrón es una onda que se mueve circularmente alrededor del núcleo, para que sea estable tiene que coincidir cada nueva vuelta con ella misma. Por consiguiente, en una longitud de circunferencia, 2πr, debe haber un número natural de longitudes de onda: π =⇒=λ=π 2 h nmvr mv h nnr2 El segundo postulado de Bohr deja de ser arbitrario y se convierte, con de Broglie, en una consecuencia lógica, impuesta al electrón por el carácter estacionario de su onda asociada. Puesto que la hipótesis de de Broglie es aplicable a toda la materia, cualquier objeto de masa m y velocidad v dará orígen a una onda de materia. Para un objeto ordinario, como una pelota de baseball, la ecuación predice una λ asociada que estará fuera de una magnitud medible m = 114 g, v = 110 mph, (mv) = 5.6 kg·m/s, … ¡λ = 1.2x10-34 m! la propiedad ondulatoria de un pelota de baseball no se puede observar experimentalmente Dicha propiedad si es observable para particulas muy pequeñas, tales como electrones, protones y neutrones. Hecho que ha permitido desarrollar técnicas tan importantes como la microscopía electrónica, imprescindible en la ciencias y tecnología.
  128. 128. COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA Partícula AIRE AGUA Onda AIRE AGUA REFRACCIÓN DIFRACCIÓN
  129. 129. COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA Partícula Onda INTERFERENCIA PATRÓN DE DIFRACCIÓN
  130. 130. WERNER HEISENBERG Principio de incertidumbre
  131. 131. En 1925, Werner Heisenberg, consideró que la idea de los electrones orbitando alrededor del núcleo estaba fuera de lugar: no tiene sentido definir una posición y una velocidad para lo que es una onda. Principio de Incertidumbre o indeterminaciónPrincipio de Incertidumbre o indeterminación Además, la medición de la posición y velocidad de una partícula implica interaccionar con dicha partícula (por ejemplo con un fotón de luz): Supongamos que disponemos de un aparato que puede "ver" a los electrones. Para ello, necesitamos iluminarlo con "luz”, pero de una longitud de onda muy pequeña, es decir, fotones de energía muy alta que al ser dispersados por electrones nos proporcionan una imagen de él.Lógicamente, al hacer incidir un fotón muy energético sobre el electrón estamos comunicados a este un momento lineal muy grande, que lo perturba demasiado y lo hace cambiar del estado en que se encontraba. Podemos reducir la magnitud de la perturbación disminuyendo la energía de fotones, pero entonces la longitud de onda de esto se hace mayor y tendremos paquetes de ondas menos localizadas; esto disminuye la precisión con la que puede conocerse la posición del electrónNo podemos determinar simultáneamente la posición y la velocidad (o momento lineal) del electrón con precisión tan buena como queramos. Y no hay forma de vencer esta dificultad que la naturaleza nos presenta.
  132. 132. En este sentido, Heisemberg fue más allá afirmando que se debe a una indeterminación fundamental de la naturaleza. Razonamientos como este llevaron a Heisenberg a enunciar su principio π ≥∆⋅∆ 4 h px x el producto de la incertidumbre en la posición del electron ∆x y la incertidumbre en su momentum ∆(mυ) debe ser mayor que la constante de Plank. Estas variables se llaman conjugadas. Debido al valor tan pequeño de h la incertidumbre propia de las variables conjugadas no es importante en el mundo macroscópico. Sin embargo, el principio de la incertidumbre nos dice que la imposibilidad de medir con precisión absoluta no es imputable al observador, no se debe a su falta de habilidad para construir aparatos de medición más exactos, si no que esta en la naturaleza de las cosas el no poder ser medidas con exactitud
  133. 133. ERWING SCHRODINGER Ecuación de onda
