ESPECTROS ATÓMICOS
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ESPECTROS ATÓMICOS
ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN
VAPORATÓMICO
ENERGÍA
ESPECTROS ATÓMICOS DE ABSORCIÓN
Átomo de Hidrógeno
400 500 600 700 800nm
Átomo de Mercurio
400 500 600 700 800nm
0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600nm
SERIEULTRAVIOLETA
SERIEVISIBLE
SERIEINFRARROJA
ECUACIÓN DE RYDBERG
1/λ = RH (1/n12 - 1/n2
2)
RH = constante de Rydberg = 109677 cm-1
n1 = 1 (ultravioleta) n2 = 2, 3, 4, …. Serie de Lymann1 = 2 (visible) n2 = 3, 4, 5, …. Serie de Balmern1 = 3 (infrarroja) n2 = 4, 5, 6, …. Serie de Paschenn1 = 4 (infrarroja) n2 = 5, 6, 7, …. Serie de Brackett
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)
1. El átomo de Hidrógeno sólo tiene algunos estados permitidos de energía (estados estacionarios) en los cuales el electrón se mueve en una órbita circular
2. El átomo no emite energía cuando está en un estado estacionario3. El átomo puede cambiar a otro estado estacionario con el movimiento del
electrón de una órbita a otra por absorción o emisión de un fotón de energía igual a la diferencia de energía entre las órbitas
Las órbitas se caracterizan por el valor de “n”: 1, 2, 3, 4,…..Cuando el electrón está en la primera órbita, el átomo está en el estado fundamental; en otros casos, el átomo está en estados excitados.
Fuerza de interacción de cargas = F = cte.q1.q2/r2
(Ze)e/r2 = mv2/r
m.v.r = momento angular = nh/2π (“cuantificación”)
v = nh/2πmr
Reemplazando en la anterior
Ze2/r2 = (m/r).(n2h2/4π2m2r2)
Despejando “r”:
r = n2h2/4π2mZe2 = n2ao/Z
ao = radio de Bohr = 0,53 A
r = ao, 4ao, 9ao, 16ao
E = Ec + Ep
Energía potencial de cargas = Ep = cte.q1.q2/r
E = ½mv2 – Ze2/r
Recordando: Ze2/r2 = mv2/r
E = Ze2/2r – Ze2/r = -Ze2/2r
Sustituyendo “r”
E = -Z2e2/2n2ao = -Z2R/n2
R = 2,18x10-11 ergios
E“salto” = Eb - Ea
E“salto” = Z2R(1/na2 – 1/nb
2)
E“salto” = h.c/λ
1/λ = Z2.R/h.c(1/na2 – 1/nb
2)
1/λ = 109677.Z2(1/na2 – 1/nb
2)
Para el hidrógeno: 1/λ 109677(1/na2 – 1/nb
2)
1/λ 109677(1/na2 – 1/nb
2)
Coincide con la ecuación de Rydberg!!
RH (energía) = 2,18x10-11 ergios
RH (número de onda) = 109677 cm-1
RH (frecuencia) = 3,3x1015 s-1
RH(energía) = h.RH(frecuencia) = h.c.RH(número de onda)
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Explica el espectro atómico del H
Explica el espectro atómico de especies hidrogenoides (He+, Li2+,…)
No explica el espectro atómico del H en campos eléctricos o magnéticos
No explica el espectro atómico de átomos plurielectrónicos
MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD
PRINCIPIO DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA
LOUIS DE BROGLIE (1924)
COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA
Partícula
AIRE
AGUA
Onda
AIRE
AGUAREFRACCIÓN
DIFRACCIÓN
COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA
Partícula Onda
INTERFERENCIA
PATRÓN DE DIFRACCIÓN
E = mc2 = hc/λ
Las partículas tienen asociada una ondacon longitud de onda indicada por
λ = h/mv
Davidson/Germer observaron la difracción de electrones (1927)
Partículas macroscópicas
m grande, λ demasiados pequeños para observar estos fenómenos
nλ = 2.π.r
Reemplazandoλ = h/mv
y reordenando:
mvr = nh/2π (postulado de Bohr)
PRINCIPIO INCERTIDUMBRE
WERNER HEISENBERG (1925)
Es imposible determinar simultáneamente la posición y el “momento” de una partícula
Δx.Δp = Δx.Δ(m.v) ≥ h/4π
Schrödinger (1926)
Propuso la ecuación
H.Ψ = E.Ψ
Ψ (función de onda u orbital atómico) describe el comportamiento del electrón en un átomo teniendo en cuenta su interacción con el núcleo
y asignándole propiedades ondulatorias
La aplicación del hamiltoniano (H) permite la obtención de la energía (E) para aquel estado del electrón
Para cada solución Ψ de la ecuación se encuentra un valor de E
Ψ2 indica la probabilidad de encontrar un electrón en un determinadoinstante en un pequeñísimo volumen
El orbital atómico (Ψ) queda definido por tres números: n, l y m.
Cada valor de energía queda definido por el valor de n.
Ψ (n, l, m) E(n)
n (número cuántico principal)
n: 1, 2, 3, 4, … vinculado con el tamaño (CAPA/NIVEL)
l (número cuántico angular)
l: 0, 1, 2, …, n-1 vinculado con la forma
Para cada “n” hay n posibles valores de “l” (SUBCAPA/SUBNIVEL)
m (número cuántico magnético)
m: -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l vinculado con la orientación en el espacio
Para cada “l” hay 2l+1 valores de “m” (ORBITAL)
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
1s
2s
3s
2p
3p 3d
ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS
ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS
1) Aumento de la carga nuclear (Z)
• El orbital es más estable
• El electrón es más difícil de remover
2) Aumento de las repulsiones electrónicas
Más electrones en el mismo orbital
Más electrones en orbitales internos
• El orbital se desestabiliza
• El electrón es más fácil de remover
Electrones en orbitales de diferente penetración
• El orbital más penetrante es más estable
• Penetración: s > p > d > f
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales
REGLA DE HUND
Si hay orbitales de igual energía disponibles, la configuración de menor energía es la que tiene el máximo número de electrones desapareados con espines paralelos