ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. En la antigua Grecia ( 450 años a.C.) Demócrito y Leucipo sostuvieron la existencia de átomos (partículas indivisibles) como constituyentes finales de la materia. 2. Sin embargo, fueron las teorías de Aristóteles, que consideraba que la materia era continua (infinitamente divisibles), las que prevalecieron muchos siglos. 3. En el XIX DALTON postuló su famosa teoría, que hablaba de unas partículas inalterables e indivisibles, los átomos, como constituyentes de la materia, por tanto discontinua, para poder explicar las leyes ponderales enunciadas por Lavoisier, Proust y Dalton.

4. Una vez descubiertos los electrones en experiencias con tubos de rayos catódicos y como el átomo era neutro, Thomson propuso en 1904 un modelo de electrones incrustados en T una masa esférica con carga positiva, cual si fuera un pudin de ciruelas o de pasas:

Como insuficiencia más importante destacaba la imposibilidad de explicar las experiencias de Rutherford

5.Experimento de Rutherford. http://azorero.blogspot.com/2007/03/experimento-de-rutherford-animacin-en.html

http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbc&NR=1

6.Modelo Rutherford ( 1911) * El átomo está prácticamente hueco según demuestra el experimento anterior. * Está formado por : - una zona central que es llamada NÚCLEO que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). - una zona exterior, a la que él llama CORTEZA con los electrones girando en órbitas alrededor del núcleo central.

* Entre la corteza y el núcleo, sólo hay vacío. Hay una proporción entre el tamaño del átomo y el tamaño del núcleo de 10000:1.

7. Insuficiencias del modelo de Rutherford

• Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModRutherford.aspx

• No explicaba los espectros atómicos.

Ahora podéis ver los videos “ espectros atómicos” ; “ modelos atómicos” y correspondientes a la colección “ EL UNIVERSO MECÁNICO”

“modelo de Bohr”

http://www.acienciasgalilei.com/videos/atomo1.htm

8. Espectros atómicos Se llama espectro electromagnético al conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos γ 10-12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

* 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 (espectro de absorción). Espectro de emisión

www.puc.cl/sw_educ/qda1106/

Espectro de absorción

En el siguiente enlace podemos ver los espectros atómicos de los diferentes elementos. http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/espectros6.swf

9. Postulados del modelo de Bohr

A)Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m · v · r = n · h / 2π” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal). Por tanto para Bohr el radio de las órbitas está cuantizado. B) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”. Obviamente, si las órbitas están cuantizadas las energías correspondientes a las mismas también lo estarán. C) “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 al ∆E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinada(∆E=h· ν) donde ν es la frecuencia de la radiación absorbida o emitida. http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma7.html Animación espectros con explicación de líneas espectrales. http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/linesp16.swf http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/BohrII_B.htm http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModBohr.aspx

http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf

10. Insuficiencias del modelo de Bohr

• Aplicabilidad exclusiva al átomo de hidrógeno y a iones con un sólo electrón ( He+ y Li2+). • Con la mejora de las técnicas espectroscópicas aparecieron nuevas rayas espectrales, que el modelo de Bohr era incapaz de justificar. • No se explica el desdoblamiento de las líneas cuando la muestra se sometía a un campo magnético muy intenso • No se justifica por qué los electrones no emiten energía al girar alrededor del núcleo.

11. Modelo de Bohr-Sommerfeld Para poder explicar estos efectos se amplió la teoría de Bohr y dando lugar al modelo de Bohr-Sommerfeld, en el que las órbitas de los electrones no sólo son circulares sino también elípticas y en ellas aparecen los números cuánticos l y m.

12. Principios básicos de la mecánica cuántica * Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie en 1924) : “Cada partícula lleva asociada una onda” http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/28Cuantica/OndaDeBroglie/OndaDeBroglie.htm http://www.youtube.com/watch?v=vjA15wZxJgI&feature=player_embedded

• Principio de incertidumbre (Heisenberg en 1927) :

“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula” A partir de aquí la idea de órbita perfectamente definida se sustituye por la idea de orbital que sería la zona del espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima probabilidad de encontrar un electrón. El orbital, pues, no tiene límites perfectamente definidos.

13. Modelo mecánico-cuántico * Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg. * Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de hidrógeno se recurre a métodos aproximados. * 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. ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ 8·π 2 ·m + 2 + 2 + ( E − V )Ψ = 0 ∂x 2 ∂y ∂z h2

* El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre

de la mecánica cuántica). Ahora no se habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Los orbitales atómicos tienen distintas formas geométricas. * El modelo atómico mecano-cuántico encaja muy bien con las observaciones experimentales. Diferencia entre órbita y orbital incertidumbre)

( en orbitales atómicos----bases mecánica cuántica---ppio

http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf Resolución “aproximada” ecuación de Schrödinger http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_Schr%C3%B6dinger http://www.astrocosmo.cl/anexos/e-scrodinger.htm http://www2.uah.es/edejesus/ampliaciones/EQEM/Resolucion_Schrodinger.htm

Video materia según mecánica cuántica

http://www.youtube.com/watch?v=PNPHQ_1U4fE Repaso conceptos http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma8.html

Orbitales atómicos. Según ya sabemos los electrones de un átomo se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos, según el siguiente esquema: • 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) • 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–) Y así sucesivamente…

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. Una visión en tres dimensiones de los distintos orbitales atómicos puede verse en: Orbitales “p”

Orbitales “d”

http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/28Cuantica/Orbitales3D/Hydrogen%20Atom%20Orbital%20Viewer.htm http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/orbitales-atomicos

Forma de los orbitales atómicos.

Significado físico de los números cuánticos n = 1, 2, 3, 4, … (nº de capa o nivel)

l = 0, 1, 2, … (n - 1) (forma del orbital o subnivel)

m = - l, … , 0, … +l (orientación orbital)

s = - ½ , + ½ (espín, rotación del electrón )

•

Ya conocemos la relación entre los orbitales atómicos y números cuánticos. Ahora hay que ubicar a los electrones en ellos, hacer su configuración electrónica siguiendo la regla de llenado de Moeller, que ayuda a recordar el orden de energía de los orbitales:

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (Colocación de electrones en un diagrama de energía). Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios: • Principio de mínima energía (aufbau): “Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores”. • Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados. • Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.

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En el llenado de orbitales se debe de cumplir el Principio de máxima multiplicidad de Hund, es decir, en un mismo subnivel los átomos no se aparean hasta que no haya un electrón por orbital. Primero se colocan uno en cada subnivel, con sus espines paralelos, y luego se van completando las “parejas”.

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La última regla fundamental para la realización de configuraciones electrónicas es el Principio de exclusión de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital, o, lo que es lo mismo, no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

Diagrama de MOLLER ( orbitales atómicos---- configuraciones electrónicas) http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf

Animación llenado orbitales Hotel cuántico http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/hotelcuantico.swf Relación tabla periódica y configuración electrónica http://www.mhe.es/bachillerato/fisica_quimica/844816962X/archivos/media/esp/unidad_1/configuraciones.swf http://www.educaplus.org/play-73-Configuración-electrónica.html

http://www.iesalonsoquesada.org/inicio/fisica/departafyq/animaciones/celectro.swf