  134. 134. Partiendo de la ecuación que describe el movimiento de un electrón sobre un línea Φ λ π −= ∂ Φ∂ 2 2 2 2 4 x :pordada ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  135. 135. Podemos considerarla válida para describir el comportamiento de un electrón que se mueve en la dirección del eje de los (x) 1) Si el electrón se mueve en el espacio, deben figurar las coordenadas cartesianas x, y, z; o sea, que deberán aparecer todas las derivadas segundas de la función Φ, siendo ahora; ( )zyxf ,,=φ Los electrones se mueven en el espacio φ λ πφφφ 2 2 2 2 2 2 2 2 4 −= ∂ ∂ + ∂ ∂ + ∂ ∂ zyx ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  136. 136. Reordenando, e introduciendo el llamado operador Laplaciano:       ∂ ∂ + ∂ ∂ + ∂ ∂ =∇ 2 2 2 2 2 2 2 zyx 0 4 :será 2 2 2 =φ λ π +φ∇ ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  137. 137. :obtenemos mv h BroglieDedeconceptoelosintroducimahoraSi =λ 04 2 22 22 =+∇ φ λ πφ vm ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  138. 138. Asociando la masa y velocidad del electrón con la energía cinética del electrón: kk EmvmvE .2 2 1 22 =⇒= y a su vez: VEE ktotal += (Energía total = E. Cinética + E. potencial) ( )VE2E2mv :Así Tk 2 −== ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  139. 139. Esto se hace, ya que la ecuación final, que describe el comportamiento del electrón en el átomo de hidrógeno debe ser capaz de dar cuenta de los distintos estados energéticos del átomo de hidrógeno. ( ) 0VE h m8 :Así T2 2 2 =φ− π +φ∇ ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  140. 140. La ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno es la siguiente: (∂2 Ψ/∂x2 ) + (∂2 Ψ/∂y2 ) + (∂2 Ψ/∂z2 ) + (8π2 m/h2 ) (E+e2 /r) Ψ = 0 puesto que el potencial V = -e2 /r. ECUACIÓN DE SCHRODINGER
  141. 141. Ecuación de SchrodingerEcuación de Schrodinger El principio de indeterminación lleva a la conclusión de la imposibilidad de describir al átomo como un modelo planetario ya que la existencia de órbitas supone el conocimiento del valor exacto de la posición y del momento lineal del electrón Como el electrón puede comportarse como una onda, al igual que cualquier onda, podrá describirse por una función matemática denominada función de onda, Ψ(psi), (Schrödinger, 1926) que puede obtenerse al resolver la ecuación: 0)VE( ²h m²8 ²z ² ²y ² ²x ² =Ψ− π + ∂ Ψ∂ + ∂ Ψ∂ + ∂ Ψ∂ M es la masa del electrón V su energía potencial E la energía total del electrón Al resolver la ecuación se obtienen, además las diferentes funciones de onda que describen el movimiento de los electrones,la energía, E, correspondiente. Las funciones de onda carecen de significado físico.. Sin embargo, su cuadrado, de acuerdo con la interpretación de Max Born en otro postulado de la Mecánica cuántica, si. Permite determinar la probabilidad, P, de encontrar al electrón en cada punto del espacio: |Ψ(x,y,z)|² dV = Probabilidad de encontrar al electrón en un pequeño volumen dV
  142. 142. MODELO MECANOCUÁNTICO DEL ÁTOMOMODELO MECANOCUÁNTICO DEL ÁTOMO Cuando la ecuación de Schrödinguer se aplica a un electrón en un átomo se obtienen las funcionesfunciones ΨΨ (x,y,z) propias(x,y,z) propias, denominadas orbitalesorbitales atómicos (OA),atómicos (OA), que describen el estado del electrón, y los valores de lala energíaenergía, E, de cada una.Para el átomo de hidrógeno la ecuación es relativamente fácil de resolver, pero para los átomos con más de un electrón, además de la atracción del núcleo sobre el electrón, existen repulsiones mutuas entre los electrones, y el proceso matemático es tan complejo que obliga a realizar cálculos aproximados. La forma analítica de la función propia u orbital del electrón, OA, es compleja. ( ) 0/ 2/1 3 0 3 1 aZr e a Z s −       =Ψ π Expresión de dos de las funciones propias de un átomo hidrogenoide (sólo tiene un electrón) pero depende de tres números cuánticosnúmeros cuánticos denominados n, l y m: • ml puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. • n puede tomar cualquier valor entero desde 1 hasta ∞ : n = 1, 2, 3, ... • l puede tomar todos los valores naturales desde 0 hasta n-1
  143. 143. Orbital 1s, función propia definida por los números n = 1, l = 0 y m = 0. Y dando valores a los números cuánticos podemos identificr a los difererentes orbitales: Orbital 2px es la función propia en la que n =2, l = 1 y m = 1 ó -1 el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor numérico: l = 0 orbitales s l = 1 orbitales p l = 2 orbitales d l = 3 orbitales f Orbital 3dz² es la función propia en la que n =3, l = 2 y m = -2, -1, 0, 1 ó 2.
