MODELOS ATÓMICOS Thomson

MODELOS ATÓMICOS
-Thomson ( 1904) :el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada
positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de forma similar a un
pudin de pasas. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese
eléctricamente neutra, pues la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además
los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era
suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
-Rutherford (1911): fue el descubrirdor de las partículas alfa y beta. Diseña un famoso
experimento para corroborar el modelo de Thomson, pero los resultados no refrendan
este último ya que suponía que las desviaciones de las partículas alfa debían ser ligeras
mientras que la realidad mostró que había una fracción de ellas que sufrían grandes
desviaciones e incluso rebotes, en su trayectoria. Por ello, propuso un modelo más
concordante con los resultados.
Limitaciones del modelo de Rutherford: los electrones se movían alrededor del
núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que
la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a
continuar moviéndose en línea recta. Pero estaba en contradicción con la física clásica:
de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto
eléctricamente cargado que es acelerado , emite o absorbe radiación electromagnética
lo que causaría la disminución de la energía del electrón, y su caída en espiral hasta el
núcleo. Fue sustituido por el de Bohr en 1913.
Tampoco conseguía explicar la discontinuidad del espectro atómico del hidrógeno.
Número atómico y nº másico. Definen a un átomo.
Número másico (A)
El número másico es el número total de partículas que constituyen el
núcleo (número de protones + número de neutrones). A = Z+N
Es posible que haya dos o más àtomos con el mismo nº másico: son isótopos. Se
diferencian en el nº de neutrones del núcleo.
Número atómico (Z)
Es el número de protones que hay en el núcleo. No hay dos átomos con el mismo Z
Si el átomo es neutro: Número de electrones = Número de protones
Modelo atómico de Bohr.
Intenta llenar las lagunas de Rutherford.
Algunos conceptos previos:
Radiación electromagnética: forma de energía que se propaga en forma de ondas a
través del espacio sin necesidad de partìculas materiales a una velocidad en el vacio de
3.10 exp8 m/s. Para expresar la energía asociada se asignan dos parámetros relacionados
entre si:
Longitud e onda
se mide en metros
Frecuencia
se mide en Hz o s
c = λν
Espectro electromagnético: conjunto de radiaciones electromagnéticas ordenadas s
según frecuencia. Es contínuo.
Radio - microondas - infrarrojos - visible - ultravioleta - rayos X - rayos gamma
De izquierda a derecha aumenta la frecuencia y disminuye la longitud de onda, y de la
misma forma aumenta la energía. Es decir, rayos gamma son los de mayor frecuencia y
menor longitud de onda, y por tanto, los de mayor energía.
Hipótesis de Planck: (1900)las radiaciones están formadas por partículas llamadas
fotones que tienen asociada una cierta cantidad de energía según la siguiente ecuación
E= h V
V = Frecuencia
h = 6,6 10 -34 J. s
Esta hipótesis se vió refrendada en 1905 a consecuencia de su utilización por parte de
Albert Einstein para explicar el efecto fotoeléctrico.
Efecto fotoeléctrico: consiste en la liberación de electrones por parte de un metal por la
acción de la luz. Cada electrón que sale lo hace con una Ec=1/2 m V². El efecto no
depende ni de la intensidad de la luz incidente ni del tiempo de exposición y si depende
de la frecuencia de la radiación. Es además, intanstáneo. La teoría ondulatoria no puede
justificarlo.
Explicación: hay que asumir la naturaleza corpuscular de la luz. Se produce como
consecuencia de la interacción entre el fotón y el electrón al que cede su energía. Si esta
energía es suficiente para romper la ligadura del electrón con el metal, entonces el
electrón se desprende. Si el fotón transporta más energía de la necesaria, este exceso se
transforma en energía cinética del electrón.
Espectros atómicos. Rayas espectrales:
Espectro es la imagen que resulta de la descomposición de una radiación compleja en
sus radiaciones fundamentales.
- espectro contínuo: como el de la luz blanca. No hay “saltos” . Aparecen las
líneas unas a continuación de otras. Se les llama espectros de bandas.
