1) Se establecieron las primeras leyes de la química como la ley de conservación de la masa y proporciones definidas. 2) Se descubrió la pila eléctrica y se formuló la hipótesis de Avogadro. 3) Dalton formuló su teoría atómica postulando que los átomos son indivisibles e indestructibles y se combinan en relaciones sencillas.

1. Los primeros pasos de la
química
 Leyes ponderales: ley de conservación de la masa y ley de
proporciones definidas
NADA SE CREA, NADA SE DESTRUYE.
 Estudio de los gases por Gay-Lussac. Medir con precisión volúmenes
y temperaturas
 VOLTA (1800): DESCUBRE LA PILA ELECTRICA
 Hipótesis de Avogadro. “A una presión y a una temperatura
determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de
moléculas de cualquier gas”.
 Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). “A temperatura y
presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una
reacción químicaVolta muestra relaciones de números sencillos”.
Alessandro guardan entre sí su pila eléctrica ante
Napoleón Bonaparte en 1800. Florencia
2

2. John Dalton publica en 1808 publica su famosa teoría atómica:
La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos ,
que son indivisibles e indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.
Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar
compuestos.
Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las
propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que
tenga.
3

3. Explicación visual
de las leyes de
Proust y Dalton a
partir de la Teoría
atómica
Ley de
Proust
Ley de
Dalton
4

4. Joseph John Thomson (1856-1940)
Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente las de los
gases.
Descubrió que los rayos catódicos
estaban formados por partículas
cargadas negativamente (hoy en
día llamadas electrones), de las que
determinó la relación entre su carga
y masa.
1906
Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un
electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un
condensador. Dio como valor de dicha carga e = 1,6 · 10 -19 culombios.
La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.
Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la
compresión actual de la estructura atómica.
5

5. El modelo atómico de Thomson
Por ser tan pequeña la masa de los electrones, J. J. Thomson supuso,
en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la
carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del
volumen atómico.
Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva
continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las
pasas en un pudin).
6

6. ¿Qué explicaba el modelo de
Thomson?
Átomo
 La electrización: Es el exceso o
neutro
la deficiencia de electrones que
tiene un cuerpo y es la
responsable de su carga eléctrica
negativa o positiva.
 La formación de iones: Un ion anión
es un átomo que ha ganado o ha catión
perdido electrones. Si gana
electrones tiene carga neta
negativa y se llama anión y si
pierde electrones tiene carga
neta positiva y se llama catión.
7

7. Experimento de Rutherford
El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el
químico y físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a
cabo el "Experimento de Rutherford".
Cuando una fuente de partículas atravesaba una fina lámina de oro se
observaba en una pantalla fluorescente que la mayoría seguían en línea
recta, mientras que algunas rebotaban y unas pocas partículas alfa
rebotaban hacia la fuente de emisión
8

8. Esto es lo que
teóricamente, debía
haber sucedido, todos los
rayos debían pasar sin
desviarse
Lo que realmente sucedía era que
las partículas , que eran
positivas, se desviaban
Esto sugirió un modelo hueco en el que la mayoría de la
masa (positiva) se encontraba concentrada en un núcleo.
9

9. Modelo atómico de Rutherford
Todo átomo está formado por un núcleo
y corteza.
El núcleo, muy pesado, y de muy
pequeño tamaño, formado por un
número de protones igual al NÚMERO
ATÓMICO, donde se concentra toda la
masa atómica.
Ernest Rutterford
(1871-1937) Existiendo un gran espacio vacío entre el
núcleo y la corteza donde se mueven los
1908 electrones.
Si el átomo fuera del tamaño de un balón
de fútbol, el núcleo tendría un tamaño
como el de la siguiente letra O.
El modelo del átomo de RUTHERFORD: con los protones
en el núcleo y los electrones girando alrededor.
10

10. Explicación del experimento de
Rutherford
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin
desviarse, porque la mayor parte del espacio de un
átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de
centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa
(CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra
esos centros de carga positiva.
11