  144. 144. Los OA pueden representarse gráficamenterepresentarse gráficamente si tenemos en cuenta que: Distribución de densidad electrónica en el orbital 1s del átomo de H En el espacio, cada elemento de volumen que rodea al núcleo tiene un valor de probailidad dada por ψ2 . Si se representan los elementos de volumen con una mayor probabilidad con una densidad mayor de puntos y elementos de menor probabilidad con una menor densidad, los orbitales se adquieren la forma de una nube alrededor del núcleo, nube electrónicanube electrónica, cuyo color tiene una intensidad diferente según sea la probabilidad de encontrar ahí al electrón: las regiones con alta densidad de puntos, son regiones de alta densidad electrónica y tienen valores altos de ψ2 . De acuerdo con esta representación, el electrón no está localizado en una órbita alrededor del núcleo, sino deslocalizado en una región alrededor de él.
  145. 145. La nube electrónica no tiene una frontera definida (la probabilidad nunca es cero), pero puede delimitar por una superficie mansera que la probabilidad de encontrar al electrón en su interior sea del 90 o 99 %. Así pues, se puede considerar que los Los orbitales determinan regiones del espacio dondeAsí pues, se puede considerar que los Los orbitales determinan regiones del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy elevadala probabilidad de encontrar al electrón es muy elevada Superficie dentro de la que la probabilidad de encontrar al electrón es del 90 o 99%. La forma de la superficie determina la forma del orbital La probabilidad de encontrar al electrón es proporcional a la densidad de puntos rojos Nube electrónica y superficie límite del orbital 1s Nube electrónica y superficie límite del orbital 1s2pz
  146. 146. Energía de los OAEnergía de los OA ♣ En el átomo de hidrógeno,En el átomo de hidrógeno, ♣ En los átomosEn los átomos polielectrónicospolielectrónicos La energía de los correspondientes orbitales se obtiene al resolver la ecuación de Schrodinger e, igualmente, depende de los tres números cuánticos, n. l y m, aunque: Solo depende de n. Todos los orbitales con el mismo valor de n tienen la misma energía. La presencia de más electrones modifica la energía de los orbitales con el mismo n pero diferente l. Estos orbitales pertenecen al mismo nivel de energía o capa y diferente subnivel de energía o subcapa. En un átomo polielectrónico cada electrón es simultáneamente: • atraído por los protones del núcleo • repelido por los otros electrones Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón reducirá la atracción que “siente” el electrón por parte del núcleo. A la carga neta positiva que atrae al electrón se le denomina carga nuclear efectiva: La carga nuclear efectiva, (Zeff) es igual al número de protones (Z) menos el promedio de electrones entre el electrón en cuestión y el núcleo (S)
  147. 147. La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de un átomo es siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los electrones internos apantallanapantallan dicha carga. La extensión del apantallamiento dependerá de la distribución de los electrones alrededor del núcleo.Si nos basamos en la forma de los orbitales la probabilidad de estar cerca del núcleo según el tipo de orbital será: En un átomo polielectrónico para un número cuántico n dado, la carga efectiva que atrae al electrón, disminuye al aumentar l. Como la anergía del electrón depende de la carga efectiva, para un número cuántico n dado el nivel de energía del orbital aumenta al aumentar l Todos los orbitales de un subnivel, l, tienen la misma energía. Son orbitales degenerados A partir de n=4 la energía de los orbitales están muy próximas y se producen cambios. Así el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4sy el orbital 4s tendrá que tener menor
  148. 148. NÚMEROS CUÁNTICOS Nivel de energía Subnivel de energía PRINCIPAL SECUNDARIO
