TEMA 2

ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y SISTEMA

PERIÓDICO(1ª parte)

Fernando Granell Sánchez

Contenidos• 1.- Desarrollo histórico de las teorías atómicas• 2.- Primeras experiencias: tubos de descargas• 3.- Bases experimentales:• 1.1.- Hipótesis de Planck. • 1.2.- Efecto fotoeléctrico. • 1.3.- Espectros atómicos de absorción y emisión. • 4.- Modelos atómicos clásicos:• 4.1.- Modelo atómico de Bohr. • 4.2.- Interpretación de los espectros atómicos. • 5.- Mecánica cuántica moderna: Hipótesis de De Broglie, Principio de Incertidumbre

de Heisemberg y Ecuación de onda de Schrödinger• 6.- Números cuánticos. Orbitales atómicos.• 7.- Estructura electrónica y su importancia en la reactividad de los elementos.• 7.1.- Principio de exclusión de Pauli. • 7.2.- Regla de Hund. • 7.3.- Principio de mínima energía o principio de Aufbau.• 8.- Partículas subatómicas en la actualidad

• Griegos: átomo, sin división

“...no hay sino átomos y espacio, todo lo demás es solamente una opinión”. Democritus de Abdera

400a.C.

1803

1895

1896

1897

1898

1909

1911

Demócrito

Materia=átomos

J. Dalton

Teoría atómica

W. Roentgen

Rayos X

H. Becquerel

Radioactividad

J.J. Thomson

Electrón

M. y P. Curie

Radio y polonio

R. Millikan

Carga-electrón

E. Rutherford

Núcleo átomo

1913

N. Bohr

Modelo capas

DESARROLLO HISTÓRICO DE LOS MODELOS ATÓMICOS

Teoría atómica de Dalton (1808 y 1810)

•La materia está compuesta de partículas muy pequeñas (que no podemos ver)llamadas átomos.•Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades.•Diferentes elementos están hechos a partir de diferentes átomos.•Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o máselementos, en un átomo compuesto.•Los átomos son indivisibles y conservan sus característicasdurante las reacciones químicas.•En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporcionesnuméricas simples. Por ejemplo, un átomo de A se combina con un átomo de B,dos de A con tres de B, y así sucesivamente.

Gay-Lussac (1808)

Después de estudiar reacciones en gases concluye

..los gases se combinan siempre en la relación más simplecuando interactúan entre sí, siendo las relaciones 1:1, 1:2 y 1:3.

1 volumen de nitrógeno +3 volúmenes de hidrógeno = 2 volúmenes de amoníaco1 volumen de oxígeno +2 volúmenes de hidrógeno = 2 volúmenes de agua1 volumen de nitrógeno +1 volumen de oxígeno = 2 volumen de monóxido de nitrógeno1 volumen de hidrógeno +1 volumen de cloro =2 volumen de cloruro de hidrógeno

Resultados nunca aceptados por Dalton

Tomemos el último ejemplo para mostrarel malestar de Dalton

H

+

Cl HCl HCl

¿Cuál sería la predicción de Dalton?

Amadeo Avogadro (1776-1856)

Hipótesis de Avogadro•Los átomos de un gas pueden combinarse entre sí, formandomoléculas integrales (átomos compuestos) de dos o másátomos del mismo elemento.•Volúmenes iguales de diferentes gases deben de contenerel mismo número de moléculas.

Aplicando la hipótesis de Avogadro:

H

+

Cl HCl HCl

Experiencias en tubos de descarga

tubos de Crookes (1878)

Rayos catódicos

- Se alejan del cátodo en línea recta

- Están provistos de gran energía cinética

- Se comportan como una corriente eléctrica negativa

Rayos canales (Goldstein 1886)

- Son partículas cuya masa depende del gas

encerrado

- Su masa es mucho mayor que la del electrón

- Se comportan como una corriente eléctrica positiva

Consecuencia de los estudios anteriores:

Modelo atómico de Thomson (Premio Nobel de Física 1906)

“El átomo está formado por un conjunto de electrones incrustados en una masa esférica cargada positivamente, como si fuera un pudin con pasas”

Así se explicaban:

-Los rayos catódicos constituidos por electrones que se desprenden

-Los rayos canales constituidos por el resto positivo que queda

Experiencia de Rutherford - Bombardea con partículas una lámina de oro. - La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse - Algunas se desvían de su trayectoria (un 0,1%) - Algunas rebotan (una de cada 20.000)

Modelo atómico de Rutherford (Premio Nobel de Física 1908)

- La mayor parte de la masa y toda la carga positiva se concentra en una zona central, muy pequeña y muy densa: el núcleo.

