Estructura del Átomo Química...
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Estructura del Átomo Química Cuántica
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Estructura del Átomo
Química Cuántica
Anécdota del gato de Scrödinger
Descripción de fenómenos no observables en términos
probabilísticos
http://www.youtube.com/watch?v=JC9A_E5kg7Y
Finales siglo XIX, todo fenómeno parecía explicable...
MECÁNICA DE NEWTON ÓPTICA ELECTROMAGNÉTICA DE MAXWELL
Sin embargo, tres experienciasobligarían a la física experimentar
un cambio drástico
NUEVOS CONCEPTOS, NUEVAS IDEAS PARA ENTENDER LOS FENÓMENOS NATURALES
Históricamente hablando…1911
La estructura del átomo válida hasta el momento era la propuesta por E. Rutherford, modelo que explicaba a la perfección el experimento de la lámina de oro.
Aparecen los conceptos de:
• Número atómico (Z) = Número de protones• Número de neutrones (N)• Número másico (A) = Z + N• Número de electrones (se suele reflejar en la carga
iónica)
+/- cCarga iónica
Podemos tener pues ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO (igual Z) con DISTINTO NÚMERO DE NEUTRONES (distinto A). Es lo que llamamos ISÓTOPOS de un elemento
Cada isótopo tiene su propia abundancia en la naturaleza… ¿cuál es entonces la masa atómica de un elemento?
DEPENDERÁ DE LA ABUNDANCIA RELATIVA DE CADA UNO DE LOS ISÓTOPOS DE ESE ELEMENTO, EN LA NATURALEZA.
1. LA CRISIS DE LA FÍSICA Y LA QUÍMICA CLÁSICAS
Pocos años después de la propuesta de Rutherford, una serie de experimentos dan lugar a fenómenos inexplicables por las teorías clásicas de la física y los modelos atómicos del momento.
Por lo que respecta a la química….
Experimentos que resultan de la interacción entre la radiación y la materia: LOS ESPECTROS ATÓMICOS
Concepto previo: El espectro electromagnético de radiación
Para todas las radiaciones se cumple
C = λ . f
El espectro de la luz blanca es un continuo de radiaciones, que van desde el rojo al violeta
Luz blanca natural
1.1 Espectros atómicos
Al meter entre el haz de luz blanca y el prisma una muestra de gas hidrógeno el espectro presenta una las líneas negras A DETERMINADAS FRECUENCIAS
H2
El hidrógeno absorbía solo determinadas partes de la luz blanca, determinados valores de energía
ESPECTROATÓMICO DE ABSORCIÓN DEL HIDŔOGENO
Luz blanca natural
Si el hidrógeno es previamente excitado y estudiamos la radiación emitida
El ESPECTRO ATÓMICO DE EMISIÓN del H2 se complementa con el de absorción. EL HIDRÓGENO SOLO ABSORBE RADIACIÓN DE DETERMINADAS ENERGÍAS Y NO OTRAS
H2
1. CRISIS DE LA FÍSICA CLÁSICA
1.2 Radiación térmica del cuerpo negro
CUERPO NEGRO (HIPOTÉTICO)
Hay cuerpos que se pueden comportar de manera similar
Se estudió la radiación emitida por el cuerpo negro en función de su temperatura
Se estudió la radiación emitida por el cuerpo negro en función de su temperatura
La física clásica hizo predicciones aplicando la teoría electromagnética de Maxwell a cerca de la relación entre la energía emitida por el cuerpo
negro en forma de radiación y λ
La predicción clásica es: MENOS λ → MAS f → MAS ENERGIA
RESULTADOS
EN
ER
GÍA
A LONGITUDES DE ONDA ALTAS LAS PREDICCIONES COINCIDEN
A LONGITUDES DE ONDA BAJAS (ALTAS FRECUENCIAS) HAY DISCREPANCIAS
ESTO SE CONOCIÓ COMO CATÁSTROFE ULTRAVIOLETA
NUEVO CONCEPTO PARA LA EMISIÓN DE LA ENERGÍA: IDEA DE LA CUANTIZACIÓN DE LA
ENERGÍA
Max Planck (1900)
La energía está CUANTIZADA, cada átomo vibra con frecuencia ν,
emitiendo un paquete de energía E = h . ν
La energía total es múltiplo entero de ese valor
Con esta idea, era lógico que, para una temperatura concreta, los átomos vibran con
frecuencia concretas por lo que el valor del cuanto de energía, E = h.ν, es distinto.