  149. 149. NÚMEROS CUÁNTICOS Orbitales “s” Orbitales “p” TERCIARIO O MAGNÉTICO
  150. 150. NÚMEROS CUÁNTICOS Orbitales “d” Orbitales ”f”
  151. 151. NÚMEROS CUÁNTICOS SPINExperimento de Stern-Gerlach Goudsmitt y Uhlenbeck
  152. 152. PAUL DIRAC Átomo antimateria
  153. 153. Configuraciones electrónicasConfiguraciones electrónicas Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. Las formas de expresar la configuración electrónica de un elementoLas formas de expresar la configuración electrónica de un elemento son:son: Notación normalNotación normal: se escriben los subniveles en los que hay alojados electrones con la notación habitual. El número de electrones que ocupa cada subnivel se indica con un superíndice Notación simplificadaNotación simplificada. Va referida al gas noble que precede al elemento en la tabla periódica, que se simboliza entre corchetes, seguida de la notación normal para los electrones restantes Notación orbitalNotación orbital. Se distribuyen los electrones en subniveles y, a continuación, se llenan los orbitales, representados por , de cada subnivel, desapareando al máximo los electrones 8O: 1s2 2s2 2p4 8O: [He] 2s2 2p4
  154. 154. 2. Principio de Exclusión de Pauli:2. Principio de Exclusión de Pauli: En un átomo polielectrónico no pueden existir dos electrones con la misma función orbital-espín, es decir con los cuatro números cuánticos iguales (n, l, ml, ms)Es evidente, entonces, que cada orbital (definido por un valor de n, l y ml) puede ser ocupado por un máximo de dos electrones, uno con spin +1/2 y otro con spin – 1/2, es decir conespines opuestos a apareados la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos. 3. Regla de máxima multiplicidad de Hund3. Regla de máxima multiplicidad de Hund Los electrones con espines paralelos se denominan desapareados La distribución de electrones se realiza apoyándonos en tres reglas: principio de mínima energía, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. 1.Principio de mínima energía1.Principio de mínima energía La energía de los OA aumenta a medida que lo hace el valor de n+l. Si este es el mismo para dos orbitales, tiene mayor energía el de mayor n El diagrama permite obtener el orden de energías de los orbitales Los orbitales de los diferentes electrones de un átomo son aquellas que corresponden a los orbitales de menor energía.
  155. 155. Regla de Hund  Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z = 8), F (Z = 9) y Ne (Z = 10):  N: 1s2 2s2 2p3  O: 1s2 2s2 2p4  F: 1s2 2s2 2p5  Ne: 1s2 2s2 2p6 N: 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p3 O: Ne: 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 F:
  156. 156. Para escribir las configuraciones electrónicas se puede utilizar el principio aufbau (Aufbau es una palabra alemana que significa construcción progresiva) El principio aufbau o de construcciónEl principio aufbau o de construcción Las configuraciones se asignan a los elementos por orden creciente de su número atómico, añadiendo un electrón, electrón diferenciadorelectrón diferenciador, a la configuración electrónica del elemento anterior. Configuraciones electrónicas fundamentales de los 10 primeros elementos. En rojo el electrón diferenciador En el caso de un ión, se suman o restan tantos electrones como indique la carga de dicho ión; sumar en el caso del anión y restar en el de un catión. En este último caso, los electrones sobrantes se deben eliminar después de escribir la configuración electrónica del átomo neutro. Así se visualizan cuáles son los electrones más externos, que son los que deben desecharse O2- (Z = 8): 1s2 2s2 2p6 Fe2+ (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Rb+ (Z = 37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
  157. 157. El principio de construcción  Llenado de orbitales en un átomo polielectrónico siguiendo el principio de construcción o aufbau 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f
