Descubrimiento del Electrón = 1,759· 1011 C kg 1,602 · 10

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Tema 2: Estructura Atómica de la Materia
Descubrimiento del Electrón

Crookes (1.875).- rayos catódicos

Viajan en línea recta

Tienen carga eléctrica negativa

Poseen masa

Stoney (1.891).- electrones

Thomson (1.897).- relación
carga
masa del electrón no depende del gas
q electrón
11 C
= 1,759· 10
m electrón
kg

Robert Millikan (1.909).-
m electrón =
1,602 · 10
1,759 · 10
-19
11
C
-31
= 9,11 · 10
kg
C
kg
Descubrimiento del Protón


Goldstein (1.886).- Rayos canales o positivos

Viajan en línea recta

Tienen carga eléctrica positiva

Poseen masa

Relación
carga
masa sí depende del gas
Rutherford.- protones
m protón =
1,602 · 10
9,573 · 10
-19
7
C
-27
= 1,673 · 10 kg
C
kg
Modelos Atómicos
Dalton (1.800)
1.
Los elementos químicos están construidos por partículas (átomos) que son indivisibles e inalterables.
2.
Los átomos de un mismo elemento, tienen las mismas propiedades y masa.
3.
Los átomos de distintos elementos, tienen distintas propiedades y distinta masa.
4.
Los compuestos químicos se originan por la unión de átomos de diferentes elementos en una relación
constante

Fracasó cuando se comprobó que el átomo era divisible y que tenía naturaleza eléctrica (rayos
catódicos y rayos canales)
Thomson (1.904)
1.
El átomo es divisible y está formado por partículas negativas (electrones) y positivas (protones)
2.
Su estructura es una esfera maciza de electricidad positiva, en cuya superficie tiene incrustados los
electrones en nº suficiente para que el conjunto resulte neutro

No explica la experiencia de dispersión de partículas 
á
á
2
Química _ 2º Bachillerato
Rutherford (1.911)
1.
El átomo tiene un gran espacio vacío
2.
La totalidad de la carga positiva está concentrada en una región muy pequeña comparada con todo el
átomo: núcleo
3.
Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares, contrarrestando la fuerza de atracción
eléctrica: corteza

No explica:

La estabilidad del átomo: el electrón en su movimiento debe emitir y perder energía, con
lo que acabaría cayéndose sobre el núcleo

Los espectros discontinuos que emiten los átomos, caracterizados por rayas luminosas de
frecuencias determinadas
Números Atómico (Z) y Másico (A)
Másico
Número Atómico: Z = nº protones = nº electrones (neutro)
22
Ne
Atómico
Número Másico: A = nº proteones + nº neutrones
10
Un elemento químico es aquella sustancia pura formada por átomos que tienen igual Z
Isótopos.- Átomos que tienen el mismo nº de protones y se diferencian en el nº de neutrones. Por tanto,
presentan el mismo Z y diferente A. Tienen masa diferente, ya que tienen distinto número de neutrones.
Para nombrarlos se indica su nombre seguido de su número másico; Na-23, H-1, C-14.
M=
A1 · %1 + A2 · %2 + A3 · %3 + …
100
Elementos Isóbaros.- Distintos elementos con igual A
Mecánica Cuántica
Los orbitales son regiones donde es probable encontrar un electrón (nube electrónica)
Radiación Electromagnética (luz)
Onda Electromagnética
c : velocidad de la luz: 3 · 10
c= λ·f
λ: longitud de onda: m
f: frecuencia: s-1 ;
Periodo T =
8
m
s
Frecuencia

