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Estructuramateria

  1. 1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA<br />UNIDAD 1<br />
  2. 2. MODELOS ATÓMICOS.<br />MODELO DE THOMSON.<br /><ul><li>Se basó en su experiencia ,con el tubo de descarga.
  3. 3. En el interior existe un gas sometido a una diferencia de potencial.
  4. 4. Desde polo negativo (cátodo) se emite una radiación hacia el polo positivo (ánodo).
  5. 5. La radiación es emitida por el gas. </li></li></ul><li>MODELOS ATÓMICOS<br /><ul><li>Si la radiación viaja en sentido del cátodo(-) al ánodo(+),su naturaleza será NEGATIVA.
  6. 6. Además estará formada por partículas discretas al terminar impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo.
  7. 7. Se había descubierto una partícula constitutiva de la materia :EL ELECTRÓN. </li></li></ul><li>MODELOS ATÓMICOS.<br /><ul><li>En base a su experiencia desarrolla su modelo del átomo de la siguiente forma:
  8. 8. El átomo posee partículas negativas llamada electrones.
  9. 9. Intuía ,dada la neutralidad de la materia, la existencia de carga positiva en el átomo.
  10. 10. Por tanto,anuncia que el átomo es “UNA ESFERA MACIZA CARGADA POSITIVAMENTE Y EN SU INTERIOR SE DISTRIBUYEN LOS ELECRTONES”
  11. 11. Simil: sandía (Pepitas=electrones. Fruto:átomo cargado positivamente)</li></li></ul><li>MODELO DE RUTHERFORD.REVOLUCION EN LA CONCEPCIÓN ATÓMICA DE LA MATERIA.<br /><ul><li>La experiencia de Ernest Rutherford , y posteriormente la presentación de su modelo ,invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento intimo de la materia.</li></li></ul><li>Modelo de RUTHERFORD.<br /><ul><li>Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de Helio, provinientes de la desintegración del Polonio)
  12. 12. Observó que la mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial.
  13. 13. Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson.
  14. 14. Rutherford supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo.</li></li></ul><li>MODELO DE RUTHERFORD<br /><ul><li>Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío
  15. 15. El rebote de las partículas indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa de la masa.</li></li></ul><li>MODELO DE RUTHERFORD.<br />Podemos mencionar que el modelo de Rutherford ofrecía las siguientes afirmaciones: <br /><ul><li>El átomo esta constituido por una parte central a la que se le llama núcleo y la que se encuentra concentrada casi toda la masa del núcleo y toda la carga positiva.
  16. 16. En la parte externa del átomo se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con el resto del átomo, esta está formada por los electrones que contenga el átomo.
  17. 17. Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo, en orbitas circulares.
  18. 18. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo, aproximadamente 10000 veces menor.</li></li></ul><li>MODELO EN BASE A LA EXPERIENCIA.<br />
  19. 19. La radiaciónelectromagnética.<br /><ul><li>Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación.
  20. 20. Viene determinada por su frecuencia “” o por su longitud de onda “”, relacionadas entre sí por:</li></ul>v=c/l<br />
  21. 21. RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO<br />Los cuerpos calientes emanan radiación que producen sensación de calor. <br /> <br /><ul><li>La emisión depende de: </li></ul>-Temperatura<br />              -Naturaleza el cuerpo.<br /> <br /><ul><li>El cuerpo NEGRO es un emisor y absorbente perfecto.
  22. 22. Las ecuaciones que explican el comportamiento del cuerpo negro son las siguientes: </li></ul>-La energía emitida por unidad de tiempo y de superficie es directamente proporcional a la cuarta potencia de la temperatura.   <br />E =k T4<br />-La Ley de Wien expresa de manera cuantitativa el hecho empírico mediante el cual el pico o máximo de emisión en el espectro de un cuerpo negro se desplaza hacia longitudes de onda más cortas (frecuencias mayores) a medida que aumenta la temperatura. <br /><ul><li>maxT= CTE = 2.898x10-3 m K</li></li></ul><li>HIPÓTESIS DE PLANK<br /><ul><li>El problema de la radiación emitida o absorbida fué estudiado por Max Planck, intentando encontrar una relación entre la distribución del espectro de radiación de un cuerpo y su temperatura.