  158. 158. 08/07/14159 Regla de Möllíer o regla del serrucho Niveles 1 2 3 4 5 6 7 Subniveles s2 s2 s2 s2 s2 s2 s2 p6 p6 p6 p6 p6 p6 d10 d10 d10 d10 f14 f14 Número de subniveles 1 2 3 4 4 3 2 Número de orbitales 1 4 9 16 16 9 4 Es una forma práctica para realizar la distribución electrónica por subniveles según el principio Aufbau. Número de electrones 2 8 18 32 32 18 8
  159. 159. Excepciones al principio AufbauExcepciones al principio Aufbau • Configuraciones del cromo y del molibdeno (no la del wolframio) y cobre plata y oro Cr (Z = 24): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 y no 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 Mo (Z = 42): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d5 5s1 y no 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2. Cu (Z = 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 Ag (Z = 47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1 Au (Z = 79): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s1 Estas excepciones pueden explicarse por la estabilidad adicional que adquiere un elemento cuando tienen un nivel o subnivel lleno o semilleno y la proximidad entre los subniveles correspondientes • configuraciones de los primeros elementos de lantánidos y actínidos: La (Z = 57): [Xe] 5d1 6s2 Ac (Z = 89): [Rn] 6d1 7s2 los siguientes, cerio y torio, respectivamente, tienen la configuración que cabe esperar Las razones son más difíciles de encontrar y no [Xe] 4f1 6s2 y no [Xe] 5f1 7s2
  160. 160. Partículas subatómicas en la actualidad Clasificación según el valor de su spin Bosones, que son partículas con spin entero (s = 0, 1, 2, ...): el fotón (g), cuyo spin es cero, los bosones vectoriales W+ ,W- y Z0, con spin 1. Fermiones, que son partículas con spin semientero (s = 1/2, 3/2, ...): electrón, protón y neutrón Clasificación según su estructura interna Leptones: Los leptones son auténticas partículas elementales , lo que quiere decir que carecen de estructura interna. NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA SPIN ANTIPARTÍCULA Electrón e- 0'51 -1 1/2 e+ Muón µ- 106 -1 1/2 µ+ Tauón τ- 1800 -1 1/2 τ+ Neutrino electrónico νe 0 0 1/2 Neutrino muónico νµ 0 0 1/2 Neutrino tauónico ντ 0 0 1/2
  161. 161. Hadrones: Los hadrones no son en realidad partículas elementales, ya que tienen una estructura interna y pueden desintegrarse dando como productos otras partículas. Los podemos clasificar en dos tipos: Mesones que son bosones (spin entero) e incluyen a los piones. Cuando se desintegran dan leptones y fotones. Bariones que son fermiones (spin semientero) e incluyen, entre otras partículas, a los protones y los neutrones NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA SPIN L B ANTIPARTÍCULA Protón p 938'28 +1 1/2 0 1 Neutrón n 939'57 0 1/2 0 1 Partícula Lambda Λo 1115'6 0 1/2 0 1 Partícula Sigma + Σ+ 1189'4 +1 1/2 0 1 Σ− Partícula Sigma 0 Σ0 1192'5 0 1/2 0 1 Σ0 Partícula Sigma - Σ− 1197'3 -1 1/2 0 1 Σ+ Partícula Xi 0 Ξ0 1314'7 0 1/2 0 1 Ξ0 Partícula Xi - Ξ− 1321'3 -1 1/2 0 1 Ξ+ Partícula Omega - Ω− 1672'2 -1 3/2 0 1 Ω+ Pión negativo π- 140 -1 0 0 1 π+ Pión neutro πo 135 0 0 0 1 πo Pión positivo π+ 140 +1 0 0 1 π-
  162. 162. Teoría de los quarks En 1964 Murray Gell-Mann y Georges Zweig propusieron una teoría para explicar la constitución interna de los hadrones: la teoría de los quarks. Según esta teoría los hadrones están compuestos de otras partículas elementales, que denominaron quarks NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA SPIN L B ANTIPARTÍCULA Up (arriba) u 3 + 2/3 1/2 0 1/3 Down (abajo) d 7 - 1/3 1/2 0 1/3 Strange (extraño) s 120 - 1/3 1/2 0 1/3 Charm (encanto) c 1200 + 2/3 1/2 0 1/3 Bottom (fondo) b 4200 - 1/3 1/2 0 1/3 Top (cima) t 175.000 + 2/3 1/2 0 1/3
  • JosueOrellana9

    Feb. 20, 2020
  • TishaHinojosa

    Feb. 8, 2020

Historia de la evolución de la Teoría Atómica.

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