Atomos

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Los electrones tienen carga negativa (e- ), y los protones (p+ ) carga positiva y de la misma magnitud que la de la del electrón. La masa del protón es 1835 veces la del electrón. El núcleo atómico está formado por protones y neutrones. Estos últimos tienen casi la misma masa que la de los protones pero no tienen carga eléctrica. El número atómico está dado por el número de protones en el núcleo. La masa atómica está dada por el número de protones y neutrones en el núcleo. Existen átomos con el mismo número atómico y distinta masa atómica, estos son los isótopos, es decir son versiones del mismo elemento con distinto número de neutrones en el núcleo.

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El átomo

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Átomo de hidrógeno : modelo de Bohr Los átomos tienen niveles discretos de energía que pueden ser ocupados por los electrones.

estado fundamental

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Se puede calcular la longitud de onda de los fotones emitidos o absorbidos en cada uno de estos saltos :

E = hc / λ

si el átomo pasa de una energía E2 a una energía E3 ,

entonces : λ = hc/ (E2 – E3)

Absorción y emisión de la luz por átomos. GERMAN ROBERTO STAUB - QUÍMICO

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Transiciones de los electrones en un átomo

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El simple modelo de Bohr ha sido reemplazado por la Mecánica Cuántica que habla de probabilidad de encontrar un electrón en una órbita dada. Para el átomo de hidrógeno la mayor probabilidad coincide con los niveles permitidos de Bohr. Cuando un átomo absorbe energía y su electrón se encuentra en una órbita de mayor energía que la del estado fundamental (n = 1), se dice que está en un estado excitado. Al poco tiempo el electrón regresa a su estado fundamental emitiendo uno o más fotones con energías bien definidas.

E = hc/λ

E : energía en ergs λ : longitud de onda en cm. c : velocidad de la luz en cm/s h : constante de Planck 6,6252 × 10-27 (cgs)

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¿Cómo se producen las líneas de absorción y emisión ?

1)

2)

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Las moléculas al igual que los átomos también producen líneas de absorción y emisión debido a su rotación y su vibración.

Hidrógeno molecular H2

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Estructura de la materia  Platón y Aristóteles: la materia es continua.  Demócrito (470-370AC): la materia está formada por

átomos (partícula indivisible).  Dalton (estructura ~ 1800): - La materia esta formada por átomos. - Elementos diferentes están formados por átomos diferentes. - Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. - Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos.

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Estructura del átomo  Thomson (1856-1940): electrón (1897)  Millikan (1860 – 1953): carga del electrón  Radiactividad (Becquerel).  Thomson: modelo del budín.  Rutherford (1871-1937): experimento de la placa de oro.

Modelo nuclear (1911)  Rutherford (1919): protón.  Chadwick (1932): neutrón.

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Partículas subatómicas Partícula

Masa (uma)

Masa (gramos)

Carga* (culombios)

Electrón

0,000549 (5,49 10-4)

9,1095 10-28

-1,6 10-19

Protón

1,00728

1,6726 10-24

1,6 10-19

Neutrón

1,00867

1,6750 10-24

0

* 1,6 10-19 Culombios = 1 unidad GERMAN ROBERTO STAUB - QUÍMICO

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Tamaño Núcleo

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Estructura electrónica de los átomos  Interacción de la materia con

la luz

A Z

X

A : Número másico Z : Número atómico X : Símbolo químico

ISÓTOPOS: el mismo Z pero distinto A GERMAN ROBERTO STAUB - QUÍMICO

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LUZ onda y partícula

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La luz como onda λ

λ: longitud de onda

c : velocidad de la luz c = 2,99792458 × 10-8 υ : frecuencia υ= c/

λ

Unidades

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Planck : cuantos de energía  La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación

está dada por:

h es la constante de Planck (6.626 × 10-34 J.s).

E = hν GERMAN ROBERTO STAUB - QUÍMICO

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La luz como partícula  Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la luz está formada por

partículas, fotones.

Energía de un fotón:

E = hν La energía sólo puede absorberse o liberarse en los átomos en cantidades definidas llamadas cuantos.

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Espectro visible

Espectro de emisión del átomo de hidrógeno en el visible

Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible

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Espectro de emisión de diferentes átomos

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Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913)  Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del

núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de líneas.  Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía propone

un nuevo modelo: - los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. - solamente están permitidas ciertas órbitas. - los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida. Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida.

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Absorción de energía Mayor estabilidad

E3

E2 E1

Cambio de energía en el átomo ∆E = Efinal - Einicial = E1-E2

∆E < 0

El átomo pierde energía

Mayor energía

Emisión de energía

E3

E2 E1

Cambio de energía en el átomo

∆E = E ∆E>0

final

- Einicial = E3-E2

El átomo gana energía

Energía del fotón emitido

Energía del fotón absorbido

Efotón = |

Efotón =

∆E| = hυ

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∆E = hυ

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 Como la energía está cuantizada, la luz emitida o absorbida

por un átomo aparece en el espectro como una línea.  Siguiendo una deducción matemática Bohr llega a la conclusión (para hidrógeno):

E = ( −2.18 ×10

−18

1  J )  n  2

 n es el número de órbita (número cuántico principal).

n es natural (n=1, 2 , 3, …)

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 La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la órbita con

n=1. Es la más cercana al núcleo.  Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden mover entre órbitas emitiendo o absorbiendo energía (cuantizada)  Como se mencionara, la cantidad de energía absorbida o emitida durante el movimiento de un electrón entre 2 órbitas está dada por:

∆ E = Ef − Ei = hν

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Limitaciones del modelo de Bohr  

Sólo explica satisfactoriamente el espectro del hidrógeno ( 1 electrón).

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El comportamiento ondulatorio del electrón  Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise

de Broglie (1924) demostró:

h λ = mv de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula

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El principio de incertidumbre  Al considerar partículas con masas muy pequeñas (escalas atómicas) no es

posible determinar con suficiente precisión y simultáneamente su posición y su velocidad (Heisemberg 1927).

∆ x·∆ mv

π

h ≥ 4

No tiene sentido describir el comportamiento del electrón en torno al núcleo con las leyes de la mecánica clásica. Hay que considerar su comportamiento como onda.

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La ecuación de Schrödinger  Es una ecuación que incluye las componentes ondulatorias. El

movimiento de una onda se describe matemáticamente mediante una ecuación que se denomina ecuación de onda.  Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando

alrededor del núcleo como una onda y planteó la ecuación de onda.  Al resolver matemáticamente esta ecuación se obtienen distintas

soluciones Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda (infinitos estados o estados electrónicos del sistema). Cada estado electrónico está caracterizado por 4 números, los números cuánticos: n, l, ml, ms GERMAN ROBERTO STAUB - QUÍMICO

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Números cuánticos

Orbital

•n: principal 1, 2, 3,..., ∞. •l: azimutal 0, 1,..., n-1. •ml: magnético –l, -l+1,..., l-1, l. •ms: spin –1/2, +1/2.

Los números cuánticos están relacionados con distintas propiedades de los estados electrónicos. La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía dada por:

Principio de Pauli “en un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos iguales”.

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