  23. 23. La radiación dentro de la cavidad está en equilibrio con los átomos de las paredes que se comportan como osciladores armónicos de frecuencia dada f .
  24. 24. Cada oscilador puede absorber o emitir energía de la radiación en una cantidad proporcional a f. Cuando un oscilador absorbe o emite radiación electromagnética, su energía aumenta o disminuye en una cantidad hf .
  25. 25. La segunda hipótesis de Planck, establece que la energía de los osciladores está cuantizada. La energía de un oscilador de frecuencia f sólo puede tenerciertos valores que son 0, hf , 2hf ,3hf ....nhf .</li></li></ul><li>HIPÓTESIS DE PLANK<br /><ul><li>En 1900 encontró que la energía de la radiación electromagnética absorbida o emitida tenía relación, asombrosamente, con la frecuencia de la misma radiación.
  26. 26. Los electrones vibran a cierta frecuencia absorbiendo o emitiendo energía.
  27. 27. No se emite en forma continua , sino en forma de CUANTOS o PAQUETES de Energía. </li></ul> <br />                                     E= n h vν<br />h = constante de planck <br />                      νv = frecuencia de la radicación.<br />
  28. 28. EFECTO FOTOELÉCTRICO <br /><ul><li>Materiales como los metales expulsan electrones al ser radiados.
  29. 29. Cada materia tiene una frecuencia mínima denominada frecuencia umbral (v0) por debajo de la cual no se emiten electrones .
  30. 30. Einstein utilizó la hipótesis de Planck para explicar el fenómeno .
  31. 31. La luz estaría formada por FOTONES (partículas luminosas) E= hv . </li></ul>E cinética máxima = h ( v – v0 ) <br />
  32. 32. ESPECTROSCOPÍA<br /><ul><li>1860 , Bunsen y Kirchhoff obtuvieron los primeros espectros de emisión
  33. 33. Consiste en vaporizar una muestra por llama o chispa observando la luz que emiten.
  34. 34. El espectro de emisión al hacerlo pasar por un prisma se descompone es discontinuo y es característico de cada elemento. </li></ul>ESPECTRO EMISIÓN<br />ESPECTRO ABSORCIÓN<br />
  35. 35. ESPECTRO DE HIDRÓGENO<br /><ul><li>En 1885 Balmer y 1889 Rydberg idearon una expresión para determinar la posición de las lineas espectrales .
  36. 36. Lineas de Balmer ( visible)
  37. 37. Líneas Lyman (ultravioleta ).Salto electrónico de mayor energía 1/λ = R (1/ n12 – 1/ n22 ) </li></ul>               R:Constante de Rydberg = 1,09678 .107 m-1 <br />
  38. 38. NATURALEZA DE LA LUZ<br /><ul><li>Las teorías de Maxwell consideran la luz como una onda no material , onda electromagnética.
  39. 39. Estas se propagan en el vacío a la velocidad de la luz .
  40. 40. El conjunto de frecuencias de la radiación se denomina ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.</li></li></ul><li>NATURALEZA DE LA LUZ.(CONT.)<br /><ul><li>Sin embargo la teoría de Einstein del efecto fotoeléctrico sugiere un comportamiento corpuscular o material para la luz.
  41. 41. Actualmente se habla de la DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO.
  42. 42. Los rasgos ondulatorios son más potentes en la zona del espectro de baja frecuencia , y la naturaleza corpuscular predomina en la radiación de alta frecuencia. </li></li></ul><li>Modelo atómico de Bohr<br /><ul><li>Un átomo tiene una dimensión del orden de 10-9 m. Está compuesto por un núcleo relativamente pesado (cuyas dimensiones son del orden de 10-14 m) alrededor del cual se mueven los electrones, cada uno de carga e- (1.6 10-19 C), y de masa me (9.1·10-31 kg).