Los valores de energía total registrada serían dependientes del valor de la frecuencia de la
radiación, cada f tiene asociado un máximo de energía
1.3 El efecto fotoeléctrico
Placa CPlaca A
FRECUENCIA UMBRAL
( o ta
mb
ién
V d
e fre
na
do
)
La física clásica no explica que:
1. El fenómeno sea instantáneo
2. Que exista una frecuencia umbral (mínima) f0
3. Que la intensidad de la radiación no influya en la Ec de los electrones emitidos, solo en el número de ellos
que son extraídos (en la I de corriente)
NUEVO CONCEPTO: La naturaleza corpuscular de la luz (LOS FOTONES).
La luz está formada por partículas llamadas
FOTONES, cuya energía depende de la
frecuencia de dicha luz. E = h.v
La energía del fotón se reparte de la siguiente
manera al alcanzar un electrón del metal
h.v = W0 + Ec
Energía del fotón
TRABAJO DE EXTRACCIÓN
Energía cinética (velocidad)
Realmente el modelo corpuscular de la luz no es una idea nueva, se basa en la concepción de
Newton así como en la idea de la cuantización de Planck
Finalmente esta teoría convive con el modelo ondulatorio, SE DICE QUE LA LUZ TIENE UNA
NATURALEZA DUAL ONDA-CORPÚSCULO
Sin embargo esto va a tener implicaciones más importantes...
1.3 Estudio de los espectros atómicos
Un espectro es el conjunto de radiaciones emitidas o absorbidas por un cuerpo y que puede ser estudiadas en función de si frecuencia
Un joven científico llamado Niels Bohr (1885-1962) piensa que la solución a esto debe estar en cómo son los átomos, y que no son exactamente como Rutherford había dicho)
El modelo de Bohr1. El núcleo del átomo es positivo y contiene los protones y los neutrones
2. Los electrones describen ÓRBITAS CIRCULARES alrededor del núcleo
3. Esas órbitas no pueden ser cuales quiera, tienen que tener un VALOR DE RADIO DETERMINADO Y NO OTRO. Esto se conoce como CUANTIZACIÓN de las órbitas atómicas
4. Los electrones pueden cambiar de órbita absorbiendo o emitiendo energía mediante FOTONES. Estos fotones se relacionan con las líneas del espectro a determinadas frecuencias
Fotón de energía concreta, E = h.v
Al absorber el fotón, el electrón pasa a órbitas superiores
Ese fotón absorbido se relaciona con una línea del espectro de absorción
Posterior a la excitación del electrón ocurre su relajación, la vuelta a la órbita inicial, que ocurre EMITIENDO UN FOTÓN
Las líneas del espectro de emisión se relacionan con los fotones emitidos cuando los electrones vuelven a órbitas de menor energía
Incluso se atreve a dar un soporte matemático a su modelo,
cuantificando la energía de las transiciones de los electrones
(ver ecuación página 53)
Al valor de n, que representa las órbitas correspondientes se le llamó
número cuántico principal
Ejercicio de aplicación
Como las órbitas tiene radios concretos los fotones también son de energía concreta, por ellos solo aparecen líneas de frecuencia concreta en el espectro, SE HABÍA APLICADO LA IDEA DE CUANTIZACIÓN DE LA ENERGÍA AL ÁTOMO, esa fue la genial idea de Bohr
Aportaciones claves de Bohr
1. Introduce el concepto de energía cuantizada en el átomo (LA IDEA NO ES SUYA).
1. Explica de forma muy eficaz el aspecto de los espectros atómicos de muchos elementosmediante la idea del fotón (LA IDEA NO ES SUYA)
1. Justifica adecuadamente el comportamiento de la materia ante las radiación electromagnética
Sin embargo al observar los espectros con detalle...
Al observarlascon más detalle o bajo el efecto de un campo B externo SE DESDOBLAN
Se necesita una manera “distinta”
de entender los átomos... y que
dará lugar a una física y química
moderna, con otro punto de vista…
Postulados de la mecánica
cuántica
La Física y Química cuántica se basa en tres postulados que rompen con la idea clásica del átomo, que como ya hemos visto, es incapaz de resolver el problema de los espectros y en general los fenómenos de radiación-materia
La luz, que fue principalmente una onda, puede comportarse como un haz de partículas (A.
Einstein), pero...
¿PUEDE UNA PARTÍCULA, COMO LOS ELECTRONES, COMPORTARSE COMO
ONDA?
Seguimos pues proponiendo hipótesis
nuevas sobre el comportamiento de los
átomos u sus constituyentes
Comprobación de Davisson y Germer
Hicieron pasar un haz de electrones a través de un orificio muy pequeño y...