- Los electrones se colocan alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares: corteza electrónica

Además postula la existencia de una partícula neutra

Otros hechos experimentales

Hipótesis de Planck (Premio Nobel de Física 1918)

Era conocido que los cuerpos sólidos calientes emiten radiación que depende de la temperatura a la que se encuentren.

Planck, en 1900 estudia la radiación del cuerpo negro y concluye:

“ La energía emitida por el cuerpo negro mediante la radiación de una determinada frecuencia era múltiplo de una cantidad de energía que llamó cuanto y era independiente de la temperatura” E = h.f

Otros hechos experimentales

Efecto fotoeléctricoConsiste en la emisión de electrones por un material cuando se le

ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general). El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz

en 1887. La explicación teórica solo fue hecha por Albert Einstein en 1905

quien basó su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck.

Más tarde Millikan pasó diez años experimentando para demostrar que la teoría de Einstein no era correcta... y demostró que sí lo era. Eso permitió que Einstein y Millikan compartiesen el premio Nobel en 1921 y 1923 respectivamente.

Energía de un fotón = h.fEnergía umbral = h.foSe desprende un electrón con energía cinética: Ec = h.f – h.fo

fotones

Otros hechos experimentales

Espectros de emisión y absorciónCada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque

solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos.

Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión.

Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.

http://personales.ya.com/casanchi/fis/espectros/espectros01.htm

El espectro más sencillo es el de hidrógeno: de absorción y de emisión

La espectroscopía

La espectroscopia se inició a mediados del siglo XVIII como una ciencia empírica esto es, sin un fundamento teórico que la respaldara, mucho antes de que se establecieran los modelos explicativos del comportamiento del átomo, pero no por eso fue menos importante, ya que ayudó a identificar un gran número de sustancias, y permitió conocer la composición del sol y de las estrellas, cosa que muchos consideraban imposible. Sin embargo el elemento helio primero se identificó en el espectro solar, antes de que fuera posible encontrarlo en nuestra atmósfera.

Desde finales del siglo XVIII, a partir de la experiencia realizada por Newton de descomponer la luz utilizando un prisma, fue posible observar que el espectro luminoso proveniente del Sol presentaba una discontinuidad en forma de líneas oscuras, que posteriormente fueron estudiadas por Fraunhoffer entre 1814 y 1824.

Gracias a la percepción matemática de algunos espectroscopistas como Balmer y Paschen, se pudo descubrir que la longitud de onda de las líneas espectrales del hidrógeno obedecían una regularidad numérica.

Durante la última década del siglo XIX los espectroscopistas atómicos Balmer y Rydberg descubrieron que las longitudes de onda de las líneas de emisión del hidrógeno a altas temperaturas se podían expresar matemáticamente de una manera sencilla, combinando los cuadrados de los primeros números enteros. Aunque se trataba de una relación empírica que de momento no tenía explicación teórica, permitía predecir algunas líneas espectroscópicas que no habían sido previamente observadas, lo cual le confería gran credibilidad.

Modelo atómico de Bohr (1913) (Premio Nobel de Física 1922)

1º Postulado: El electrón se mueve alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares, estacionarias, sin emitir energía.

2º Postulado: Las órbitas permitidas son aquellas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2, donde h es la constante de Planck:

donde n recibe el nombre de número cuántico principal y define los niveles permitidos alrededor del núcleo. 3º Postulado: Siempre que un átomo absorbe o emite energía lo hace mediante cuantos completos y es como consecuencia de que el electrón experimenta un tránsito entre niveles.