  43. 43.  El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo o ión hidrogenoide describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor. </li></li></ul><li>POSTULADOS DE BOHR.<br /><ul><li>Consideremos un átomo o ión con un solo electrón. El núcleo de carga Zees suficientemente pesado para considerarlo inmóvil, </li></ul>  I )Si el electrón describe una órbita circular de radio r:<br />
  44. 44. POSTULADOS DE BOHR<br />II) En el modelo de Bohr, solamente están permitidas aquellas órbitas cuyo momento angular está cuantizado. <br /><ul><li>n es un número entero que se denomina número cuántico, y h es la constante de Planck 6.6256·10-34 Js
  45. 45. Los radios de las órbitas permitidas son:
  46. 46. Donde a0 se denomina radio de Bohr. a0 es el radio de la órbita del electrón del átomo de Hidrógeno Z=1 en su estado fundamental n=1.</li></li></ul><li>POSTULADOS DE BOHR<br />III) La energía que se libera al pasar el electrón de una órbita superior a otra más inferior se emite en forma de ondas electromagnéticas.<br /><ul><li>La energía total es :</li></ul>En una órbita circular, la energía total E es la mitad de la energía potencial :<br />                 <br />E=  -K /n2<br /><ul><li>    La energía del electrón aumenta con el número cuántico n.
  47. 47.     Esta constante K( 2.18 10-18 J ) está relacionada con la constante de Rydberg.
  48. 48.      Surgen así unas nuevas series espectrales que aparecen en la región de IR (SERIES DE PACHEN , BRACKET , PFUND) </li></li></ul><li>Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno)<br />n = inf E = 0 J <br />n = 5 E = –0,87 · 10–19 J<br />n = 4 E = –1,36 · 10–19 J<br />n = 3 E = –2,42 · 10–19 J<br />n = 2 E = –5,43 · 10–19 J<br />Energía<br />n = 1 E = –21,76 · 10–19 J<br />
  49. 49. POSTULADOS DE BOHR<br /><ul><li>LO ANTERIOR JUSTIFICABA LOS DATOS EXPERIMENTALES OBTENIDOS POR ESPECTROSCOPÍA justificandose asi el espectro de H.
  50. 50. RELACIONA LAS PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS ELEMENTOS CON SU ESTRUCTURA ELECTRÓNICA. </li></li></ul><li>CORRECIÓN DE SOMMERFELD<br /><ul><li>En los espectros de mayor resolución se observaron desdoblamientos de las rayas espectrales.
  51. 51. SOMMERFELD afirma que que en una misma capa debía existir electrones con niveles de energía distintos.(Justificado por la reciente teoria de la relatividad de Einstein)
  52. 52. Para ello los electrones no se moverian a una velocidad constante sino variable ,SOMMERFELD afirma que  existen subórbitas  que son ELIPTICAS.
  53. 53. Aparece otro número cuantico , denominado secundario ,l.</li></ul> <br /><ul><li>ZEEMAN observa que cuando un átomo es sometido a un campo magnético aparecian nuevas rayas en el espectro ( efecto Zeeman) , que son debidas a la diferente orientación de las subórbitas elípticas .
  54. 54. Esta orientación también cuantizada da origen a un tercer número cuántico m (numero cuántico magnético)
  55. 55. Los valores de m relacionados con l .Existen 2l +1 valores de m </li></li></ul><li>ACIERTOS E INCONVENIENTES DEL MODELO DE BOHR<br /><ul><li>JUSTIFICABA LOS DATOS EXPERIMENTALES OBTENIDOS POR ESPECTROSCOPÍA justificándose asi el espectro de H.
  56. 56. RELACIONA LAS PROPIEDADES QUIMICAS DE LOS ELEMENTOS CON SU ESTRUCTURA ELECTRÓNICA.
  57. 57. LOS RESULTADOS PARA LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS , NO HIDROGENOIDES , ERAN DEFECTUOSOS.