Los electrones experimentaban el fenómeno de la difracción, típico de las ondas
PRIMER POSTULADO: las partículas y cualquier cuerpo en movimiento también se comportan como ONDA: PRINCIPIO DE LA DUALIDAD
ONDA-CORPÚSCULO
SEGUNDO POSTULADO: Principio de INCERTIDUMBRE de HEISENBERG
Parecía que intentar determinar la posición exacta de una partícula subatómica definiendo a la perfección su posición y velocidad era inviable
PARA ESTUDIARLO HAY QUE INTERACCIONAR CON ÉL MODIFICAMOS SU POSICIÓN Y VELOCIDAD AL INTETAR DETECTARLO
Además, al tener un comportamiento ondulatorio apreciable no se comportar como un cuerpo con contornos perfectamente definidos (CONSECUENCIA DE LA DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO)
Se comete siempre un error al determinar su posición y su
velocidad (o momento lineal)
∆X = Incertidumbre en la posición (error cometido al medirla)
∆p = Incertidumbre en el momento lineal, donde p = m.v
Se cumple que:
∆x . ∆p > h / 4π
Relación de incertidumbre
Estos es, cuanto menos error cometo al determina x más error cometo al determina p (velocidad) y viceversa
No podemos describir el átomo a partir de trayectorias definidas de sus electrones, debemos recurrir a
otra manera de describir el comportamiento de los electrones
en el átomo, y así justificar la naturaleza de los espectros
atómicos.
Si los electrones se comportan como ondas, ¿por qué no describirlos a partir de funciones de onda?
La cuestión es…¿CÓMO OBTENER ESAS FUNCIONES DE ONDA?...
Su estados, que están cuantizados, se caracterizarán por esos valores de energía
TERCER POSTULADO: Modelo ondulatorio del átomo
Erwin Schrödinger
Al resolver la ecuación de Schrödinger para el hidrógeno, el
resultado son FUNCIONES MATEMÁTICAS llamadas
ORBITALES, representadas por la letra Ψ, que representa EL ESTADO
DEL ELECTRÓN.
¿Qué información nos ofrecen?
Distancia de máxima probabilidad
Como se reparte la probabilidad de encontrar al electrón según la distancia al
núcleo
¿Qué información nos ofrecen?
Como se
distribuye la
probabilidad
en el espacio
Esos orbitales se identifican mediante TRES NÚMEROS, llamados NÚMEROS CUÁNTICOS, cada uno de ellos con un significado diferentes y relacionados entre sí:
Número cuántico Letra que lo
representa
Significado Valores que puede
tomar
Principal n Energía del
orbital/tamaño
1, 2, 3, 4…
Azimutal/ de
momento angular l Forma del orbital/
Tipo
0…n-1
Nº cuántico
magnético mlOrientación del
orbital
-l...0…+l
Para representarlos en nuestro cuaderno usaremos la siguiente simbología:
2s2
Valor de nTipo de orbital
Número de electrones en ese orbital
¿Y como ocuparán los electrones esos orbitales?
Los electrones “ocuparán” esos orbitales atendiendo a tres normas
básicas (PRINCIPIOS DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA)
1. PRINCIPIO DE AUFBAULos orbitales empiezan a ocuparse desde el menos
energético al más energético (Según n)
Con átomos polielectrónicos, el efecto de repulsión entre electrones hace que no solo influya el valor de n en la energía del orbital (dejan de
ser degenerados).El orden de energía de los orbitales
en átomos polielectrónicos es:
(ver página 59 apuntes)
Para ir rellenando esos orbitales pues usaremos el siguiente
diagrama
2. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Cada orbital aloja a un máximo de dos electrones, pero deben distinguirse al menos en un número
cuántico, el espín (ms) que puede valer +1/2 o -1/2
2s2
ms = +1/2 ms = -1/2
3. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Para un grupo de orbitales con igual n y l, los electrones se irán colocando lo más desapareados
posibles.
2p4
Aplicaciones de la física cuántica: Microscopio electrónico de transmisión
Aplicaciones de la física cuántica: Microscopio electrónico de barrido
Relación entre el ordenamiento periódico de los elementos y la
configuración electrónica
Muy anteriormente al modelo atómico ondulatorio los elementos químicos habían sido ordenados según su número atómico
(Dimitri Mendeléyev).Así se obtiene un ordenamiento de los elementos que los agrupa por columnas, de forma que aquellos elementos de la misma columna (GRUPO) tienen propiedades parecidas
Sin embargo hasta el momento no se había encontrado relación
entre ese ordenamiento y los modelos atómicos propuestos, salvo
en lo que se refiere al número atómico (Z)
Ahora sabemos mas…
Debemos recordar la forma real de la tabla
periódica…sobre todo en los periodos 6 y 7
