Estructura atómica
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Estructura Atómica
UNI-FIQT
QUÍMICA I (QU-116A)
Profesor: Jaime Flores Ramos
2014-1
Teoría Atómica de John Dalton-1808• Los elementos se componen de
partículas diminutas, esféricas e indivisibles llamado átomo.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, pero diferente a lo de otro elemento.
• Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de elementos diferentes en una relación de números enteros sencillos.
• Las reacciones químicas son reagrupaciones de átomos y los átomos no se destruyen.
Rayos catódicos
W. Crookes
(1875)
J. J. ThomsonDescuibridor del electrón, 1897
Alto voltaje
Baja presión
Conclusiones de Thomson:
Se desplazan en línea recta… Parten del cátodo…
Poseen masa… Son negativos…
Los rayos catódicos…
Rayos canales
Eugen Goldstein (1886)
Rayos canales y rayos catódicos
Modelo Atómico de Thomson,1898
R.A. Millikan, en 1909, determina la carga del electrón = 1,6x10-19 C
Carga del electrón/masa del electrón = e/m = 1,756x108 C/g = cte.
Masa positiva
Electrón
Modelo del budín de pasas
Radiactividad Natural
Henry Becquerel (1896)
Desintegración espontánea de núcleos inestables, emitiendo partículas nucleares y energía radiante.
• (Premio Nóbel en 1903 junto a Becquerel).
• Descubrieron el Th, Ra y Po
Radiactividad
Pierre y Marie Curie
Los esposos Pierre y María
Curie en su laboratorio de la
Escuela de Física de París,
trabajando para la obtención del
radio (1902).
Separación de las emisiones radiactivas
Principales Emisiones Radiactivas
Nombre Símbolo Carga Identidad Fuerza de penetración Material de protecciónAlfa α 2+ He Débil papel o aluminio 0,1 mmBeta β 1− electrones 100 veces α aluminio 5 mm grosorGamma γ 0 energía muy penetrante plomo 30 cm espesorNeutrón n 0 neutrón Positrón β + 1+ Antielectrón 100 veces αDeuterón d 1+ H Tritio t 1+ HProtón p 1+ H
42
213111
Esta fue la primera prueba experimental de
la existencia de los protones y la primera
transmutación artificial
Entre 1917 y 1919 Rutherford bombardeó nitrógeno con partículas alfa obteniendo
oxígeno
Obtención del neutrón, Chadwick
(1932)
Obtención del protón, Rutherford (1919)
nCHeBe 10
126
42
94 +→+
U + n Np + e238 1 239 0 92 0 93 -1 U (n, β) Np238 239
92 93
Desintegraciones nucleares
U + n Np + e238 1 239 0 92 0 93 -1 U (n, β) Np238 239
92 93
teNoN λ−=
Actividad de un elemento radiactivo (A)
A = - (Ci = 3,7. 1010 dps) y Bq = 1dps NdtdN λ= 2
1693,0
t=λ
teAeoAe λ−=
mA
Ae= (Actividad específica)
N = número de átomosλ= constante de decaimiento o desintegraciónC = concentraciónt = tiempo
teCoC λ−=
Tabla de nucleídos
Radiaciones electromagnéticas (rem)Es una energía que se propaga mediante campos eléctricos y magnéticos perpendiculares entre sí.
Ej.: Luz visible, rayos X, rayos gamma, ondas de TV, etc. Maxwell
Espectro
Continuo Líneas o discontinuo
Espectros de:
a. Emisión
b. Absorción
Discontinuo
Discontinuo
Fondo oscuro y líneas coloreadas o brillantes
Fondo coloreado y líneas oscuras
Espectro Electromagnético Total
Espectro de Absorción
• Video
Espectro de Emisión
• Video
Teoría cuántica de Max Planck, 1900
La energía y la luz son emitidas o absorbidas en forma discontínua, es decir en múltiples unidades llamadas “cuantos”
a los cuáles Einstein los llamó fotón.
E = h f
Constante de Plank (h)h = 6,63 x 10-34 J•s
Un fotón es una “partícula” de luz
EFECTO FOTOELECTRICO
• En 1905 Albert Einstein usó la teoría de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico.
• La incidencia de luz sobre una superficie metálica limpia hace que la superficie emita electrones.
• El número de electrones emitidos es proporcional a la intensidad o brillantez de la luz incidente.
• El efecto fotoeléctrico no se podia explicar mediante la teoría ondulatoria de la luz.
• La luz es un flujo de partículas o fotones.
