Presentación tema - Recursos de Física y Química
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ESTRUCTURA ESTRUCTURA DE DE LA LA MATERIA MATERIA Quí Química 2º Bachillerato 1 John JohnDalton Dalton Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de un mismo elemento debían tener la misma masa. Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: 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. 2 Joseph (1856 JosephJohn JohnThomson Thomson(1856(1856(1856--1940) 1940) Físico Britá Británico estudió estudió las propiedades elé eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Descubrió que los rayos cató Descubrió catódicos estaban formados por partí partículas cargadas negativamente (hoy en dí día llamadas electrones), de las que determinó determinó la relació relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nó Nóbel por sus trabajos. 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. Dió 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. 3 Thomson define así así su modelo de átomo : Considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía) Modelo atómico de Thomson Concebí Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual está están incrustados los electrones electrones. 4 Ernest (1871 ErnestRutherford Rutherford, ,(1871(18711937) (1871--1937) FFísico Ingl naci ísico Inglé Inglé nació en Nueva Nueva Zelanda, Zelanda, profesor profesor en en Manchester Manchester yy director director del del Ingléés,s, nació nacióó en laboratorio Cambridge Qu laboratorioCavendish Cavendishde delalauniversidad universidadde deCambridge. Cambridge. PremioNobel Nobelde deQuí Quí ímica Cambridge. .Premio Química en atató mica yy sobre sobre lala en 1908. 1908. Sus Sus brillantes brillantes investigaciones investigaciones sobre sobre lala estructura estructura ató atóómica má ááss notables radioactividad má notables del del siglo. siglo. radioactividad iniciaron iniciaron elel camino camino aa los los descubrimientos descubrimientos m m Estudió Estudi Estudió radiaciones emitidas emitidas por por los los Estudióó experimentalmente experimentalmente lala naturaleza naturaleza de de las las radiaciones elementos elementosradiactivos. radiactivos. Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersió dispersión de partí partículas alfa al incidir sobre lá láminas metá metálicas, se hizo necesario la revisió revisión del modelo ató atómico de Thomson, Thomson, que realizó realizó Rutherford entre 19091909-1911. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad radioactividad y la identificació identificación de las partí partículas emitidas en un proceso radiactivo. 5 Experimento constituci Experimentopara paradeterminar determinar la laconstitució constitució constitucióónndel deláátomo tomo La mayorí mayoría de los rayos alfa atravesaba la lá lámina sin desviarse, desviarse, porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vací 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, rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva. 6 El At qued as ElModelo ModeloAtó Ató micode deRutherford Rutherfordquedó quedó así Atóómico quedóóasí asíí:: - Todo átomo está está formado por un nú núcleo y corteza. corteza. El nú núcleo, muy pesado, y de muy pequeñ pequeño tamañ tamaño, formado por un nú número de protones, donde se concentra toda la masa ató atómica. - - Existiendo un gran espacio vací vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones. NNÚÚMERO AT nnú nnú MEROATÓ ATÓ MICO=nú merode deprotones protonesdel delnú cleoque que ATÓÓMICO= núúmero núúcleo coincide nnú merode deelectrones electronessisieleláátomo tomoes esneutro. neutro. coincidecon conelelnú núúmero 7 En 1932 el inglé inglés Chadwik al bombardear átomos con partí partículas observó observó que se emití emitía una nueva partí partícula sin carga y de masa similar al protó protón, acababa de descubrir el NEUTRÓ NEUTRÓN En el nú núcleo se encuentran los neutrones y los protones. - Puesto que la materia es neutra el nú núcleo deberá deberá tener un nú número de cargas positivas protones ( nú número ató atómico=Z ) igual al de electrones corticales. En el núcleo es donde está están tambié también los neutrones - Los electrones giran a grandes distancias del nú núcleo de modo que su fuerza centrí centrífuga es igual a la atracció atracción electrostá electrostática, pero de sentido contrario. Al compensar con la fuerza electrostá electrostática la atracció atracción del nú núcleo evita caer contra él y se mantiene girando alrededor. 