11. Descubrimiento del protón (Rutherford 1919)
• Observó que al bombardear distintos átomos (N,
B, Ne, F, Na…) con partículas alfa, se emitían
partículas positivas.
• Esas partículas eran idénticas a las que se
producían cuando se arrancaban electrones de
los átomos de hidrógeno.
• Emitió la siguiente hipótesis: todos los núcleos
contienen núcleos de hidrógeno, a los que llamó
protones.
12

12. ¿Cómo explicar que sea estable el núcleo de cualquier
átomo, formado por protones a 10-13 cm?
• Entre los protones deben existir partículas
neutras: neutrones
• (Los neutrones fueron descubiertos 12 años más
tarde por Chadwick)
• Entre protones y neutrones existen intensas
fuerza de atracción, que no es de tipo eléctrico
ni gravitatorio.
1935
James Chadwick
(1891-1974)
13

13. Partículas constituyentes del átomo
partícula Carga Masa
electrón -e = -1,6.10-19 C 0,00055 u = 9,1.10-31 Kg
1,0076 u = 1,673.10-27 Kg
protón +e = 1,6.10-19 C
neutrón 0 1,0090 u = 1,675.10-27 Kg
14

14. Resumen del modelo atómico de Rutherford
 En el centro de cada átomo hay un núcleo donde está
concentrada toda la masa, y que tiene carga positiva
(protones y neutrones).
 Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, de carga
negativa y masa despreciable. Los electrones en su órbita
tienen una energía, que es menor cuanto más cerca del
núcleo se encuentren.
 Cada elemento está caracterizado por su número atómico
(Z) que indica el nº de protones. Si el átomo es neutro, ese
será también su número de electrones
 El nº de partículas en el núcleo es el número másico (A)
15

15. Manera de caracterizar un elemento: X
Número másico
A
Z X Símbolo del elemento
Número atómico
Z=11 Tiene 11 protones en su núcleo
A=23 Tiene 23 partículas en su núcleo
23
11 Na (23-11)=12 serán neutrones
Si el átomo es neutro, en su corteza
Átomo de sodio
habrá 11 electrones
16

16. Todos los átomos de un mismo elemento (X) tienen el
mismo número atómico (Z), es decir, el mismo
número de protones
Átomos con el mismo número atómico (Z)
pueden tener distinto número másico (A), es
decir, pueden tener distinto número de
neutrones. Se dice que son átomos isótopos.
¿Cuáles son isótopos?
35 1 14 36 3 12 2
17 Cl 1 H 6 C 17 Cl 1 H 6 C 1 H
17

17. Todos los átomos de un mismo elemento
tienen el mismo número atómico (Z), es decir,
el mismo número de protones
Si el átomo es neutro, su nº de electrones es Z
Si es un catión, su nº de electrones es menor que Z
Si es un anión, su nº de electrones es mayor que Z
17 Cl
Anión cloruro: 17 protones, 18 electrones
2 Catión magnesio (II): 12 protones, 10 electrones
12 Mg
2
16 S
Anión sulfuro: 16 protones, 18 electrones
18

18. Pero el modelo de Rutherford no explica que…
 Los átomos de un mismo grupo no se
parecen ni en su masa ni en su número
atómico.¿En qué se parecen entonces?,
¿por qué se combina de forma tan
parecida con otros elementos?
 Átomos de parecida masa atómica y
número atómico (F y Na), (Cl y K), ¿por
qué se comportan de forma tan distinta?
19

19. Los fenómenos de electrización
 pusieron de manifiesto, la
naturaleza eléctrica de la materia
 Hay 2 tipos de cargas eléctricas:
positiva y negativa. dos cuerpos
que hayan adquirido una carga del
mismo tipo se repelen, mientras
que si poseen carga de distinto
tipo se atraen.
 La materia es eléctricamente
neutra, es decir, tiene la misma
cantidad de cada tipo de carga.
cuando adquiere carga, tanto
positiva como negativa, es porque
tiene más cantidad de un tipo que
de otro
STONEY (1874) ACUÑO EL TERMINO ELECTRÓN PARA DESCRIBIR LA
PARTÍCULA QUE CIRCULABA POR UN CIRCUITO ELÉCTRICO.
20