- Espectro discontínuo: formado por líneas finas separadas entre sí por zonas
oscuras. Se les llama espectros de rayas. Los átomos de los elementos, en estado
gaseoso y a temperaturas de incandescencia, dan un espectro de emisión
discontinuo que es propio y característico de cada uno.Cada elemento tiene su
propio espectro. Pueden ser de absorción o emisión.:
-emisión: resultan de la impresión en una placa de la radiación emitida por un
átomo que ha sido excitado previamente y filtrada a través de un prisma.
- absorción: es el complementario del anterior. Resulta de filtrar e impresionar
la radiación que atraviesa una muestra atómica
Un cuerpo emite el mismo tipo de radiación que absorbe.
Espectro atómico del hidrógeno
El primero es el espectro del hidrógeno (discontinuo) . Debajo, el de la luz solar, que es
continuo
Una serie de científicos, a finales del siglo XIX, obtienen experimentalmente, una
expresión matemática que relaciona las longitudes de onda de las rayas espectrales del
hidrógeno. El espectro de emisión de hidrógeno cubre un amplio rango de longitudes de
onda desde el infrarrojo hasta el ultravioleta.
La siguiente tabla muestra las series de transición en el espectro de hidrógeno las cuales
reciben el nombre de sus descubridores
Serie
Lyman
Balmer
Paschen
Brackett
Pfund
nf
1
2
3
4
5
ni
Región del espectro
2,3,4.
Ultravioleta
3,4,5.. Visible y ultravioleta
4,5,6..
Infrarrojo
5,6,7..
Infrarrojo
8,9,10..
Infrarrojo
nf = nivel final ; ni = nivel inicial
Modelo atómico de Bohr (1913)
El modelo de Rutherford era inestable debido a :
-
El electrón al girar continuamente iría perdiendo energía radiante gradualmente
hasta acabar cayendo sobre el núcleo.
-
No podía justificar los espectros de rayas del átomo de hidrógeno.
Postulados de Bohr:
1. los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin absorción ni
emisión de energía.
2. no todas las órbitas son posibles; solo están permitidas aquellas que cumplen
una condición: el momento angular del electrón es múltiplo de una cantidad
h/2π.
mrV = n h/2π
llamó a n , nº cuántico principal.
h= constante de Planck
Es decir, los radios de las órbitas están cuantizados y también la energía asociada a
ellos.
3. cuando el electrón pasa de una órbita a otra absorbe o emite energía en forma de
fotón según la ecuación ∆E= hV
la principal aportación de Bohr al modelo atómico radica en la introducción del
concepto de nivel energético E= - k/n² El signo negativo de la E significa que el
electrón está en un órbita n atraído por el núcleo. Esto es así porque por
convenio se toma el valor 0 de energía como el punto en el que el electrón se
libera del núcleo. Por esto, cuánto más negativa es la energía asociada al
electrón, más cerca del núcleo está ( es decir, n es menor).
Dos fueron los hechos que refrendaron este modelo:
1. A partir de sus postulados, Bohr dedujo la constante de Rydberg para el átomo de
hidrógeno que los espectroscopistas habían hallado de forma empírica.
2. Interpretación del espectro atómico del hidrógeno: el electrón en su órbita más
próxima al núcleo (n=1) tiene el nivel más bajo de E permitida y se dice que ocupa el
estado fundamental. Cuando es excitado, adquiere cuantos de energía y pasa a un nivel
superior (estado excitado). Al caer de nuevo al estado fundamental emite energía
cuantizada igual a la diferencia de E entre los niveles. Cada línea del espectro atómico
muestra la frecuencia de la transición que ha tenido lugar; en emisión, la transición
corresponderá al paso de un nivel superior a otro inferior y en absorción, al contrario.
En ambos casos la dif. De E es la misma, es decir la misma línea espectral que en el de
absorción aparece como negra.
Limitaciones del modelo atómico de Bohr
1. La teoría no era satisfactoria totalmente puesto que el primer postulado no estaba
suficientemente argumentado
2. Sólo aplicable a átomos hidrogenoides (un solo electrón)
3. No explica el porqué las líneas espectrales no eran sencillas. Al mejorar el poder
de resolución de las técnicas se observaron que muchas líneas eran dobles, o
triples muy próximas entre si lo que sugería que debía haber más niveles.
4. No explica el efecto Zeeman: al someter un átomo a un campo magnético, en su
espectro aparecían nuevas líneas por desdoblamiento de las originales. Cuando
cesa el campo magnético, cesa el fenómeno. Se relacionó con las distintas
orientaciones que puede adoptar un orbital en el espacio y se introdujo un tercer
nº cuántico llamdo magnético, m.