8 PARTÍ PART PARTÍ CULASFUNDAMENTALES FUNDAMENTALES PARTÍÍCULAS Partícula Carga NÚCLEO NÚCLEO ==Zona Zona central centraldel delátomo átomodonde donde seseencuentran encuentranprotones protonesyy neutrones neutrones Masa PROTÓN p+ +1 unidad electrostática de carga = 1,6. 10-19 C 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27kg NEUTRON n 0 no tiene carga eléctrica, es neutro 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27 kg 1 0 ELECTRÓN e- -1 unidad electrostática de carga =-1,6. 10-19C Muy pequeña y por tanto despreciable comparada con la de p+ y n 1/1840 umas 0 −1 1 1 p n CORTEZA CORTEZA=Zona =Zonaque que envuelve envuelvealalnúcleo núcleodonde donde seseencuentran encuentran moviéndose moviéndoselos los electrones electrones e Los Los protones protones yy neutrones neutrones determinan determinan lala masa masa de de los los átomos átomos yy los los electrones electronesson sonlos losresponsables responsablesde delas laspropiedades propiedadesquímicas. químicas. NÚMERO NÚMERO ATÓMICO ATÓMICO (Z) (Z) alal número número de de protones protones que que tiene tiene un un átomo. átomo. Coincide Coincidecon conelelnúmero númerode deelectrones electronessisielelátomo átomoestá estáneutro. neutro.Todos Todoslos losátomos átomosde de un un mismo mismo elemento elemento tienen tienen elel mismo mismo número número de de protones, protones, por por lolo tanto, tanto, tienen tienen elel mismo mismonúmero númeroatómico. atómico. 9 NÚMERO NÚMEROMÁSICO MÁSICO(A) (A)aalalasuma sumade delos losprotones protonesyylos losneutrones neutronesque quetiene tieneun unátomo. átomo. Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en unidades de Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en unidades demasa masa atómica atómica(la (lamasa masade delalaTabla Tablaperiódica periódicaredondeada). redondeada). ISÓTOPOS ISÓTOPOS aa átomos átomos de de un un mismo mismo elemento elemento que que sese diferencian diferencian en en elel número número de de neutrones. neutrones. Tienen Tienen por por tanto tanto elel mismo mismo número número atómico(Z) atómico(Z) pero pero diferente diferente número número másico(A). másico(A). Por ejemplo: 35 17 Cl 37 17 Cl Cuando un elemento está está formado por varios isó isótopos, su masa ató atómica se establece como una media ponderada de las masas de sus isó isótopos Un átomo se representa por: Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He.... Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda. A Z E Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda. IONES IONES aa átomos átomos oo grupos grupos de de átomos átomos que que poseen poseen carga carga eléctrica eléctrica porque porque han han ganado ganadoooperdido perdidoelectrones. electrones.Pueden Puedenser: ser: CATIONES si poseen carga positiva y, CATIONES si poseen carga positiva y,por portanto, tanto,sesehan hanperdido perdidoelectrones. electrones. ANIONES ANIONESsisiposeen poseencarga carganegativa negativayy, ,por portanto, tanto,sesehan hanganado ganadoelectrones. electrones. 10 Crí Cr Rutherford Crí Críítica ticadel delmodelo modelode deRutherford: Rutherford: Rutherford:: Fue fundamental la demostració demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vací vacíos del átomo. Por lo demá demás, presenta deficiencias y puntos poco claros: - Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que crea un campo magnético y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteando, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual a la centrífuga debe haber algo más. -Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no era tuvo en cuenta. -Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y ló lógicamente, tambié también los cá cálculos. 11 .. LA LA RADIACIÓN RADIACIÓNELECTROMAGNÉTICA ELECTROMAGNÉTICA • Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. • Viene determinada por su frecuencia (ν ) y por su longitud de onda (λ ) relacionadas entre sí por: λλ=LONGITUD =LONGITUDDE DEONDA: ONDA: distancia distanciaentre entredos dospuntos puntos consecutivos de la onda consecutivos de la ondacon con igual vibraci igualestado estadode devibració vibració vibracióónn ν = c λ C= propagaci C=velocidad velocidadde depropagació propagació propagacióónn 8 de m/s delalaluz luz=3.10 =3.108m/s νν==FRECUENCIA: nnú FRECUENCIA:nú mero núúmero de deoscilaciones oscilacionespor porunidad unidadde de tiempo tiempo λ Propagació Propagación ondulatoria 12 Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma óptico.. ν λ ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos γ 10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) 13 Espectro at absorci Espectroató ató micode deabsorció absorció atóómico absorcióónn Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Espectro de absorción Cuando la radiació radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiació radiación absorbida. 