20. El átomo es divisible
FARADAY(1833):
Establece los primeros indicios sobre la
naturaleza eléctrica de los átomos.
POSTULA:
 El peso de una sustancia dada que
se deposita en un electrodo por una
cierta cantidad de electricidad es
siempre el mismo.
 Los pesos de las diversas sustancias Michael Faraday
que se desprenden, depositan o (1791 - 1867)
disuelven en un electrodo, por una
cantidad fija de electricidad, son
proporcionales a los pesos
equivalentes de estas sustancias
FARADAY SOSPECHÓ QUE HABIA UNA RELACION ENTRE LA NATURALEZA
ELÉCTRICA DE LA MATERIA Y LA ATRACCIÓN QUIMICA
21

21. Experiencia: La electrolisis del agua (explicación).
2H2O 2H2 + O2
12 V
22

22. Rayos catódicos (1875)
William Crookes
(1832-1919 )
En 1897, al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, este
emitía unas radiaciones que se conocieron como rayos catódicos.
Se observó que los rayos catódicos eran partículas negativas (se desviaban
hacia el polo positivo de un campo eléctrico) con gran energía cinética.
La relación carga/masa de los rayos catódicos era igual independientemente
del gas del que procedía.
Se supuso que estas partículas deberían estar en todos los átomos.
23

23. Los rayos canales (1876)
Eugen Goldstein
(1850-1930)
Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga además de los rayos
catódicos, Goldstein descubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo
que llamó rayos anódicos o canales.
La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que
depende del gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy
superior a la de los electrones.
Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el
hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón.
Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo
que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos.
24

24. Rayos X (1895)
Roentgen, pensó que el
tubo emitía, además de los
rayos catódicos, algún tipo
de radiación desconocida,
razón por la cual la
Wilhelm K. Roentgen denominó Rayos X.
(1845 - 1923)
1901
El 22 de diciembre hizo pasar una
radiación durante 15 minutos, a través
de la mano de su mujer, Bertha,
poniendo al otro lado una placa
fotográfica. Revelada la placa se vieron
las sombras de los huesos de Bertha,
realizándose así la primera radiografía
de la historia
25

25. Pierre & Marie Curie
Pierre Curie Marie Curie
(1859 - 1906) (1867 - 1934)
1903 1903 1911
Marie Curie descubrió que había 3 tipos de radiaciones:
Las partículas contienen 2 protones y 2 neutrones, como un núcleo de Helio.
Estas partículas tienen una masa que es igual al doble de la molécula del gas
hidrógeno, y es la menos energética
Las radiaciones son electrones.
Las radiaciones γ, como los Rayos X son formas de radiación electromagnética
26

26. Radiactividad natural
Registro obtenido
por Becquerel en
una placa
fotográfica de
Antoine H. Becquerel radiaciones
(1852 - 1908) emitidas
naturalmente.
En 1895, Roentgen descubrió que los rayos X podían provocar fluorescencia
en ciertos materiales. Becquerel quiso saber si lo contrario también era
posible: es decir, que una sustancia fluorescente emitiera rayos X. Para
verificar esta posibilidad, envolvió uma placa fotográfica con papel, colocó
sobre ella cristales de un material fluorescente (un compuesto de uranio) y
expuso el conjunto a la luz solar. La luz provocaría fluorescencia en los
cristales y ellos pasarían a emitir rayos X, la placa quedaría impresionada.
27

27. Otras deficiencias del modelo de Rutherford
 Cualquier carga en movimiento emite energía:
los electrones deberían perder energía, acercar
su órbita al núcleo hasta ser atrapados por él
 No explica los espectros atómicos
28