Corrección de Sommerfeld (1915): órbitas son elípticas de excentricidad variable.
Introduce un nuevo número cuántico l llamado secundario, para medir la excentricidad
Modelo mecano-cuántico del átomo
La teoría cuántica descansa en los siguientes principios:
1. Hipótesis de de Broglie de la dualidad onda corpúsculo: 1924. toda partícula
material en movimiento tiene asociada una onda λ= h/m.v de la misma forma
que las ondas tienen asociada una partícula material. La razón de que esa onda
no sea apreciable en nuestro mundo macroscópico es que nuestra masa es
demasiado grande.
2. principio de incertidumbre de Heisemberg: 1927. es imposible determinar con
precisión y simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula.
∆ X ∆ P ≥ Һ/2
que significa que su posición y movimiento se pueden expresar solamente como
probabilidades, pero este principio sólo es significativo para dimensiones tan
pequeñas como las que presentan las partículas elementales de la materia. Este
principio carece de interés en mecánica clásica, ya que las magnitudes involucradas
son muy grandes comparadas con el valor de la constante h.
1926…. Schrodinger proporciona el desarrollo matemático a esta teoría. En ella, la
posición del electrón viene determinada por una ecuación matemática a la que llama
función de onda función de onda. Contiene la información sobre la posición del
electrón. Como soluciónes a la ecuación surgen los números cuánticos n, l y m.
Por tanto, el concepto de órbita como lugar perfectamente definido en el que se mueve
el electrón, ya no tiene sentido para la mecánica cuántica y es sustiuido por el de orbital
atómico: región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Los electrones se ordenan en niveles electrónicos ( n). En cada nivel podemos distinguir
subniveles (l). Estos subniveles pueden a su vez diferenciarse en varios tipos para los
que se usa la letra m. Cada uno de ellos aloja dos electrones con distinto sentido de giro
(s).
-Un nivel viene definido por un único nº cuántico: n
-Un subnivel viene definido por dos nº cuánticos: n y l
-Un orbital viene definido por 3 nº cuánticos: n, l y m
-Un electrón viene descrito por la asociación de cuatro números cuánticos: n, l, m y s
El número cuántico principal (n) describe la extensión del orbital (tamaño de la órbita
para Bohr), por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos
para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3,
4, etc. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa y
dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número
cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital
atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta (n-1 )(siendo n el valor del
número cuántico principal)..Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2,
…. Cuánto mayor sea, más excéntrica será la órbita
Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales
atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:
l = 0 orbital s (sharp): forma esférica
l = 1 orbital p (principal) : multilobular
l = 2 orbital d (diffuse)
“
l = 3 orbital f (fundamental) “
“
“
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital(de
las elipses). Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a
definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l
hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.( habrá 5
elipses)
El número cuántico de espín (s), Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo.
Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido
contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número
cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Configuraciones electrónicas: es la distribución de los electrones en un átomo
Siguen tres reglas:
Principio de construcción o Aufbau: los electrones de un átomo se colocarán siempre
ocupando los orbitales de menor energía.
Diagrama de Moeller
Principio de exclusion de Pauli: en un átomo no puede haber dos electrones con los 4 nº
cuánticos iguales. (sólo caben 2 e en un orbital)
Regla de Hund: los electrones se colocarán en los orbitales lo más desapareados posible.
( el mismo valor de s)
Hay que tener en cuenta:
En el subnivel s hay un solo orbital.
En el subnivel p hay tres orbitales: px py pz
En el subnivel d hay cinco orbitales: dxy dxz dyz dx2-y2 dz2
En el subnivel f hay siete orbitales.
En cada orbital caben como máximo dos electrones.
Ejemplos :
N(z=7) 1s2 2s2 2p3
Na(z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1
Fe(z=26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Estados excitados
Puede ocurrir que el electrón mas externo de un átomo sea excitado y salte de un orbital
con menor energía a un orbital vacío con mayor energía, por ejemplo en el potasio
K(z=19).
Configuración electrónica fundamental del potasio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Si el electrón del orbital 4s es convenientemente excitado puede saltar al orbital 5s
quedando su configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1 (estado excitado)