2

Los primeros pasos de la química

Leyes ponderales: ley de conservación de la masa y ley de proporciones definidas

NADA SE CREA, NADA SE DESTRUYE. Estudio de los gases por Gay-Lussac. Medir con

precisión volúmenes y temperaturas VOLTA (1800): DESCUBRE LA PILA ELECTRICA Hipótesis de Avogadro. “A una presión y a una temperatura

determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”.

Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac). “A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

Alessandro Volta muestra su pila eléctrica ante Napoleón Bonaparte en 1800. Florencia

3

John Dalton publica en 1808 publica su famosa teoría atómica:

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.

4

Ley de Dalton

Ley de Proust

Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica

5

Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente las de los gases.

Joseph John Thomson (1856-1940)Joseph John Thomson (1856-1940)

Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa.

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. Dio 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.

1906

6

El modelo atómico de Thomson

Por ser tan pequeña la masa de los electrones, J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico.

Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin).

7

¿Qué explicaba el modelo de Thomson?

La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.

La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión.

catión anión

Átomo neutro

8

Experimento de Rutherford

El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimento de Rutherford".

Cuando una fuente de partículas atravesaba una fina lámina de oro se observaba en una pantalla fluorescente que la mayoría seguían en línea recta, mientras que algunas rebotaban y unas pocas partículas alfa rebotaban hacia la fuente de emisión

9

Esto es lo que teóricamente, debía

haber sucedido, todos los rayos debían pasar

sin desviarse

Lo que realmente sucedía era que las partículas , que eran

positivas, se desviaban

Esto sugirió un modelo hueco en el que la mayoría de la masa (positiva) se encontraba concentrada en un núcleo.

10

Modelo atómico de Rutherford

Ernest Rutterford (1871-1937)

El modelo del átomo de RUTHERFORD: con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.

Todo átomo está formado por un núcleo y corteza.

El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, formado por un número de protones igual al NÚMERO ATÓMICO, donde se concentra toda la masa atómica.

Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones.

Si el átomo fuera del tamaño de un balón de fútbol, el núcleo tendría un tamaño como el de la siguiente letra O.

1908

11

Explicación del experimento de Rutherford

La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio 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, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

12

Descubrimiento del protón (Rutherford 1919)

• Observó que al bombardear distintos átomos (N, B, Ne, F, Na…) con partículas alfa, se emitían partículas positivas.

• Esas partículas eran idénticas a las que se producían cuando se arrancaban electrones de los átomos de hidrógeno.

• Emitió la siguiente hipótesis: todos los núcleos contienen núcleos de hidrógeno, a los que llamó protones.

13

¿Cómo explicar que sea estable el núcleo de cualquier átomo, formado por protones a 10-13 cm?• Entre los protones deben existir partículas

neutras: neutrones

• (Los neutrones fueron descubiertos 12 años más tarde por Chadwick)

• Entre protones y neutrones existen intensas fuerza de atracción, que no es de tipo eléctrico ni gravitatorio.

James Chadwick (1891-1974)

1935

14

Partículas constituyentes del átomopartícula Carga Masa

electrón

-e = -1,6.10-19 C 0,00055 u = 9,1.10-31 Kg

protón +e = 1,6.10-19 C1,0076 u = 1,673.10-27 Kg

neutrón 0 1,0090 u = 1,675.10-27 Kg

15

Resumen del modelo atómico de Rutherford En el centro de cada átomo hay un núcleo donde

está concentrada toda la masa, y que tiene carga positiva (protones y neutrones).

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, de carga negativa y masa despreciable. Los electrones en su órbita tienen una energía, que es menor cuanto más cerca del núcleo se encuentren.

Cada elemento está caracterizado por su número atómico (Z) que indica el nº de protones. Si el átomo es neutro, ese será también su número de electrones

El nº de partículas en el núcleo es el número másico (A)

16

Manera de caracterizar un elemento: X

XAZ Símbolo del elemento

Número atómico

Número másico

Na2311

Z=11 Tiene 11 protones en su núcleo

A=23 Tiene 23 partículas en su núcleo(23-11)=12 serán neutrones

Si el átomo es neutro, en su corteza habrá 11 electrones

Átomo de sodio

17

Todos los átomos de un mismo elemento (X) tienen el mismo número atómico (Z), es decir, el mismo número de protones

Átomos con el mismo número atómico (Z) pueden tener distinto número másico (A), es decir, pueden tener distinto número de neutrones. Se dice que son átomos isótopos.