28. Radiación electromagnética (Maxwell 1864).
• La energía desprendida de los átomos se transmite como ondas
electromagnéticas (valores fluctuantes del valor del campo
eléctrico y campo magnético).
• Se caracterizan por una determinada longitud de onda “ ” o por
su frecuencia “ ”.
( · = c) (c = 300.000 km/s).
• La frecuencia se mide, pues, en s–1 (herzios)
• No necesitan para propagarse medio material.
Su teoría sugirió la posibilidad de
generar ondas electromagnéticas
en el laboratorio, hecho que
James Clark corroboró Heinrich Hertz en 1887,
Maxwell
(1831-1879) ocho años después de la muerte de
Maxwell, y que posteriormente
supuso el inicio de la era de la
comunicación rápida a distancia.
29

29. Espectro electromagnético.
30

30. Espectro atómico de absorción
Cuando la radiación atraviesa un gas, este
absorbe una parte, el resultado es el espectro
continuo pero con rayas negras donde falta la
radiación absorbida.
ESPECTRO DE ABSORCIÓN
Espectro de absorción 31

31. Cuando a los elementos en estado ESPECTRO DE EMISIÓN
gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica,
calentamiento...) éstos emiten
radiaciones de determinadas
longitudes de onda.
Estas radiaciones
dispersadas en un
prisma de un
espectroscopio se ven
como una serie de
rayas, y el conjunto de
las mismas es lo que
se conoce como
espectro de emisión.
32

32. Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un
modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de
cada elemento.
33

33. TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no
puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de
energía, sino que definimos una unidad mínima de
1918 energía, llamada cuanto (que será el equivalente en
energía a lo que es el átomo para la materia).
O sea cualquier cantidad de energía que se emita o
se absorba deberá ser un número entero de
cuantos.
Max Planck
(1858-1947)
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación
similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón.
La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E=h·ν
h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
ν: frecuencia de la radiación
34

34. Efecto fotoeléctrico
 Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación
sobre ellos.
 Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que,
por ejemplo, abra las puertas de un ascensor,…
 Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la
intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “ ”.
 Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización,
mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.
35

35. Teoría corpuscular
La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto
fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “ o”.
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 .
1921
Albert Einstein
(1879-1955)
36

36. Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se
producía la ionización del electrón.
Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se
transforma en energía cinética del electrón:
1
Ecinética m v2 h E ioniz h( 0 )
2
La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto
fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “ o”.
Eioniz
0
h
37

37. Modelo atómico de Böhr
 Dinamarca (1885-1962)
 1911: Doctor U. Copenhague
 1911: U. Cambridge, con Thomson
 1913: U. Manchester, con Rutherford
 1916: Vuelve a la U. Copenhague
 Premio Nobel en 1922, por su teoría
sobre la estructura del átomo
 1939: Ocupación alemana de
Dinamarca. Escapa a Suecia y USA.
 1940-1945: Equipo de Los Álamos.
Se oponía al secretismo, y exigía el Niels H. David Böhr
(1885-1962)
control internacional del proyecto de
la bomba atómica.
 1955: Organiza la I Conferencia 1922
Internacional: “Átomos para la
paz”
38

38. MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se
contradecían claramente con los datos experimentales.
La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento
matemático del modelo de Rutherford.
El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió
relacionar la emisión de radiaciones de determinada λ con cambios
energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos.
La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo
sino que estaba cuantizada en cantidades h
39

