Estructura atómica

1º bachillerato

Conchi Daza Santos

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Vamos a hablar de…

1. El átomo es divisible.

1.1. Descubrimiento del electrón.

2. Modelos atómicos.

2.1. Primer modelo atómico: el modelo de Thomson.

2.2. Descubrimiento del protón.

2.3. Modelo atómico de Rutherford.

2.4. El descubrimiento del neutrón.

.

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Vamos a hablar de…3. Números que identifican a los átomos.

3.1. Número atómico.

3.2. Número másico.

3.3. Isótopos.

4. Estructura electrónica del átomo.4.1. Espectros atómicos.

4.2. Hipótesis de Planck y efecto fotoeléctrico.

4.4. Modelo atómico de Böhr.

5. Mecánica cuántica aplicada al átomo.5.1. Limitaciones del modelo de Böhr.

5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo: Orbital y números cuánticos.

5.3. Configuraciones electrónicas

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1. El átomo SÍ es divisible

La idea de la indivisibilidad de los átomos (como creía Dalton) comenzó a ser discutida a mediados del s XIX cuando se inició el estudio del comportamiento de la materia frente a la electricidad.

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Primeros indicios…

• 55(Faraday y Ampère)

Estudios sobre

electricidad

relación entre materia y cargas

eléctricas.

Becquerel Radiactividad natural *

Los átomos no eran

indivisibles

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*Los núcleos radiactivos se desintegran dando tres clases de partículas:

1.1. Descubrimiento del electrón. El estudio de la conductividad de los gases (realizada a lo largo del

s. XIX) proporcionó grandes sorpresas. A presión ordinaria los gases no conducían la corriente eléctrica,

pero si se extraía gas del tubo (con la consiguiente reducción de su presión) aparecían una serie de curiosos fenómenos:

Las partículas o radiaciones se alejaban del cátodo en línea recta, ya que se observaba en el fondo del tubo la sombra del ánodo, por lo que fueron bautizados con el nombre de "rayos catódicos".

Además estaba provistos de una gran energía cinética, ya que hacían girar una pequeña rueda de paletas interpuesta en su camino, lo que indicaba que se trataba de partículas, no de radiaciones.

Se comportaban como una corriente de carga negativa ya que se desviaban hacia la placa positiva al aplicar un campo eléctrico externo.

Podemos ver una sencilla animación en esta página web:http://www.bioygeo.info/Animaciones/catodico.swf 6

• Thomson (1897) demostró que los rayos catódicos consistían en partículas cargadas y halló su relación carga/masa (1,759 ∙1011 C/kg). Esta relación era independiente del tipo de gas existente en el tubo.

• Posteriormente Millikan (1911) con su experimento de la gota de aceite determinó la carga eléctrica del electrón (1,602 ∙10 -19 C)

Calcula la masa del electrón.

Solución: m electrón = 9,107∙10-31kg.

¿Cuántas veces es superior la masa del protón a la del electrón?

Solución: unas 2000 veces7

1.1. Descubrimiento del electrón.

• Podemos ver una breve animación sobre el experimento de Millikan en la web: https://www.youtube.com/watch?v=UFiPWv03f6g

1.1. Descubrimiento del electrón.

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La carga medida en las gotas de aceite resultó ser siempre múltiplo de un número al que Millikandenominó e.

La electricidad es una magnitud discontinua, ya que no puede tomar cualquier valor, sino solo un múltiplo de e

2. Modelos atómicos

2.1. Primer modelo atómico: el modelo de Thomson.

A finales del s XIX la cuestión era: ¿Cómo situar en el átomo estas partículas?

En base a sus investigaciones sobre el electrón, en 1898 Thomson propuso un modelo en el que el átomo era una esfera cargada positivamente y los electrones estaban “incrustados” en dicha esfera.

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2.2. Descubrimiento del protón.• Goldstein investigando con rayos catódicos con un cátodo perforado, vio

que unos nuevos rayos atravesaban los orificios o canales y los llamó rayos canales o positivos, ya que viajaban en sentido contrario a los catódicos.

• Estos rayos también viajaban en línea recta y eran desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Por lo que también eran de naturaleza eléctrica aunque de signo contrario.

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Características de los rayos canales:1. Formados por partículas positivas. Rayos catódicos chocaban con

las partículas de gas→ les despojaban de algún electrón → el resto positivo viajaba hacia el cátodo (-) y o bien chocaban con él, o lo atravesaban al estar perforado.

2. Relación entre la carga y la masa era diferente según el gas empleado en el tubo. Cuando el tubo se cargaba con gas hidrógeno, cada partícula positiva poseía una masa 1836 veces superior a la del electrón, y aproximadamente igual a la masa del átomo de hidrógeno, siendo además su carga de igual valor a la del electrón pero de signo positivo.