14 ESPECTRO EMISI ESPECTRODE DEEMISIÓ EMISIÓ ÓNN EMISIÓ Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma Cuando a los elementos en estado 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. Espectro de emisión 15 El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida ,de un color, y viceversa Cada caracter Cadaelemento elementotiene tieneun unespectro espectrocaracterí caracterí ístico;por portanto, tanto,un unmodelo modelo característico; ató at deber ató micodeberí deberí íaser decada cadaelemento elemento.. atóómico debería sercapaz capazde dejustificar justificarelelespectro espectrode 16 17 TEORÍ TEOR CU TEORÍ CUÁ NTICADE DEPLANCK PLANCK TEORÍÍAACUÁ CUÁÁNTICA La teorí teoría cuá cuántica se refiere a la energí energía: Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de 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 nú número entero de cuantos. 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 fotó fotón. La energí energía de un fotó fotón viene dada por la ecuació ecuación de Planck: Planck EE==hh··νν h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo ν : frecuencia de la radiación La materia y la energí energía son discontí discontínuas 18 EL ELEFECTO EFECTOFOTOELÉCTRICO FOTOELÉCTRICO Cátodo Ánodo • Consiste en la emisión de electrones por la superficie de un metal cuando sobre él incide luz de frecuencia suficientemente elevada Electrones • La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la emisión de e− que llegan al ánodo y establecen una corriente que es detectada por el amperímetro • La física clásica no explica que la energía cinética máxima de los e− emitidos dependa de la frecuencia de la radiación incidente, y que por debajo de una frecuencia llamada frecuencia umbral, no exista emisión electrónica • Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de conservación de la energía y la teoría de Planck: h ν = h ν0 + Ec h ν es la energía luminosa que llega al metal, Ec es la energía cinética máxima del electrón emitido y h ν0 es la energía mínima, energía umbral (trabajo de extracción) para desalojar al electrón de la superficie metálica 19 MODELO AT BBÖ qu bas MODELOATÓ ATÓ ÓMICO MICODE DEBÖ ÖHR. HR.(En (Enqué qué sebasó basó ATÓ BÖ quéése basóó)) El modelo ató atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. La teorí 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 ” (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos. La teorí teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades hν. 20 MODELO AT BBÖ MODELOATÓ ATÓ ATÓ ÓMICO MICODE DEBÖ BÖ ÖHR HR Primer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energí energía radiante llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS. ESTACIONARIAS Cuando el átomo se encuentra en ésta situació situación se dice que está está en ESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de energí energía má más bajo se dice que está está en ESTADO FUNDAMENTAL. Así, el primer postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuá cuántico principal n. Segundo postulado: Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π) Momento angular: L= r.m.v r=radio de la órbita, m=masa del electró electrón y v= velocidad que lleva el electró electrón 21 h rmV = n 2π h rn = n 2π πmv mV 2 Fc = r kq 2 Fe = 2 r 2 2 mV kq = 2 r r n = nú número cuá cuántico principal r = radio de la órbita h = cte de Planck=6,62.10-34J.s k = Cte de Coulomb m = masa del eeq = carga del eeV=velocidad del electró electrón en la órbita • En las órbitas ESTACIONARIAS los electrones se mueven sin perder energía Los radios de las órbitas está están cuantizados ( su valor depende de n) 22 E = − RH n2 Rh = cte Rydberg = 2,180·10-18 J n = número cuántico principal ,número entero (1,2,3....) Tercer Postulado La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuació ecuación de Planck: Planck EEa --EEb ==hh··νν a b Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las órbitas. Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión). 