E= Ef – Ei = h.f

Modificaciones a la teoría de Bohr

El modelo de Bohr no podía explicar:- El desdoblamiento de rayas espectrales, realizado con instrumentos más

precisos.- El desdoblamiento de rayas espectrales al someter a la muestra a un campo

magnético intenso.

Sommerfeld (1916):El electrón podía describir órbitas circulares y elípticasLa energía del electrón depende de dos números cuánticos,

el principal y el secundario, definido por la excentricidad de la órbita.

Zeeman (Premio Nobel de Física 1902)

Definió el tercer número cuántico, o magnético, por las orientaciones de la órbita del electrón en el espacio.

Goudsmitt y Uhlenbeck

Definieron el cuarto número cuántico, de spin al proponer la rotación del electrón sobre sí mismo

Mecánica cuántica moderna

Dualidad onda-corpúsculo:

Louis de Broglie (Premio Nobel de Física 1929)

“Toda la materia presenta características tanto ondulatorias como corpusculares comportándose de uno u otro modo dependiendo del experimento específico”. (Tesis doctoral, 1924).

Es decir, toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, cuya longitud de onda es:

Principio de Incertidumbre de Heisemberg (Premio Nobel de Física 1932)

Afirma que no se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un objeto dado. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal. (1927)

Como consecuencia de la mecánica cuántica, el electrón en el átomo ya no puede considerarse como una partícula que describe una trayectoria precisa alrededor del núcleo, sino que debemos admitir una inexactitud inherente en la determinación de su posición y, por lo tanto, incorporar el concepto de orbital en sustitución del de órbita.

“Orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada”.

Ecuación de onda de Schrödinger (Premio Nobel de Física 1933)

Describe la dependencia temporal de los sistemas mecanocuánticos. Es de importancia central en la teoría de la mecánica cuántica, donde representa un papel análogo a las leyes de Newton en la mecánica clásica.

Trata de escribir una ecuación para la onda asociada de De Broglie que para escalas macroscópicas se redujera a la ecuación de la mecánica clásica de la partícula.

Incorpora las condiciones que debe cumplir cada electrón para que el átomo sea estable. En ella interviene la energía, la masa y la función de onda del electrón (

El cuadrado de la función de onda, representa la probabilidad de encontrar al electrón

en una región del espacio, alrededor del núcleo, es decir, el orbital.

Números cuánticosLas soluciones de la ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n, l, m l y

s.

n Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, …)

l Número cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1))

ml Número cuántico magnético (ml = -1, 0, + 1)

s Número cuántico de spin ( s = +/- ½ )

El número cuántico principal está relacionado con el tamaño del orbital y el valor de la energía.

El número cuántico secundario esta relacionado con la forma del orbital, con el momento angular y con la energía del orbital. Se le asignan las letras:

l = 0 s (sharp, definido); l = 1 p (principal); l = 2 d (difuso); l =3 f (fundamental).

El número cuántico magnético está relacionado con la orientación del orbital en el espacio.

El número cuántico de spin está relacionado con la rotación sobre su eje del electrón, generando un campo magnético con dos posibles orientaciones según el giro.

Forma de los orbitales

Configuración electrónica de los átomos

La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de configuración electrónica. Cuando ésta es la de menor energía se trata de la configuración electrónica fundamental. En cualquier otra configuración electrónica permitida con un contenido energético mayor del fundamental se dice que el átomo está excitado.

La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de tres reglas:

Principio de exclusión de Pauli (propone en 1924 el cuarto número cuántico, de spin) (Premio Nobel de Física 1945)

En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Al menos han de diferenciarse en uno de ellos. (1925)

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (igual contenido energético) lo harán lo más desapareado posible, con espines paralelos.

Principio de mínima energía o Aufbauprinzip

Los electrones entran en los orbitales en orden creciente de energía, dado por la suma de los números cuánticos principal y secundario, n + l. A igual número de la suma predominará el del número cuántico principal más bajo.