Por ello y por la relación carga/masa se llegó a la conclusión de que el ion H+ era otra partícula fundamental, a la que Rutherford, discípulo de Thomson llamó protón

• video: https://www.youtube.com/watch?v=grcHwLLyPq4

2.2. Descubrimiento del protón.

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2.3. Modelo atómico de Rutherford.

Experimento de Rutherford (1911)

Sobre una placa de oro muy fina dirigieron un haz de partículas alfa procedentes de una fuente radiactiva que estaba encerrada en una cámara de plomo a la que se le había practicado un orificio muy pequeño. Detrás de la lámina de oro se colocó una pantalla de sulfuro de zinc sobre la que las partículas al chocar producían un destello luminoso.

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Vamos ver una animación en la que hay tres partes:

• Lo que Rutherford esperaba observar en el experimento.

• Lo que Rutherford observó al realizar el experimento.

• El modelo que Rutherford propuso a la luz de los resultados obtenidos.

• http://quimica-inba.foroactivo.net/t4-animacion-del-experimento-de-rutherford

2.3. Modelo atómico de Rutherford.

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Al parecer Rutherford, perplejo ante los resultados, dijo que era lo más increíble que le había sucedido en la vida, ya que era como si al disparar balas de 15 pulgadas contra un papel de seda , algunas se volvieran contra uno mismo. El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:• El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga

eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.

• La corteza que rodea al núcleo es una extensa zona donde los electrones giran a grandes distancias alrededor de éste, en órbitas circulares.

• La materia, por tanto, está prácticamente vacía, ya que: Radio átomo≈100000 ∙ Radio núcleo

2.3. Modelo atómico de Rutherford.

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2.4. El descubrimiento del neutrón.

1919 : Invento del espectrógrafo de masas que permitía hallar con gran precisión las masas atómicas.

Se comprobó que excepto para el hidrógeno, las masas atómicas eran el doble aproximadamente que su carga nuclear.

Así, Rutherford postuló la existencia de unas partículas que sin carga y con masa similar a la del protón, permitiesen estabilizar el núcleo y propuso que se la llamase neutrón.

1930, Bothe y Becker bombardeando Berilio con partículas alfa, detectaron una radiación muy penetrante.

1932 Chadwick determinó que se trataba de partículas neutras, a las que denominó neutrones y cuya masa era similar a la del protón.

Hoy sabemos que los neutrones son partículas con una masa ligeramente mayor que la de los protones que se encuentran juntos a éstos formando el núcleo y son más inestables ya que pueden desintegrarse dando un protón y un electrón.

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3. Números que identifican a los átomos.

3.1. Número atómico. A partir de un método ideado por Moseley basado en los

rayos X producidos al someter a los átomos a electrones de alta energía, y que permitía conocer la carga positiva en un núcleo atómico, se pudieron ordenar los elementos por su carga nuclear.

Este número conocido como número atómico, Z representa la carga nuclear de un átomo, es decir es el número de protones que tiene en el núcleo y es característico de cada elemento. Es como el DNI de cada elemento, ya que sólo le pertenece a ese elemento y lo caracteriza, lo identifica.

Si para el oxígeno (O) Z=8, significa que tiene 8 protones en el núcleo. También podemos decir que si un átomo tiene 8 protones en el núcleo, se trata de oxígeno.

En el átomo neutro este número indica también el número de electrones que posee en la corteza.

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3.2. Número másico.

Representa el número de protones y neutrones que hay en un núcleo atómico y se representa por la letra A.

Si al número de neutrones lo llamamos N, podemos decir que: A = Z+ N

Podemos representar un átomo de un elemento como:

3. Números que identifican a los átomos.

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3.3. Isótopos

El modelo de Dalton postulaba que todos los átomos de un elemento eran iguales. Sin embargo, a principios del s XX y con instrumentos más avanzados como el espectrógrafo de masas se observó para el neón la existencia de dos partículas de masas 20 y 22u, para el oxígeno de tres partículas de masas 16, 17, 18 u y así sucesivamente.

Definimos Isótopos como átomos de un mismo elemento y por tanto con el mismo número atómico (mismo número de protones y las mismas propiedades químicas), pero distinto número másico y por tanto distinta masa.

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3.3. Isótopos

La masa isotópica es la masa de un átomo concreto de un elemento y corresponde únicamente al isótopo elegido

La masa atómica de un elemento es la masa promedio entre las masas isotópicas teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza

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Aplicación

1) Completa la tabla:

2) Calcula la masa atómica del cloro si sabemos que está constituido por dos isótopos de Cl-35 y Cl-37 de masas 34,9688 u y 36, 9659 u respectivamente y su abundancia en la naturaleza es de 75,53 % y 24,47 %

Átomo/ion Z A Nº protonesNº

electrones

Nº

neutrones

Cl- 17 18

Cu2+ 65 29

Au 79 118

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4. Estructura electrónica del átomo

Maxwell, mediados s.XIX, teoría del electromagnetismo: La luz es una onda electromagnética.