39. Postulados de Böhr
Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Böhr
formuló, en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus
postulados eran:
1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares
Así, el Segundo Postulado nos indica que el
"permitidas" (estables) en lasaque no emite energía.
electrón no puede estar cualquier
2) El electrón tiene del núcleo, sino que sólo hay
distancia en cada órbita una determinada energía, que es
tanto mayor pocas órbitas posibles, esté la órbita del núcleo. Sólo
unas cuanto más alejada las cuales
son posibles aquellas órbitas valores que el electrón tiene un
vienen definidas por los en las permitidos
para un parámetro que se denomina
momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π)
ÓRBITAS ESTACIONARIAS n.
número cuántico principal
3) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde
un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.
Así, cuando el átomo absorbe (o emite)electrón desde una órbita a otra de
La energía liberada al caer el una radiación, el electrón pasa a una órbita de
mayormenor energía se emite diferencia entrefotón, cuya frecuencia viene con
(o menor) energía, y la en forma de ambas órbitas se corresponderá
una línea delpor la ecuación de absorción (o de emisión).
dada espectro atómico de Planck:
Ea - Eb = h · ν
40

40. Los electrones
giran alrededor
del núcleo
únicamente en
órbitas
permitidas
(radios
cuantizados)
41

41. Atomo de
Böhr
electrones en órbitas
núcleo
42

42. Niveles permitidos
(para el átomo de hidrógeno)
n= E= 0J
n=5 E = –0,87 · 10–19 J
n=4 E = –1,36 · 10–19 J
Energía
n=3 E = –2,42 · 10–19 J
n=2 E = –5,43 · 10–19 J
n=1 E = –21,76 · 10–19 J
43

43. 44

44. Espectro Espectro
de de
absorción emisión
45

45. Cada línea espectral se correspondería con un salto de una órbita
a otra para lo cual precisa una cantidad exacta de energía que se
corresponde con una determinada frecuencia.
Series espectrales
n=
n=6
n=5
n=4 Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h ·
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible Infrarrojo
46

46. Ley de Rydberg .
• La relación entre las longitudes de onda de las
distintas rayas del espectro del hidrógeno viene dada
por la expresión:
1 1 1
R 2 2
n1 n2
donde n1 y n2 son números enteros > 0
cumpliéndose que n2 > n1. (R = 1,0968 ·107 m–1)
• Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5 ... Serie Lyman
• Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6 ... Serie Balmer
• Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7 ... Serie Paschen
47

47. Deficiencias del modelo de Böhr
Aunque explica la existencia de espectros de emisión,
sólo puede explicar los valores obtenidos en el
espectro del hidrógeno.
No puede explicar por qué en un mismo espectro hay
unas rayas más intensas que otras.
Geometría molecular: no puede explicar por qué unas
moléculas son lineales ( CO2) y otras angulares
(H2O).
48

48. Correcciones al modelo de Böhr:
números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza
alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. n indica los diferentes
niveles electrónicos (órbitas estacionarias en el modelo de Bohr).
Los valores que puede tomar este número cuántico principal son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, aparición de nuevas rayas espectrales con lo que se introdujeron otros tres
números cuánticos para caracterizar al electrón:
número cuántico secundario o azimutal (l)
número cuántico magnético (m)
número cuántico de espín (s)
49

49. Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de
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.
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
50

50. Número cuántico magnético (m).
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 .
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
Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos
valores para el electrón: +1/2, -1/2.
51

51. Números cuánticos.
Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n,
L, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto
“s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que
componen el mismo).
Los valores de éstos son los siguientes:
n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)
l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel)
m = – L, ... , 0, ... L (orientación orbital o orbital)
s=–½,+½ (spín rotación del electrón )
52

52. Modelo cuántico actual
 Los electrones no son simples corpúsculos que siguen
trayectorias determinadas
 No se habla de órbitas sino de orbitales: zona en la que
hay mayor probabilidad de encontrar un electrón
 ENTRE 1925 Y 1930, CIENTÍFICOS COMO EL ALEMAN
WERNER HEISENBERG, EL AUSTRIACO ERWIN
SCHRÖDINGER Y EL INGLÉS PAUL DIRAC
DESARROLLARON LA MECÁNICA CUÁNTICA.
53

53. Principios básicos de la mecánica cuántica
• Dualidad onda-corpúsculo:
Formulado por De Broglie en 1924.
“Cada partícula lleva asociada una onda”
• Principio de incertidumbre:
Formulado por Heisenberg en 1927.
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de una
partícula”:
54