23 Niveles Nivelespermitidos permitidossegún segúnel elmodelo modelode deBohr Bohr Energía ((calculados calculadospara paraelelátomo átomode dehidrógeno hidrógeno)) n=∞ n=5 n=4 E= 0J E = –0,87 · 10–19 J E = –1,36 · 10–19 J n=3 E = –2,42 · 10–19 J n=2 E = –5,43 · 10–19 J n=1 E = –21,76 · 10–19 J 24 •Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a: ∆E = E(nj) – E(ni) •Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la diferencia de energía ∆E = E(nj) – E(ni) se emite en el salto La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (ν): E = hν ν =hc λ Según el valor de su longitud de onda, las radiaciones electromagnéticas se dividen en: rayos gamma, rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas, ondas de radio 25 •Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a: ∆E = E(nj) – E(ni) •Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la diferencia de energía ∆E = E(nj) – E(ni) se emite en el salto La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (ν): E = hν ν = hc λ •Los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben la energía de los fotones y ascienden desde un nivel (ni) hasta otro de mayor energía (nj) El modelo atómico de Bohr explica satisfactoriamente el espectro del átomo de hidrógeno 26 •Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un electrón “excitado” en un nivel alto (nj) desciende a otro nivel de energía inferior (ni) •La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido o emitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que se produce el salto del electrón ∆E = E(nj ) −E(ni ) = hν •Sólo se emiten fotones cuya energía coincide con la diferencia de energía entre dos niveles permitidos: por ello, el espectro consta solo de determinadas frecuencias,ν, que verifican: ν= E(nj ) − E(ni ) h 27 De acuerdo con el modelo de Bohr, la energía de las diferentes órbitas viene dada por: RH E(n) = 2 n Por tanto, las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación: RH 1 1 ν= − 2 2 h ni nj Que coincide con la fó fórmula obtenida experimentalmente por los espectroscopistas para el espectro del hidró hidrógeno Los espectroscopistas habían calculado y estudiado a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Cada uno estudió un grupo de rayas del espectro. 28 Series espectrales • • • • • Serie Balmer hasta n=2: aparece en la zona visible del espectro. Serie Lyman hasta n=1: aparece en la zona ultravioleta del espectro. Serie Paschen Aparecen n=3 en la zona Serie Bracket infrarroja n=4 del espectro Serie Pfund n=5 n=∞ n=6 n=5 n=4 Pfund Bracket n=3 n=2 Paschen Balmer ∆E = h · ν n=1 Lyman SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund Espectro UV Visible Infrarrojo 29 MECÁNICA MECÁNICA CUÁNTICA. CUÁNTICA. La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón Se fundamenta en dos hipótesis • La dualidad onda corpúsculo De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por λ= h mv donde h es la constante de Planck • Principio de incertidumbre de Heisenberg Heisenberg propuso la imposibilidad de conocer con precisión, y a la vez, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio Cada electrón tenía una órbita fijada. La probabilidad de encontrarlo en una órbita de radio ro es del 100% La probabilidad de encontrar al electrón en una órbita de radio r es máxima cuando r = ro 30 Modelo de Bohr Modelo cuántico ORBITAL ORBITAL Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90% Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo nivel energético En el átomo de hidrógeno hay n2 orbitales en el nivel de energía n-ésimo. Al valor n se le denomina número cuántico principal 31 ORBITALESYYNÚMEROS NÚMEROSCUÁNTICOS CUÁNTICOS ORBITALES En átomos polielectrónicos, los n2 orbitales del nivel n dejan de tener todos la misma energía y se separan en diferentes subniveles • El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor de n para n=1 (primer nivel de energía principal) ⇒ un subnivel para n=2 (segundo nivel de energía principal) ⇒ dos subniveles para n=n (n-ésimo nivel de energía principal) ⇒ n subniveles • Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, denominado número cuántico secundario, l, y se nombran mediante una letra para n = 1 ⇒ l=0 ⇒ letra s para n = 2 ⇒ l=0 ⇒ letra s l=1 ⇒ letra p l=0 ⇒ letra s para n = 3 ⇒ l=1 ⇒ letra p l=2 ⇒ letra d Al pasar de Z=1 a Z>1, el nivel de energía n se separa en n subniveles. El número de orbitales en un subnivel dado es igual a (2L + 1) 32 Nomenclatura de los subniveles Valor de l 0 1 2 3 Letras s p d f 33 NNúúmero cu correcci merocuá cuá cuáántico nticosecundario secundarioooazimutal azimutal(L): (L):correcció correcció correccióónnde de Sommerfeld Sommerfeld El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras té técnicas de algunos espectroscopios llevó llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr. 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 elí elípticas; pticas 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 (ll), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1 Por ejemplo, si n = 3, 3 los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2 34 NNúúmero cu magn merocuá cuá nticomagné magné tico(m). (m). cuáántico magnéético 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, 2 los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2 NNúúmero cu esp merocuá cuá nticode deespí espí (s). cuáántico espíínn(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. 