Características de ondas electromagnéticas.

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Parámetro definición Unidades en el SI

Longitud de onda (λ) Distancia entre dos puntos análogos Metro (m)

Período (T) Tiempo que tarda en efectuar una vibración completa

Segundo (s)

Frecuencia (γ) Número de vibraciones por unidad de tiempo. Es inversa del período.

Hercio (Hz)1 Hz=s-1

Velocidad (v) Cociente entre la longitud de onda y el período. v=λ/T; v=λ∙ν

m/s

Amplitud Desplazamiento máximo de un punto respecto de la posición de equilibrio

Metro (m)

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• Las ondas electromagnéticas son aquellas que no necesitan un medio material para propagarse, es decir, se pueden propagar en el vacío. La velocidad de la luz en el vacío es c=3∙108m/s

• http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/MovOnd/index.htm

• http://webs.um.es/jmz/www_electromagnetismo/espectro/espectro.html

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4.1. Espectros atómicos

• 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.

• Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo, lo que es el espectro de absorción. 24

• En esta aplicación podemos ver los espectros de emisión y de absorción del elemento que deseemos:

http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/FlashQ/Estructura%20A/espectrostotal/spespectro.htm

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4.1. Espectros atómicos

4.2.1. Hipótesis de Planck.

• Planck (1900) supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”, lo que se refleja en la expresión: E0 = hν donde h es la constante de Planck, que vale 6,63∙10-34 J∙s.

• ¿Qué significa esto? Significa que los átomos no pueden absorber ni emitir cualquier cantidad de energía, sino un múltiplo entero de un valor mínimo, E0 es decir: 2 E0, 3 E0, 4 E0, etc.

• A las radiaciones de mayor frecuencia les corresponde la máxima energía y viceversa. Es el motivo por ejemplo por el que en los laboratorios fotográficos se utiliza luz roja (de baja frecuencia) que no es lo suficientemente intensa como para velar una placa fotográfica.

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• Por otro lado, algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico es utilizado de forma práctica para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor…

• Fue descubierto por Hertz (1887) y posteriormente explicado por Einstein (1905).

• Explicación: Un fotón que incide en una superficie metálica lleva una energía hν, de modo que al chocar contra un electrón del metal consigue arrancarlo (ésta sería la energía umbral y su frecuencia, la frecuencia umbral). Si hay un exceso de energía, éste se empleará en poner al electrón en movimiento:

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4.2.2. Efecto fotoeléctrico

28

4.2.2. Efecto fotoeléctrico

• Podemos ver una animación en la que elegimos el metal y la longitud de onda de la luz incidente (aparece el valor de energía asociado y la energía de ionización del metal) y observamos que cuando la primera es inferior a la segunda, no se produce efecto fotoeléctrico, pero si es igual o superior, los electrones se desprenden del metal y empiezan a moverse a una velocidad cada vez mayor según aumentamos la energía de la luz.

http://www.educaplus.org/play-112-Efecto-fotoel%C3%A9ctrico.html

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4.2.2. Efecto fotoeléctrico

Actividades de aplicación

1. Conocidas las longitudes de onda, calcula el rango de frecuencia de la luz visible. ¿Qué tipo de relación existe entre ambas?

2. Calcula la energía de un cuanto de luz de frecuencia de 4∙1014 s-1.

3. Calcula la energía de un fotón asociado a una luz roja de 6000 A de longitud de onda. ¿Y la de un fotón de frecuencia 21020 s-1?

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4.4. Modelo atómico de Böhr

• Limitaciones del modelo de Rutherford:

- Según la teoría del electromagnetismo, una carga eléctrica en movimiento acelerado emite energía. Por lo tanto, los electrones caerían en espiral hacia el núcleo emitiendo energía en forma de radiación de forma continua.

- Este hecho contradice, los espectros de emisión observados de los elementos, que son discontinuos 31

4.4. Modelo atómico de Böhr. Postulados

• “La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada, es decir, que el electrón sólo se mueve alrededor del núcleo en unos estados estacionarios con unos valores determinados de energía”

• “Los electrones siguen unas órbitas circulares a cada una de las cuales les corresponde un nivel de energía permitido que se asocia con un número natural, n = 1,2,3,…

• Los niveles de energía permitidos son aquellos en los que se cumple que su momento angular m ∙ v ∙ r es un múltiplo entero de h / 2” , es decir que : m ∙ v ∙ r = n∙ h / 2

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4.4. Modelo atómico de Böhr. Postulados

• “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas “

E = h∙

E=Ef-Ei33

Explicación del espectro de hidrógeno

• Cuando se excita al átomo de hidrógeno que sólo tiene un electrón en su estado fundamental, éste promociona a un estado de energía superior, inestable, por lo que al regresar a su estado fundamental emite energía en forma cuantizada.