54. Dualidad onda-corpúsculo
(De Broglie). 1929
Louis de Broglie
• “Cada partícula lleva asociada una onda cuya
(1892-1987)
longitud es: h
m v
• Así, los electrones, cuya masa es muy
pequeña, tienen un onda asociada apreciable
de forma que, siendo “r” el radio de su
órbita: 2 r = n , siendo “n” un número
natural, de forma que sólo algunas órbitas
concretas estarían permitidas.
55

55. Principio de incertidumbre
(Heisenberg).
1932
Werner Heisenberg
(1901-1976)
• “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la
cantidad de movimiento de una partícula”
h
• Así: x· p
4
siendo x la incertidumbre en la posición y p la
incertidumbre en la cantidad de movimiento.
• Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como
zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón
es máxima.
56

56. Modelo mecano-cuántico (para el átomo de Hidrógeno)
• El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad
de los electrones (incompatible con principio de
incertidumbre de la mecánica cuántica).
• Schrödinger (1926) propuso una ecuación de
onda para el electrón del H, en cuyas soluciones
(valores energéticos permitidos) aparecían
precisamente los números cuánticos n, l y m.
1933
Erwin Schrödinger
(1887-1961)
57

57. Postulados del modelo mecano-cuántico
• “Los átomos 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”.
El átomo se vería así
58

58. Orbitales atómicos.
• Los electrones se sitúan en orbitales, los
cuales tienen capacidad para situar dos de
ellos:
• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
• 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–)
• 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)
• Y así sucesivamente…
59

59. Ejemplo:
a) Establece cuáles de las siguientes series de números cuánticos
serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de
un electrón;
b) Di en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son
posibles
 Series n l m s
 I 0 0 0 +½ • Imposible. (n < 1)
 II 1 1 0 +½ • Imposible. (l = n)
 III 1 0 0 –½ • Posible. Orbital “1 s”
 IV 2 1 –2 +½ • Imposible (m -1,0,1)
 V 2 1 –1 +½ • Posible. Orbital “2 p”
60

60. Forma de los orbitales atómicos
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La Los orbitales p (l=1) están formados por dos
extensión de este orbital depende del valor del lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un
número cuántico principal eje. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1)
Los orbitales d (l=2) también están formados
por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto
corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2) multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que
corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
61

61. Configuraciones electrónicas
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la
distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en
cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2
electrones como máximo en cada orbital.
Para nombrar un orbital:
1. Se indica el nivel que es el número cuántico principal n
2. Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del
orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f)
3. Como superíndice se pone un número que indica el número de
electrones que hay en el orbital
Por ejemplo 3s2
62

62. Colocación de los electrones en un diagrama de energía (I)
Se siguen los siguientes principios:
• Principio de mínima energía (aufbau)
• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.
• Se rellenan primero los niveles con menor energía.
Principio de mínima • No se rellenan niveles superiores hasta que no
energía (aufbau) estén completos los niveles inferiores.
Friedrich Hund
(1896-1997) • Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con
la misma energía, los electrones se van colocando lo
Principio de máxima
más desapareados posible en ese nivel electrónico.
multiplicidad (regla de
Hund) • No se coloca un segundo electrón en uno de dichos
orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel
1945 de igual energía están semiocupados (desapareados).
Wolfgang Pauli
(1900-1958)
Principio de exclusión “No puede haber dos electrones con los cuatro
de Pauli. números cuánticos iguales en un mismo átomo”
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63. Colocación de los electrones en un diagrama de energía (II)
El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente,
principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden
que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos.
El orden de llenado de orbitales es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente
(diagrama de Mouller):
64

64. 6p
5d
6s 4 f
Energía
5p
4d
5s
4p 3d
4s
3p
3s
2s 2p
4;
3;
2;
; 2;
1;
; – 2; =– –
n = 1; l = 0; m = 0;;s = = + ½
+ 1; s + ½
s
1s
65

65. fin
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