¿Cuáles son isótopos?

Cl3517 Cl36

17H11 H21H31 C126C14

6

18

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (Z), es decir, el mismo número de protones

Si el átomo es neutro, su nº de electrones es ZSi es un catión, su nº de electrones es menor que ZSi es un anión, su nº de electrones es mayor que Z Cl17

Anión cloruro: 17 protones, 18 electrones

212

Mg Catión magnesio (II): 12 protones, 10 electrones

216

S Anión sulfuro: 16 protones, 18 electrones

19

Pero el modelo de Rutherford no explica que…

Los átomos de un mismo grupo no se parecen ni en su masa ni en su número atómico.¿En qué se parecen entonces?, ¿por qué se combina de forma tan parecida con otros elementos?

Átomos de parecida masa atómica y número atómico (F y Na), (Cl y K), ¿por qué se comportan de forma tan distinta?

20

Los fenómenos de electrización

pusieron de manifiesto, la naturaleza eléctrica de la materia

Hay 2 tipos de cargas eléctricas: positiva y negativa. dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen.

La materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. cuando adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro STONEY (1874) ACUÑO EL TERMINO ELECTRÓN PARA DESCRIBIR LA PARTÍCULA QUE CIRCULABA POR UN CIRCUITO ELÉCTRICO.

21

El átomo es divisible

FARADAY(1833): Establece los primeros indicios

sobre la naturaleza eléctrica de los átomos.

POSTULA: El peso de una sustancia

dada que se deposita en un electrodo por una cierta cantidad de electricidad es siempre el mismo.

Los pesos de las diversas sustancias que se desprenden, depositan o disuelven en un electrodo, por una cantidad fija de electricidad, son proporcionales a los pesos equivalentes de estas sustancias

FARADAY SOSPECHÓ QUE HABIA UNA RELACION ENTRE LA NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA Y LA ATRACCIÓN QUIMICA

Michael Faraday (1791 - 1867)

22

Experiencia: La electrolisis del agua (explicación).

12 V

H2

H 2

O2H 2

O 2

H 2H2

H 2

O2

2H2O 2H2 + O2

23

Rayos catódicos (1875)

William Crookes (1832-1919 )

En 1897, al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, este emitía unas radiaciones que se conocieron como rayos catódicos.

Se observó que los rayos catódicos eran partículas negativas (se desviaban hacia el polo positivo de un campo eléctrico) con gran energía cinética.

La relación carga/masa de los rayos catódicos era igual independientemente del gas del que procedía.

Se supuso que estas partículas deberían estar en todos los átomos.

24

Los rayos canales (1876)

Eugen Goldstein (1850-1930)

Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga además de los rayos catódicos, Goldstein descubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo que llamó rayos anódicos o canales.

La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que depende del gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy superior a la de los electrones.

Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón.

Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos.

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Rayos X (1895)

Wilhelm K. Roentgen (1845 -

1923)

1901

Roentgen, pensó que el tubo emitía, además de los rayos catódicos, algún tipo de radiación desconocida, razón por la cual la denominó Rayos X.

El 22 de diciembre hizo pasar una radiación durante 15 minutos, a través de la mano de su mujer, Bertha, poniendo al otro lado una placa fotográfica. Revelada la placa se vieron las sombras de los huesos de Bertha, realizándose así la primera radiografía de la historia

26

Pierre Curie (1859 - 1906)

Marie Curie (1867 - 1934)

Pierre & Marie Curie

Marie Curie descubrió que había 3 tipos de radiaciones:Las partículas contienen 2 protones y 2 neutrones, como un núcleo de

Helio. Estas partículas tienen una masa que es igual al doble de la molécula del gas hidrógeno, y es la menos energética

Las radiaciones son electrones.Las radiaciones γ, como los Rayos X son formas de radiación

electromagnética

1903 1903 1911

27

Radiactividad natural

Antoine H. Becquerel (1852 - 1908)

En 1895, Roentgen descubrió que los rayos X podían provocar fluorescencia en ciertos materiales. Becquerel quiso saber si lo contrario también era posible: es decir, que una sustancia fluorescente emitiera rayos X. Para verificar esta posibilidad, envolvió uma placa fotográfica con papel, colocó sobre ella cristales de un material fluorescente (un compuesto de uranio) y expuso el conjunto a la luz solar. La luz provocaría fluorescencia en los cristales y ellos pasarían a emitir rayos X, la placa quedaría impresionada.

