ESPECTROS ATÓMICOS

ESPECTROS ATÓMICOS

ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN

VAPORATÓMICO

ENERGÍA

ESPECTROS ATÓMICOS DE ABSORCIÓN

Átomo de Hidrógeno

400 500 600 700 800nm

Átomo de Mercurio

400 500 600 700 800nm

0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600nm

SERIEULTRAVIOLETA

SERIEVISIBLE

SERIEINFRARROJA

ECUACIÓN DE RYDBERG

1/λ = RH (1/n12 - 1/n2

2)

RH = constante de Rydberg = 109677 cm-1

n1 = 1 (ultravioleta) n2 = 2, 3, 4, …. Serie de Lymann1 = 2 (visible) n2 = 3, 4, 5, …. Serie de Balmern1 = 3 (infrarroja) n2 = 4, 5, 6, …. Serie de Paschenn1 = 4 (infrarroja) n2 = 5, 6, 7, …. Serie de Brackett

MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

1. El átomo de Hidrógeno sólo tiene algunos estados permitidos de energía (estados estacionarios) en los cuales el electrón se mueve en una órbita circular

2. El átomo no emite energía cuando está en un estado estacionario3. El átomo puede cambiar a otro estado estacionario con el movimiento del

electrón de una órbita a otra por absorción o emisión de un fotón de energía igual a la diferencia de energía entre las órbitas

Las órbitas se caracterizan por el valor de “n”: 1, 2, 3, 4,…..Cuando el electrón está en la primera órbita, el átomo está en el estado fundamental; en otros casos, el átomo está en estados excitados.

Fuerza de interacción de cargas = F = cte.q1.q2/r2

(Ze)e/r2 = mv2/r

m.v.r = momento angular = nh/2π (“cuantificación”)

v = nh/2πmr

Reemplazando en la anterior

Ze2/r2 = (m/r).(n2h2/4π2m2r2)

Despejando “r”:

r = n2h2/4π2mZe2 = n2ao/Z

ao = radio de Bohr = 0,53 A

r = ao, 4ao, 9ao, 16ao

E = Ec + Ep

Energía potencial de cargas = Ep = cte.q1.q2/r

E = ½mv2 – Ze2/r

Recordando: Ze2/r2 = mv2/r

E = Ze2/2r – Ze2/r = -Ze2/2r

Sustituyendo “r”

E = -Z2e2/2n2ao = -Z2R/n2

R = 2,18x10-11 ergios

E“salto” = Eb - Ea

E“salto” = Z2R(1/na2 – 1/nb

2)

E“salto” = h.c/λ

1/λ = Z2.R/h.c(1/na2 – 1/nb

2)

1/λ = 109677.Z2(1/na2 – 1/nb

2)

Para el hidrógeno: 1/λ 109677(1/na2 – 1/nb

2)

1/λ 109677(1/na2 – 1/nb

2)

Coincide con la ecuación de Rydberg!!

RH (energía) = 2,18x10-11 ergios

RH (número de onda) = 109677 cm-1

RH (frecuencia) = 3,3x1015 s-1

RH(energía) = h.RH(frecuencia) = h.c.RH(número de onda)

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Explica el espectro atómico del H

Explica el espectro atómico de especies hidrogenoides (He+, Li2+,…)

No explica el espectro atómico del H en campos eléctricos o magnéticos

No explica el espectro atómico de átomos plurielectrónicos

MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD

PRINCIPIO DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA

LOUIS DE BROGLIE (1924)

COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA

Partícula

AIRE

AGUA

Onda

AIRE

AGUAREFRACCIÓN

DIFRACCIÓN

COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA

Partícula Onda

INTERFERENCIA

PATRÓN DE DIFRACCIÓN

E = mc2 = hc/λ

Las partículas tienen asociada una ondacon longitud de onda indicada por

λ = h/mv

Davidson/Germer observaron la difracción de electrones (1927)

Partículas macroscópicas

m grande, λ demasiados pequeños para observar estos fenómenos

nλ = 2.π.r

Reemplazandoλ = h/mv

y reordenando:

mvr = nh/2π (postulado de Bohr)

PRINCIPIO INCERTIDUMBRE

WERNER HEISENBERG (1925)

Es imposible determinar simultáneamente la posición y el “momento” de una partícula

Δx.Δp = Δx.Δ(m.v) ≥ h/4π

Schrödinger (1926)

Propuso la ecuación

H.Ψ = E.Ψ

Ψ (función de onda u orbital atómico) describe el comportamiento del electrón en un átomo teniendo en cuenta su interacción con el núcleo

y asignándole propiedades ondulatorias

La aplicación del hamiltoniano (H) permite la obtención de la energía (E) para aquel estado del electrón

Para cada solución Ψ de la ecuación se encuentra un valor de E

Ψ2 indica la probabilidad de encontrar un electrón en un determinadoinstante en un pequeñísimo volumen

El orbital atómico (Ψ) queda definido por tres números: n, l y m.

Cada valor de energía queda definido por el valor de n.

Ψ (n, l, m) E(n)

n (número cuántico principal)

n: 1, 2, 3, 4, … vinculado con el tamaño (CAPA/NIVEL)

l (número cuántico angular)

l: 0, 1, 2, …, n-1 vinculado con la forma

Para cada “n” hay n posibles valores de “l” (SUBCAPA/SUBNIVEL)

m (número cuántico magnético)

m: -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l vinculado con la orientación en el espacio

Para cada “l” hay 2l+1 valores de “m” (ORBITAL)

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

1s

2s

3s

2p

3p 3d

ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS

ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS

1) Aumento de la carga nuclear (Z)

• El orbital es más estable

• El electrón es más difícil de remover

2) Aumento de las repulsiones electrónicas

Más electrones en el mismo orbital

Más electrones en orbitales internos

• El orbital se desestabiliza

• El electrón es más fácil de remover

Electrones en orbitales de diferente penetración

• El orbital más penetrante es más estable

• Penetración: s > p > d > f

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales

REGLA DE HUND

Si hay orbitales de igual energía disponibles, la configuración de menor energía es la que tiene el máximo número de electrones desapareados con espines paralelos