Diapositivas de clase 2ºBachillerato

1. Estructura de la materia. Introducción a la Química moderna .

4. REPASO Modelo atómico de Rutherford MODELOS atómicos. Rutherford Experimento y modelo de Rutherford Rutherford predijo además la existencia del neutrón

6.  : frecuencia (Hz)  : longitud de onda (nm) T: Período (s) v: velocidad de propagación (m/s) Características de una ONDA ELECTROMAGNÉTICA v=  ·  T = 1/  En el vacío c=  ·  c = 3·10 8 m/s 1- Radiación electromagnética

8. 2- ESPECTROS Atómicos ESPECTRO : análisis de las distintas longitudes de onda emitidas por un foco luminoso. Todo rayo de luz de una determinada longitud de onda, tiene como imagen en el espectro una y sólo una raya de la misma longitud de onda y frecuencia.

9. espectro de emisión : Cuando los átomos de un determinado elemento se calientan a una cierta temperatura mediante la llama o el arco eléctrico, éstos se excitan y emiten luz de unas determinadas longitudes de onda que pueden separarse por métodos físicos (prismas), e impresionan una placa fotográfica llamada espectro de emisión 2- ESPECTROS Atómicos

10. espectro de absorción: Se consigue al hacer pasar una luz blanca (que contiene todos los colores o frecuencias) a través de la muestra gaseosa, la cual absorbe parte de dicha energía. La luz que sale de la muestra (no absorbida) se descompone por medio de un prisma y contendrá todas las frecuencias menos las que haya absorbido la muestra. 2- ESPECTROS Atómicos SIMULACIÓN ESPECTROS ABSORCIÓN

11. Cada elemento o sustancia tiene unos espectros de emisión y absorción característicos. 2- ESPECTROS Atómicos.

12. Las líneas espectrales del átomo de hidrógeno obedecen a una expresión matemática experimental muy simple determinada por Rydberg: (R = 1,0968 ·10 7 m –1 ) donde n 1 y n 2 son números enteros > 0 cumpliéndose que n 2 > n 1 Si n 1 = 1; n 2 = 2, 3, 4... 1ª serie: Lyman (1916) está en el espectro ultravioleta Si n 1 = 2; n 2 = 3, 4, 5... 2ª serie: Balmer (1885) espectro visible y ultravioleta. Si n 1 = 3; n 2 = 4, 5, 6... 3ª serie: Paschen (1908) espectro infrarrojo muy próximo Si n 1 = 4; n 2 = 5, 6, 7... 4ª serie: Brackett (1922) espectro infrarrojo próximo. Si n 1 = 5; n 2 = 6, 7, 8... 5ª serie: Pfund (1927) espectro infrarrojo. 2- ESPECTROS Atómicos. Ley de Rydberg

14. 3- ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA. La hipótesis de Plank, 1900 donde h = 6,626 x 10 –34 J·s (Constante de Plank) Plank, estudió la radiación que emiten los cuerpos calientes y enunció su famosa hipótesis que explicaba el comportamiento del cuerpo negro. Un cuerpo no se absorbe o emite energía de forma contínua, sino en forma de “cuantos” de energía, cuyo valor es proporcional a la frecuencia ν de la radiación incidente o emitida: La energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima: h·  La energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan. Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa. E = h· ν

18. ¿ Por qué buscar un nuevo modelo atómico? En el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo. Resulta necesario un modelo que justifique los espectros atómicos y el efecto fotoeléctrico Resulta necesario tener en cuenta las ideas cuánticas de (Plank) 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR

19. 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR Postulados de Bohr 1º POSTULADO Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía. 2º POSTULADO No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero de h/2  : L e- = m e- ·v e- ·r orb = n· h/2  donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal) 3º POSTULADO El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Plank tiene una energía:  E = h· ν = E i - E f

20. Energía 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR Niveles permitidos ATOMO DE HIDROGENO n = 1 E = –21,76 · 10 –19 J n = 2 E = –5,43 · 10 –19 J n = 3 E = –2,42 · 10 –19 J n = 4 E = –1,36 · 10 –19 J n = 5 E = –0,87 · 10 –19 J n =  E = 0 J

21. 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR ESPECTRO EMISIÓN c uando un e- regresa a su nivel fundamental, de menor energía, lo hace emitiendo un fotón de  (aparece una raya concreta en el espectro) perdiendo así la energía que había absorbido. ESPECTRO DE ABSORCIÓN: cuando se irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los e - absorben determinadas radiaciones (cantidades concretas de E) prodiciéndode saltos a niveles superiores (estado excitado). JUSTIFICACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS

22. JUSTIFICACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS. SERIES ESPECTRALES 3- MODELO ATÓMICO DE BOHR n =  UV Visible Infrarrojo Lyman Paschen Balmer Bracket Pfund Espectro SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund n = 1 n = 2 n = 3 n = 6 n = 5 n = 4 SIMULACIÓN Átomo de Bohr  E = h· ν = E i - E f