Registro obtenido por Becquerel en una placa fotográfica de radiaciones emitidas naturalmente.

28

Otras deficiencias del modelo de Rutherford

Cualquier carga en movimiento emite energía: los electrones deberían perder energía, acercar su órbita al núcleo hasta ser atrapados por él

No explica los espectros atómicos

29

Radiación electromagnética (Maxwell 1864).

• La energía desprendida de los átomos se transmite como ondas electromagnéticas (valores fluctuantes del valor del campo eléctrico y campo magnético).

• Se caracterizan por una determinada longitud de onda “” o por su frecuencia “”.( · = c) (c = 300.000 km/s).

• La frecuencia se mide, pues, en s–1 (herzios)• No necesitan para propagarse medio material.

Su teoría sugirió la posibilidad de generar ondas electromagnéticas en el laboratorio, hecho que corroboró Heinrich Hertz en 1887, ocho años después de la muerte de Maxwell, y que posteriormente supuso el inicio de la era de la comunicación rápida a distancia.

James Clark Maxwell

(1831-1879)

30

Espectro electromagnético.

Espectro electromagnético.

31

Espectro atómico de absorciónEspectro atómico de absorción

Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

ESPECTRO DE ABSORCIÓN

Espectro de absorción

32

ESPECTRO DE EMISIÓNESPECTRO DE EMISIÓN

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.

33

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

34

TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCKTEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK

La teoría cuántica se refiere a la energía:

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 fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:

E = h · νE = h · ν

h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo ν: frecuencia de la radiación

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 número entero de cuantos.Max Planck

(1858-1947)

1918

35

Efecto fotoeléctrico Algunos metales emiten electrones al incidir una

determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un

circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor,…

Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “”.

Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.

36

La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “o”.

Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h .

Teoría corpuscular

Albert Einstein (1879-1955)

1921

37

20

1 h ( )

2cinética ionizE m v E h

Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.

Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:

La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “o”.

0ionizE

h

38

Modelo atómico de Böhr Dinamarca (1885-1962)

1911: Doctor U. Copenhague

1911: U. Cambridge, con Thomson

1913: U. Manchester, con Rutherford

1916: Vuelve a la U. Copenhague

Premio Nobel en 1922, por su teoría sobre la estructura del átomo

1939: Ocupación alemana de Dinamarca. Escapa a Suecia y USA.

1940-1945: Equipo de Los Álamos. Se oponía al secretismo, y exigía el control internacional del proyecto de la bomba atómica.

1955: Organiza la I Conferencia Internacional: “Átomos para la paz”

Niels H. David Böhr (1885-1962)

1922

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MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)

El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales.

La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento matemático del modelo de Rutherford.

La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades h .n

El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada λ con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos.

40

Postulados de Böhr

Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Böhr formuló, en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran:

1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía.

2) El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π) ÓRBITAS ESTACIONARIAS

3) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía. 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 ecuación de Planck:

Así, el Segundo 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 cuántico principal n.

Ea - Eb = h · ν

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).

41

Los electrones giran alrededor del núcleo únicamente en órbitas permitidas (radios cuantizados)

42

Atomo de Böhr

electrones en órbitas

núcleo

43

Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno)

n = 1 E = –21,76 · 10–19 J

n = 2 E = –5,43 · 10–19 J

n = 3 E = –2,42 · 10–19 J

En

ergí

a

n = 4 E = –1,36 · 10–19 Jn = 5 E = –0,87 · 10–19 Jn = E = 0 J

44

45

Espectro de

absorción

Espectro de

emisión

46

Cada línea espectral se correspondería con un salto de una órbita a otra para lo cual precisa una cantidad exacta de energía que se corresponde con una determinada frecuencia.

n = 2

n = 3

n = 4n = 5n =

n = 1

Series espectrales

n = 6

Lyman

Paschen

Balmer

Bracket

Pfund

EspectroUV Visible Infrarrojo

SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund

E = h ·

47

Ley de Rydberg .• La relación entre las longitudes de onda de las

distintas rayas del espectro del hidrógeno viene dada por la expresión:

donde n1 y n2 son números enteros > 0 cumpliéndose que n2 > n1. (R = 1,0968 ·107 m–

1)

• Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5 ... Serie Lyman• Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6 ... Serie Balmer• Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7 ... Serie Paschen

2 21 2

1 1 1R

n n

48

Deficiencias del modelo de BöhrAunque explica la existencia de espectros de emisión,

sólo puede explicar los valores obtenidos en el espectro del hidrógeno.