  58. 58. MEZCLA IDEAS CUÁNTICAS CON IDEAS CLÁSICAS.</li></li></ul><li>Explicación de las seriesespectrales utilizando el modelo de Bohr<br />
  59. 59. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA<br /><ul><li>En 1924, De Broglie llegó a la conclusión que la dualidad asociada a la naturaleza de la luz debía extenderse a la materia, especialmente a la los electrones.
  60. 60. Afirmaba hipotéticamente que la longitud de onda asociada a una partícula material debía estar relacionada con su cantidad de movimiento, del mismo modo que están relacionadas esas dos magnitudes para un fotón.
  61. 61. Cualquier cuerpo puede llevar asociada una onda. </li></ul>   E =  mv2<br />     E= hvν<br /><ul><li>Asociamos estas dos ecuaciones para relacionar la masa y la longitud de onda del electrón (al igual que el fotón).                                                                     </li></ul>                                lλ= h/m.v<br />
  62. 62. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA<br />                               lλ= h/m.v<br /><ul><li>Se demostró ya que posteriormente se difractaron haces de electrones al igual que las ondas.
  63. 63. A raiz de este principio se puede demostrar el segundo postulado de Bohr: </li></ul> <br />- La órbita sera posible cuando la orbita sea estacionaria . Es decir cuando la longitud de la órbita sea múltiplo entero de la longitud de onda .<br />            2pr= nl = nh/mv            mvr = L= nh/2pπ<br />
  64. 64. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE<br /><ul><li>“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”
  65. 65. Así: Dx.Dp < h/4p</li></ul>siendo x la incertidumbre en la posición y p la incertidumbre en la cantidad de movimiento.<br /><ul><li>Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.</li></li></ul><li>Modelo mecano-cuántico (para el átomo de Hidrógeno)<br /><ul><li>El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica).
  66. 66. 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.</li></li></ul><li>Postulados del modelo mecano-cuántico<br /><ul><li>“Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”.
  67. 67. “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 = hn”.
  68. 68. “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”. </li></li></ul><li>Orbitales atómicos.<br /><ul><li>Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos:
  69. 69. 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
  70. 70. 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
  71. 71. 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–)
  72. 72. 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)
  73. 73. Y así sucesivamente…</li></li></ul><li>ORBITALES ATÓMICOS<br /><ul><li>Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales “s” son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno de los orbitales “p” se alinea sobre cada uno de los tres ejes de coordenadas </li></ul>Orbitales “p”Orbitales “d”<br />
  74. 74. Principio de mínima energía (aufbau)<br /><ul><li>Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía.
  75. 75. Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía.
  76. 76. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.</li></li></ul><li>Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)<br /><ul><li>Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico.
  77. 77. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.</li></li></ul><li>Principio de exclusión de Pauli.<br /><ul><li>Se considero entonces que los electrones actúan como pequeños imanes en un campo magnético debido a que giran sobre su propio eje. Ya que un electrón puede girar en dos sentidos (como las agujas del reloj ó en el sentido contrario a las agujas del reloj), se introdujo un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín electrónico, ms, que toma dos valores: + ½ ó – ½ .
  78. 78. El principio de exclusión de Pauli  establece que dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms)</li></li></ul><li>6 p<br />5 d<br />4 f<br />6s<br />5 p<br />4 d<br />5 s<br />Energía<br />4 p<br />3 d<br />4 s<br />3 p<br />3 s<br />2 s<br />2 p<br />n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½<br />n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½<br />n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½<br />n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½<br />n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½<br />n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½<br />n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½<br />n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½<br />n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½<br />n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½<br />n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½<br />n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½<br />n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½<br />n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½<br />n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½<br />n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½<br />n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½<br />n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½<br />n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½<br />n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½<br />n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½<br />n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½<br />n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½<br />n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½<br />n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½<br />n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½<br />n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½<br />n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½<br />n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½<br />n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½<br />n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½<br />n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½<br />n = ; l = ; m = ; s = <br />n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½<br />n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½<br />n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½<br />n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½<br />1 s<br />
  79. 79. CONFIGURACIÓN Y TABLA PERIÓDICA<br />

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