ciclos
Hz;
seg
1
f
Amplitud
t (seg)
1
1
Nº de ondas ν =
λ
Velocidad de una onda v =
λ
= λ·f
T
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Tema 2: Estructura Atómica de la Materia
Partículas (Fotones: Planck)
Formula la Teoría Cuántica. Introduce el concepto de cuanto: mínima energía que se puede emitir o absorber (por
átomo, molécula) en forma de radiación electromagnética
Es capaz de explicar las emisiones de sólidos a cualquier λ, pero no la energía fija o cuantizada
E: energía de los fotones
E = h · f ⇒ h: constante de Planck
6,63·10
-34
J · seg
f: frecuencia
Einstein
Mediante el efecto fotoeléctrico los electrones son expulsados desde la superficie de algunos metales que han
sido expuestos, como mínimo, a la frecuencia umbral (característica de cada metal). No explica el comportamiento
ondulatorio de la luz
Luz  partículas  fotones  E = h · f
E = E0 + EC máx → h · f =
me · v
2
h · f0 +
h: cte Planck
f: frecuencia
f0 : frecuencia umbral
me : masa del electrón
v: velocidad de los electrones extraídos
2
3
2
Radiación Incidente
E=h·f
 E < E0  NO emite electrones
1
 E = E0  SÍ emite electrones
 E > E0  SÍ emite electrones  E = E0 + EC
Modelo de Bohr (1.913): Postulados
1.
El
electrón
gira
alrededor
del
núcleo
en
determinadas
órbitas
circulares
permitidas
(órbitas
estacionarias) sin emitir energía radiante
La fuerza de atracción electrostática (Coulomb), núcleo-electrón (fe) actúa de fuerza centrípeta (fC)
haciendo posible el movimiento de giro del electrón alrededor del núcleo
fe = fc →
2.
q · q'
r2
m · v2
fc =
r
fe = K
→ K
qe · qp
r2
=
m · v2
r
Sólo están permitidas aquellas órbitas cuyos radios son proporcionales a los cuadrados de los números
enteros donde el electrón puede girar sin emitir energía
-31
me · v · r = n
R = n2 · 0,529 Å
b: energía de estabilización de la 1ª órbita de Bohr
1
Energía → E = -b · 2
-18
-19
b = 2,18·10 J
1,6·10 J = 1 eV
n
Radio →
Órbitas
h
→
2π
me = 9,11 · 10 kg
v = velocidad lineal
r = radio
n = nº cuántico principal
h = cte de Planck
á
á
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Química _ 2º Bachillerato
3.
La energía liberada al saltar un electrón de una órbita a otra de menor energía se emite en forma de
fotón o cuanto de luz, cuya frecuencia viene determinada por la ecuación de Planck
E2 - E1 = h · f
E
n2
El máximo nº de electrones que puede
ocupar cada capa viene dado por la
expresión:
Nº máx e- = 2 n2

(Excitado)
+
n1
(Fundamental)
E
No explica:

Los espectros de átomos polielectrónicos

El desdoblamiento de algunas líneas espectrales: efecto Zeeman
Modelo de Sommerfeld (1.916)
Modificaciones al modelo de Bohr, aplicando la teoría de la relatividad (Einstein):
1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas elípticas
2. Velocidades Relativas
Modelo Cuántico Actual
Hipótesis de Broglie
Las ondas se comportan como partículas y éstas tienen propiedades ondulatorias (nivel submicroscópico: bajo
valor de la cte h)
h
h
λ= =
p m·v
p: momento lineal o cantidad de movimiento kg · m · s-1
m: masa
v: velocidad lineal
La λ hace referencia a las propiedades ondulatorias de las ondas y la h, p, m y v, hacen referencia a
su comportamiento como partículas
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Es imposible saber a la vez la velocidad y la posición exacta de una partícula
h
Δx · Δp ≥
2π
∆x: incertidumbre en la posición
→
∆p: incertidumbre en el movimiento
↑∆x: ↓∆p
↓∆x: ↑∆p
En contra de Bohr: las órbitas estacionarias supone determinar con exactitud la posición (R) y la E C (momento) de
un electrón
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Tema 2: Estructura Atómica de la Materia
Modelo de Schrödinger
Especifica los posibles estados de E que puede ocupar el e- del átomo de H, e identifica las respectivas
funciones de onda
2
2
2
ℏ2
δ φ
δ φ
δ φ
E·φ=+
+
2 · m δ x2
δ y2
δ z2
+ V x, y, z · φ
Función de Onda ().- describe el estado del electrón en función del espacio y del tiempo: es proporcional a la
probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Los Orbitales son regiones del espacio donde
es probable encontrar una nube de electrones
No funciona con átomos polielectrónicos
Modelo Atómico Mecano-Cuántico
Cada orbital se caracteriza porque:
1.
Tiene una energía característica
2.
Describe una distribución espacial del electrón
La diferencia con el modelo de Bohr es la descripción del comportamiento del electrón.
La ecuación de Shrödinger no determina la posición o trayectoria del electrón, sino la mayor o menor
probabilidad de que se encuentre en los diversos puntos alrededor del núcleo
Números Cuánticos
Bohr
Modelo Mecanocuántico
Órbitas
Planas y Circulares
n
Orbitales
n, l , m
Número
Nombre
Valores
n
Principal
1, 2, 3, …
l
Secundario o Azimutal
0, …, (n-1)
m
Magnético
-l, … , 0, …
, +l
s
De Spin
Capa
n
l
Primera
1
0
1s
Segunda
2
0
1
2s
2p
Tercera
3
0
1
2
3s
3p
3d
4
0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
Cuarta
-½,
+½
Significado
Nivel Energético
K, L, M, N, …
Subnivel Energético
Tipo de Orbital
s, p, d, f
Orientación del Orbital
Comportamiento de imán del electrón
Orbital
á
á
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Química _ 2º Bachillerato
Distribución de los Electrones en los Orbitales
Principio de Exclusión de Pauli
Diagrama de Möeller
1s2
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener sus cuatro nº cuánticos
iguales
2s2 2p6
Principio de Mínima Energía
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4 f14
Los electrones se distribuyen ocupando los orbitales de menor a mayor energía
5s2 5p6 5d10 5 f14
Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
6s2 6p6 6d10 6 f14
Los electrones ocupan los orbitales de la misma energía de forma que el nº de
electrones desapareados resulte máximo
7s2 7p6 7d10 7 f14
Espectros Atómicos
Si un haz de rayos luminosos atraviesa primero una
rendija y después un prisma óptico, experimentará
una descomposición en tantos rayos distintos como
colores tenga la luz compleja original. Recogiendo en
una pantalla, o en una placa fotográfica, todos los
rayos de luz que salen del prisma, se obtendrán una
serie de rayas o bandas. Estas imágenes reciben el
nombre de rayas espectrales, y al conjunto de
todas ellas se le denomina espectro
Pantalla
Rendija
Prisma
Vista de
frente
Luz
El espectro es el análisis de las distintas radiaciones
(o longitudes de onda) emitidas por un foco luminoso
Clases de Espectros
1. De emisión, si son originados por cuerpos incandescentes. Se dividen en:
a)
Continuos, si poseen todos los colores de la luz blanca (rojo, naranja, amarillo, verde, azul,
índigo y violeta); por ejemplo, el espectro emitido por el filamento incandescente de una
bombilla. En general, los espectros continuos proceden de sólidos y líquidos
incandescentes.
b)
Discontinuos, si solamente contienen algunos colores de los siete que componen el espectro
visible. Estos pueden ser:
i. De bandas, si la franja coloreada es suficientemente ancha. Proceden de gases y vapores
en forma molecular
ii. De rayas, si la franja coloreada se reduce a una línea. Proceden de gases y vapores en
forma atómica. En realidad, los espectros de bandas están constituidos por una serie de
rayas muy próximas entre si, pudiendo resolverse la banda si la dispersión es grande.
2. De absorción, son los obtenidos por absorción parcial de las radiaciones emitidas por un foco luminoso
cuando la luz producida por él atraviesa una sustancia en estado gaseoso, ya que todo gas o vapor
absorbe, a cualquier temperatura las mismas radiaciones que es capaz de emitir si estuviera
incandescente (ley de Kirchhoff). Por ejemplo: si se utiliza vapor de sodio en una experiencia de absorción,
se observarán dos rayas oscuras en la zona del espectro luminoso cuya posición coincide, precisamente,
con la de la radiación amarilla que emite el vapor de sodio incandescente.
Espectro Visible
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Tema 2: Estructura Atómica de la Materia
f
1020
1018
1016
1014
1012
1010
108
106
Hz

10-12
10-10
10-8
10-6
10-4
10-2
1
102
m
Rayos X
UV
Rayos 
400 nm
500 nm
V
i
s
i
b
l
e
Infrarrojo
-Ondas
TV
600 nm
Radio
700 nm
Ecuación de Rydberg
El espectro del átomo de hidrógeno fue el primero que se interpretó, al ser el más sencillo por tener un único
electrón. Rydberg propuso una ecuación empírica que permitía calcular la colocación de sus líneas espectrales:
1
1
1
=-R · 2 - 2
λ
n1 n2
Siendo n1 < n2 y R la constante de Rydberg = 1’097 · 10 7 m-1
Balmer, en 1885, descubrió que las líneas del espectro del hidrógeno estaban agrupadas en series. Cada una de
estas series recibe el nombre del investigador que las estudió
Series del espectro del átomo de hidrógeno
Serie
n1
n2
Zona del Espectro
Lyman
1
2,3,4,…
UV
Balmer
2
3,4,5,…
Visible
Paschen
3
4,5,6,…
Brackett
4
5,6,7,…
Pfund
5
6,7,8,…
Infrarrojos