Diagrama de Moeller para el llenado de los orbitales

Partículas subatómicas en la actualidad

Clasificación según el valor de su spin

Bosones, que son partículas con spin entero (s = 0, 1, 2, ...): el fotón (g), cuyo spin es cero, los bosones vectoriales W+ ,W- y Z0, con spin 1.

Fermiones, que son partículas con spin semientero (s = 1/2, 3/2, ...): electrón, protón y neutrón

Clasificación según su estructura interna

Leptones: Los leptones son auténticas partículas elementales , lo que quiere decir que carecen de estructura interna.

NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA SPIN ANTIPARTÍCULA

Electrón e- 0'51 -1 1/2 e+

Muón - 106 -1 1/2 +

Tauón - 1800 -1 1/2 +

Neutrino electrónico e 0 0 1/2      

Neutrino muónico 0 0 1/2       

Neutrino tauónico 0 0 1/2      

Hadrones: Los hadrones no son en realidad partículas elementales, ya que tienen una estructura interna y pueden desintegrarse dando como productos otras partículas. Los podemos clasificar en dos tipos:

Mesones que son bosones (spin entero) e incluyen a los piones. Cuando se desintegran dan leptones y fotones.

Bariones que son fermiones (spin semientero) e incluyen, entre otras partículas, a los protones y los neutrones

NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA SPIN L B ANTIPARTÍCULA

Protón p 938'28 +1 1/2 0 1     

Neutrón n 939'57 0 1/2 0 1     

Partícula Lambda o 1115'6 0 1/2 0 1       

Partícula Sigma + 1189'4 +1 1/2 0 1

Partícula Sigma 0 1192'5 0 1/2 0 1

Partícula Sigma - 1197'3 -1 1/2 0 1

Partícula Xi 0 1314'7 0 1/2 0 1

Partícula Xi - 1321'3 -1 1/2 0 1

Partícula Omega - 1672'2 -1 3/2 0 1

Pión negativo - 140 -1 0 0 1

Pión neutro o 135 0 0 0 1 o

Pión positivo 140 +1 0 0 1 -

Teoría de los quarks

En 1964 Murray Gell-Mann y Georges Zweig propusieron una teoría para explicar la constitución interna de los hadrones: la teoría de los quarks. Según esta teoría

los hadrones están compuestos de otras partículas elementales, que denominaron quarks

NOMBRE SÍMBOLO MASA CARGA SPIN L B ANTIPARTÍCULA

Up (arriba) u 3 + 2/3 1/2 0 1/3       

Down (abajo) d 7 - 1/3 1/2 0 1/3       

Strange (extraño) s 120 - 1/3 1/2 0 1/3      

Charm (encanto) c 1200 + 2/3 1/2 0 1/3      

Bottom (fondo) b 4200 - 1/3 1/2 0 1/3       

Top (cima) t 175.000 + 2/3 1/2 0 1/3      

¿Podemos ver átomos?

Átomos de Níquel

Imágenes obtenidas con Microscopio de Barrido de Efecto Túnel

Fe sobre Cu

...vemos átomos...

Superficie de átomos de Níquel con un átomo de Xenón unido

... y más átomos...

Átomos de platino

...“escribimos” con átomos...

Átomos de Xenón sobre superficie de Níquel

...en varios idiomas...

Átomos de Hierro sobre superficie de átomos de cobre

Si quieres conocer quienes son vete a:

http://es.wikipedia.org/wiki/Congreso_Solvay

5º Congreso Solvay. Bruselas 1927. Diecisiete de los veintinueve asistentes eran o se hicieron ganadores de Premio Nobel

Si quieres conocer quienes son vete a:

http://es.wikipedia.org/wiki/Congreso_Solvay

El 29 de septiembre de 1954, nació formalmente el CERN (siglas de Consejo Europeo para la Investigación Nuclear, llamado así aún hoy por motivos históricos). En las cercanías de Ginebra se han dibujado las circunferencias aproximadas de los túneles de los aceleradores LEP/LHC(de 8,5 km de diámetro) y el SPS (de más de 2 km de diámetro). A la derecha se ve, casi entera, la pista del aeropuerto de Ginebra y encima el lago Léman.