No puede explicar por qué en un mismo espectro hay unas rayas más intensas que otras.

Geometría molecular: no puede explicar por qué unas moléculas son lineales ( CO2) y otras angulares (H2O).

49

Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos.

En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias en el modelo de Bohr).

Los valores que puede tomar este número cuántico principal son los enteros positivos: 1, 2, 3...

Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, aparición de nuevas rayas espectrales con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:

número cuántico secundario o azimutal (l) número cuántico magnético (m) número cuántico de espín (s)

número cuántico secundario o azimutal (l) número cuántico magnético (m) número cuántico de espín (s)

50

Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de SommerfeldNúmero cuántico secundario o azimutal (L): corrección de Sommerfeld

En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; 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 (l), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1

Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2

El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas de algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr.

51

Número cuántico magnético (m).Número cuántico magnético (m).

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, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2

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 .

Número cuántico de espín (s). Número cuántico de espín (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.

52

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 )

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:

Números cuánticos.Números cuánticos.

53

Modelo cuántico actual

Los electrones no son simples corpúsculos que siguen trayectorias determinadas

No se habla de órbitas sino de orbitales: zona en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón

ENTRE 1925 Y 1930, CIENTÍFICOS COMO EL ALEMAN WERNER HEISENBERG, EL AUSTRIACO ERWIN SCHRÖDINGER Y EL INGLÉS PAUL DIRAC DESARROLLARON LA MECÁNICA CUÁNTICA.

54

Principios básicos de la mecánica cuántica

• Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924.“Cada partícula lleva asociada una onda”

• Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en 1927.“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”:

55

Dualidad onda-corpúsculo(De Broglie).

• “Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es:

• Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2 r = n , siendo “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.

h

m v

Louis de Broglie (1892-1987)

1929

56

Principio de incertidumbre (Heisenberg).

• “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”

• Así:

siendo x la incertidumbre en la posición y p la incertidumbre en la cantidad de movimiento.

• Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

hx · p

4

Werner Heisenberg (1901-1976)

1932

57

Modelo mecano-cuántico (para el átomo de Hidrógeno)• El modelo de Bohr indicaba posición y

velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica).

• Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente los números cuánticos n, l y m.

Erwin Schrödinger (1887-1961)

1933

58

Postulados del modelo mecano-cuántico

• “Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”.

• “El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: E = h٠ ”.

• “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”.

El átomo se vería así

59

Orbitales atómicos.• Los electrones se sitúan en orbitales, los

cuales tienen capacidad para situar dos de ellos:

• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6

e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6

e–) 5 orb. “d” (10 e–)

• 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)

5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)

• Y así sucesivamente…

60

Ejemplo: a) Establece cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón;b) Di en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles

Series n l m s

I 0 0 0 +½

II 1 1 0 +½ III 1 0 0 –½ IV 2 1 –2 +½ V 2 1 –1 +½

• Imposible. (n < 1)• Imposible. (l = n)• Posible. Orbital “1 s”• Imposible (m -1,0,1)• Posible. Orbital “2 p”

61

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1,

0, +1, +2, +3).

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2) 

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1)

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico

principal

Forma de los orbitales atómicos

62

Para nombrar un orbital:

1. Se indica el nivel que es el número cuántico principal n

2. Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f)

3. Como superíndice se pone un número que indica el número de electrones que hay en el orbital

Por ejemplo 3s2

Configuraciones electrónicas

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.

63

Colocación de los electrones en un diagrama de energía (I)Colocación de los electrones en un diagrama de energía (I)

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)

• Se rellenan primero los niveles con menor energía.• No se rellenan niveles superiores hasta que no

estén completos los niveles inferiores.

Principio de máxima multiplicidad (regla de

Hund)

• 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).

Principio de exclusión de Pauli.

“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”

Wolfgang Pauli (1900-1958)

1945

Friedrich Hund (1896-1997)

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El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos.

El orden de llenado de orbitales es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente (diagrama de Mouller):

Colocación de los electrones en un diagrama de energía (II)Colocación de los electrones en un diagrama de energía (II)

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1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 fE

nerg

ía

4 s4 p 3 d

5 s

5 p4 d

6s

6 p5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s =

66

fin