• Existen distintas transiciones, dependiendo del nivel desde el que caiga el electrón, lo que da lugar a las distintas rayas del espectro.

• Algunas están dentro del rango del visible y presentan distintos colores. Éstas son las transiciones permitidas. Por el contrario las zonas oscuras corresponden a transiciones no permitidas o prohibidas.

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Espectro de emisión del átomo de hidrógeno

• Los electrones que se encuentran en un estado excitado pueden regresar a niveles de menor energía y al hacerlo emiten un fotón que origina una línea del espectro.

• Un conjunto de líneas que tienen como llegada el mismo nivel energético constituyen una serie espectral.

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• En la siguiente página tienes una serie de animaciones y textos sobre modelos atómicos (hasta la mecánica cuántica):

http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html

• En esta web también puedes ver una animación sobre el modelo de Böhr:

http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/BohrI_B.htm

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5. Mecánica cuántica aplicada al átomo.

5.1. Limitaciones del modelo de Böhr.

• No explicaba la cuantización de la energía.

• No explicaba el desdoblamiento de las líneas espectrales cuando la sustancia era sometida a campo magnético, destacando en este descubrimiento, la evolución en la resolución de los espectrógrafos.

• Sólo era capaz de explicar el espectro del átomo de hidrógeno, pero no de otros átomos polielectrónicos.

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5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo

• El modelo de Böhr quedó por tanto superado por otro cuyas ecuaciones básicas fueron expuestas por Heisenberg y Schröedinger en los años veinte del siglo pasado, y que junto a otros científicos como Dirac dieron paso a una nueva teoría, la Mecánica Cuántica, ya que las leyes de la Mecánica Clásica no eran capaces de explicar los fenómenos observados a escala atómica.

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Dualidad onda-corpúsculo, formulado por De Broglie en 1924: “cada partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud de onda, λ viene dada por la expresión:

39v

m

h

5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo

h= constante de Planckm=masa de la partículaV=velocidad de la onda

• Principio de incertidumbre, formulado por Heisenberg en 1927: “es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una

partícula”:∆𝑥 ∙ ∆𝑝 ≥ℎ

2π Para entenderlo mejor…

https://www.youtube.com/watch?v=qe4QdQ_U4jI 40

5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo

• Tanto la longitud de onda de De Broglie como el límite en la precisión para establecer la posición de una partícula sólo son observables en partículas subatómicas.

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5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo

Carácter ondulatorio del

electrón

Imposibilidad de predecir la trayectroriaexacta del electrón

ORBITAL: superficie imaginaria donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy grande (del 90%)

Orbital y números cuánticos

• El estado del electrón en un átomo está definido por una función de onda, Ѱ. Las soluciones de esta ecuación son los números cuánticos.

• 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).

• Pincha para ver una animación de orbitales 42

43

44

n l ml

Nombre del

orbital ms

Nº

electrones

en el

subnivel

Nº

electrones

en el nivel

Estado

cuántico

1

2

3

4

45

Nivelenergétic

o

subnivel Número de orbitales de ese

tipo

Nombre Númeromáximo de

e- en el subnivel

Número de electrones en el nivel

1 s 1 1s 2 2

2 s 1 2s 2 8

p 3 2px, 2py, 2pz 6

3 s 1 3s 2 18

P 3 3px, 3py, 3pz 6

d 5 3dxy, 3dxz, 3dyz, 3dx2-y2, 3dz2

10

4 s 1 3s 2 32

P 3 3px, 3py, 3pz 6

d 5 3dxy, 3dxz, 3dyz, 3dx2-y2, 3dz2

10

f 7 14

5.3. Configuraciones electrónicas

Principio de exclusión de Pauli Regla de máxima multiplicidad de Hund

No puede haber dos electrones en un átomo con los cuatro números

cuánticos iguales

En cada orbital sólo caben 2 electrones: uno

con espín +1/2 y otro con espín -1/2

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Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l tienen la misma energía. Los electrones que ocupan estos orbitales lo hacen de la forma más desapareada posible

5.3. Configuraciones electrónicas

• Configuración o estructura electrónica es la forma en la que los electrones se disponen en los orbitales.

• Los orbitales se llenan por orden de energía creciente de los orbitales

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Este es el orden de energía de los subniveles

48

5.3. Configuraciones electrónicas

• Comprueba la configuración electrónica de todos los elementos de la tabla periódica pinchando en este enlace.

• Construye un átomo en esta simulación

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