Ei = E0 + Ec
Ei = Energía del fotón incidente
E0 = Energía necesaria para vencer la atracción entre el electrón y el metal (función trabajo o energía umbral)
Metal E0
Li 3,84.10-19 J
Cs 3,04.10-19 J
Ag 7,58.10-19 J
EFECTO FOTOELÉCTRICO
EFECTO COMPTON
La luz tiene:1. Naturaleza de ondaExplica los fenómenos de:• Reflexión• Refracción• Interferencia• Polarización• Difracción
2. Naturaleza de partículaExplica los fenómenos de:• Efecto fotoeléctrico• Efecto compton
(Por lo tanto tiene naturaleza dual onda-partícula)
El experimento de Rutherford (1908)(Geiger y Marsden)
Modelo Atómico de Rutherford
MaterialRadiactivo
Rayos α
Lámina de Au(2000 átomos de espesor)
9000 α10000 α
999 α
1 α
¡El átomo era ¡El átomo era estructuralmente estructuralmente
vacío!vacío!
Modelo atómico de Rutherford (1911)
Inconsistencias del modelo atómico de Rutherford• De acuerdo a la física clásica (exactamente la
electrodinámica o estudio de cargas en movimiento) toda partícula cargada que se encuentra en movimiento emite energía continuamente lo que debería reflejarse en la presencia de espectros continuos, lo que se opondría a lo observado experimentalmente, es decir espectros discontinuos. Es más, el electrón al perder energía iría acercándose al núcleo describiendo una trayectoria espiral, hasta colapsar. Si el átomo colapsa, nada podría existir.
Modelo Atómico de Niels Bohr,1913
Planteó que no todas las leyes de la física clásica se cumplen en el átomo y para desarrollar su modelo Bohr se apoyó en:
•El modelo atómico nuclear diseñado por Rutherford.
• La teoría cuántica de la radiación del físico Max Planck.
•La interpretación del efecto fotoeléctrico dada por Albert Einstein.
20 nar =
Postulados de Niels Bohr
1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo con el movimiento descrito por la física clásica.
mr
ZeV
22 =
sm
nV
610.188,2=
Para el Hidrógeno, n = orbitas permitidas o definidas
Z
nar
20=
n = 1 r = 0,53 Ǻ = n = 2 r = 2,12 Ǻn = 3 r = 4,77 Ǻn = 4 r = 8,48 Ǻn = 5 r = 13,25 Ǻs
mVn 610.094,12 ==
0a
3
2
3
2
1
===
L
L
L
2. El electrón sólo tiene un conjunto de orbitas permitidas, denominadas estados estacionarios, en el cuál el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.
3. Mientras un electrón permanece en una orbita dada, su energía es constante y no emite energía.
pc EEE +=2
2
nZR
E H−=
molkcaleVJRA H /6,3136,1310.18,2 18 ==== −
Para el H2nR
E H−=
4. Un electrón sólo puede pasar de una órbita permitida a otra absorbiendo o emitiendo cantidades discretas y fijas de energía (cuantos o fotones).
JEeVEn
JEeVEn
JEeVEn
JEeVEn
19
19
19
18
10.36,185,04
10.42,251,13
10.45,54,32
10.18,26,131
−
−
−
−
−=−==−=−==
−=−==
−=−==
ΔE = Energía del fotón absorbido o emitido
hfnn
REEEif
Hninf =
−−=−=∆ 22
11
2
1
==
nf
niJeVE 1810.635,12,10 −==∆
r
mVF
rKZe
F
cp
e
2
2
2
=
=
cpe FF =
mr
ZeV
22 =
3
2
3
2
1
===
L
L
L
Z
nar
20=
pct EEE +=2
2
nZR
E H−=
( ) 2
29
2
2
C
mN9x10
ues
cmxdina1K ==C1,6x10ues4,8x10e 1910 −−− −=−=
1
λλ = Longitud de onda del fotón absorbido o emitido
Series de líneas espectrales del H en la zona visible
Ec. Rydberg
demostrada por Bohr
1
22
109678
111
−=
−=
cmR
nnR
H
ifHλ
n = 2
n = 3
n = 4n = 5n = 6
U VI R4 líneas Visibles
=λ
Series y líneas espectrales del hidrógenoEnergía
1
2
3
4
5
6
78
∞
Lyman (UV)
Balmer (Visible- UV)
Paschen (IR)
Brackett (IR)
Pfund (IR)
ACIERTOS Y LIMITACIONES DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR
Aciertos:• Sustenta la estabilidad del átomo al sostener que
no todas las leyes de la física clásica se cumplen en el átomo.
• Explica el espectro del átomo de hidrógeno• Introduce el concepto de energía cuantizada para
los electrones en los átomos.
Limitaciones:• Solo válido para átomo de hidrógeno o
isoelectrónicos a él, como He+, Li2+ ,..• No pudo explicar el espectro de átomos
polielectronicos.• No explica el espectro fino del hidrógeno (efecto
Zeeman. Desdoblamiento de las líneas espectrales cuando el átomo es sometido a un campo magnético).
• No permite el cálculo de las intensidades de las líneas espectrales
• No explica el enlace químico.
Efecto Zeeman
• Se rompe la simetría, se rompe la degeneración.
Efecto Zeeman