35 número númerocuántico cuánticosecundario secundarioooazimutal azimutal(l) (l) número númerocuántico cuánticomagnético magnético(m) (m) número númerocuántico cuánticode deespín espín(s) (s) 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 ) 36 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 m 0 0 –1,0,1 0 –1,0,1 –2, –1,0,1,2 0 –1,0,1 –2, –1,0,1,2 –3,–2, –1,0,1,2,3 s ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/2 37 MODELO MODELOACTUAL ACTUAL El átomo está está formado por un nú núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales. ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚ NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓ ELECTRÓN ES MÁ MÁXIMA Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: • 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) ss22 • 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) pp66 5 orb. “d” (10 e–) dd1010 – – • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e ) + 3 orb. “p” (6 e ) f14 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–) f14 • Y así sucesivamente… Primero se indica el nivel que es el nú número cuá cuántico principal n Los valores del nú número cuá cuántico L (subnivel (subnivel) subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f) Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada cada subnivel. subnivel. En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y –1/2 número de spin 38 LA LAFORMA FORMADE DELOS LOSORBITALES ORBITALES • Orbitales s (l=0) - tienen forma esférica - la probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las direcciones radiales - la distancia media del electrón al núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s • Orbitales p (l=1) - tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian sólo en la orientación en el espacio - un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del tiempo en las proximidades del eje X. Análogamente ocurren con py y pz - los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño 39 • Orbitales d (l=2) - tienen forma de elipsoides de revolución - tienen direcciones y tamaños distintos a los p El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es el orbital 40 LA LAENERGÍA ENERGÍADE DELOS LOSORBITALES. ORBITALES. La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos principal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos definidos primeramente por el número cuántico principal y luego por el secundario Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético no sea constante 41 La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el siguiente: Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su llenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga menor valor de n 42 COLOCACIÓN COLOCACIÓNDE DELOS LOSELECTRONES ELECTRONESEN ENUN UNDIAGRAMA DIAGRAMADE DEENERGÍA ENERGÍA 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. • • Principio de mínima energía (aufbau) • Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio de exclusión de Pauli. • Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo” 43 Orbitales Elemento Configuración electrónica 1s 2s 2px 2py 2pz 3s H 1s1 He 1s2 Li 1s2 2s1 Be 1s2 2s2 B 1s2 2s2 2p1 C 1s2 2s2 2p2 N 1s2 2s2 2p3 O 1s2 2s2 2p4 F 1s2 2s2 2p5 Ne 1s2 2s2 2p6 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 44 Energía 6p 5d 6s 4 f 5p 4d 5s 4s 4p 3d ORDEN ORDENEN ENQUE QUESE SE RELLENAN LOS RELLENAN LOS ORBITALES ORBITALES 3p 3s 2s 2p nn == 4; 1; 2; 3; ;; ll == 1; 0; 2; ;; m 0; –+ 2; ss ss= s= === + –= ½ –+ 1; 2; 3; 4; 0; 2; 1; m == + 0; – ;1; ;1; 2; s + –+ ½ –½ ½ 1s 45 Se Sellama llamaCONFIGURACIÓN CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA ELECTRÓNICAde deun unátomo átomoaalala distribución distribuciónde de sus suselectrones electronesen enlos losdiferentes diferentesorbitales orbitales, ,teniendo teniendoen encuenta cuentaque quesesevan vanllenando llenandoen en orden ordencreciente crecientede deenergía energíayysituando situando22electrones electronescomo comomáximo máximoen encada cadaorbital orbital. . 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4p 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p LA TABLA PERIÓ PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚ SEGÚN EL NÚ NÚMERO ATÓ ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla perió periódica queda ordenada segú según las configuraciones electró electrónicas de los diferentes elementos. 46
