Loading presentation...

Present Remotely

Send the link below via email or IM

Copy

Present to your audience

Start remote presentation

  • Invited audience members will follow you as you navigate and present
  • People invited to a presentation do not need a Prezi account
  • This link expires 10 minutes after you close the presentation
  • A maximum of 30 users can follow your presentation
  • Learn more about this feature in our knowledge base article

Do you really want to delete this prezi?

Neither you, nor the coeditors you shared it with will be able to recover it again.

DeleteCancel

Make your likes visible on Facebook?

Connect your Facebook account to Prezi and let your likes appear on your timeline.
You can change this under Settings & Account at any time.

No, thanks

Atomo II

Estructura Atómica II
by

laura alegre

on 10 August 2016

Comments (0)

Please log in to add your comment.

Report abuse

Transcript of Atomo II

Estructura Atomica II
Ocupación de orbitales d
El argón tiene completos los subniveles 3s y 3p y como los orbitales 3d están altos en energía, el átomo tiene efectivamente una configuración de capa cerrada.
Los orbitales 4s al ser tanto más penetrantes que los 3d son de menor energía y en el elemento que sigue al Ar, el K, el electrón adicional ocupa el orbital 4s y tiene la configuración [Ar] 4s1 y se asemeja al Na. Lo mismo ocurre para el átomo de Ca, que tiene una configuración [Ar] 4s2.
Sin embargo, a partir de aquí, los orbitales 3d se hacen comparables en energía a los 4s y comienzan a llenarse. Los orbitales 3d pueden acomodar 10 electrones, dando las configuraciones electrónicas desde el Sc al Zn.
Este es el primer período largo de la tabla periódica ya que han intervenido 18 electrones desde el Ar.
La existencia de los elementos del bloque-d (metales de transición) refleja la ocupación progresiva de los orbitales 3d y las pequeñas diferencias de energía a lo largo de estas series lleva a la gran complejidad de la química inorgánica de los elementos de transición.

Principio de exclusión de Pauli (1925):
El principio de exclusión fue enunciado por Wolfgang Pauli en 1925 que indica que no hay dos electrones en un átomo puede ocupar el mismo estado energético al mismo tiempo
En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)


Regla de Hund
Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos .
Atomo de Carbono (Z=6)
1s2 2s2 2p2 ó [He] 2s2 2p2

La configuracion más estable es

[He] 2s2 2px1 2py1

Ya que de acuerdo a la Regla de Hund una configuración
[He] 2s2 2px2 sería de mayor energía (dos electrones con sus espines apareados)

Otro ejemplo:
N (Z = 7)
[He] 2s2 2px1 2py1 2pz1 es más estable que [He] 2s2 2px22py1 de acuerdo a Hund.

Para el Oxígeno
O (Z = 8)
[He] 2s2 2px2 2py1 2pz1


-La expresión para las energías del átomo de H es la misma que la obtenida por Bohr.
-La diferencia radica en la descripción del comportamiento del electrón con respecto al núcleo.
-Como el electrón no tiene una posición bien definida en el átomo, se habla de densidad electrónica o nube de carga electrónica o nube de carga para representar el concepto de probabilidad
-La densidad electrónica proporciona la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región particular del átomo. -Alta densidad electrónica ≡ Alta probabilidad.
Se reemplaza la órbita de Bohr por el término orbital.

Del mismo modo que la luz, los electrones pueden mostrar propiedades de onda y partícula.

Los electrones unidos a los átomos sólo pueden tener ciertos valores de energía.
Los electrones en los átomos pueden ser mejor descriptos como “ondas deslocalizadas”

Propiedades de los Electrones

De acuerdo a las leyes de la óptica, es imposible formar una imagen de un objeto que sea menor que la mitad de la longitud de onda de la luz utilizada para observarlo. Con luz visible, que comienza en los 400 nm, no se puede ver nada menor que 2x10-5 cm.
Para ver objetos en escala atómica o molecular, se puede usar Rayos X (λ entre 0.01 y 10 nm). Sin embargo, no se pueden enfocar y no producen imágenes bien definidas.
Ya que los electrones son partículas cargadas, si pueden enfocarse mediante campos magnéticos y eléctricos.
Como de acuerdo a λ= h/mv
La longitud de onda de los electrones es inversamente proporcional a su velocidad, acelerando electrones a velocidades muy altas es posible obtener longitudes de onda tan cortas como 0.004 nm.
El intervalo de longitudes de onda disponibles y la relativa facilidad de enfoque y operación han hecho de los microscopios electrónicos una de las herramientas mas poderosas en la investigación química y biológica.

Usando la formula de Einstein para la luz:
E=mc2 = mc(c)=pc
p(cantidad de movimiento)
p = E/c
usando la formula de Planck,
E = hλ = (hc/λ)
o, combinando ecuaciones: p = (h/λ)
De Broglie supone la misma relación para electrones y usa la defininición de momento para particulas,
p = mv = h/λ o λ= (h/mv)

Inspirada imaginación de DeBroglie

MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

-Es un momento angular intrínseco que cada electrón posee.
-El termino espín (spin en inglés) evoca el movimiento de una pelota sobre su eje y puede ayudar a visualizar el movimiento del electrón.
-Sin embargo, el espín es un fenómeno puramente cuántico que no tiene analogía en mecánica clásica (usar con cuidado la analogía).
-Se describe por un número cuántico s que tiene el valor ½ para todos los electrones.
-La dirección del momento angular de espín (valor de ms, describe la orientacion del espín frente a un campo magnético) puede ser :
-hacia las agujas del reloj (- ½ ó ↓) ó

-contra las agujas del reloj (½ ó ↑).

Espín del electrón
-
2px, 2py, 2pz

Representaciones de los dos primeros orbitales hidrogeniodes (a) 1s, (b) 2s en términos de la densidad electrónica (representada como densidad del sombreado)

Difracción de electrones

Difracción de electrones de una lámina de Al.
El diagrama coincide con el obtenido por Rx.
Los electrones se comportan como ondas
Aplicación: Microscopio Electrónico

Electron Diffraction

3p

2p

"Si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de partículas (fotones)
entonces quizás las partículas como los electrones puedan poseer propiedades ondulatorias ."

LOUIS DE BROGLIE (1924)

PRINCIPIO DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA

ESPECTROS ATÓMICOS DE ABSORCIÓN

Probabilidad

Nube electrónica

Fotón emitido

Estado de baja energía

Estado de alta energía

órbitas electrónicas

núcleo

ESPECTROS ATÓMICOS

Los vapores de ciertos elementos imparten un color característico a la llama. Esta propiedad es usada en la identificación de varios elementos metálicos como sodio, calcio, etc.. La coloración en la llama es causada por un cambio en los niveles de energía de algunos electrones de los átomos de los elementos. Para un elemento particular la coloración de la llama es siempre la misma, independientemente de si el elemento se encuentra en estado libre o combinado con otros

Litio Sodio Potasio Cobre

Distancia al núcleo (Å)

Probabilidad de hallar al eletrón a una distancia r del núcleo

Distancia al núcleo (Å)

Representando Orbitales

L

M

K

Subcapa

Capa

WERNER HEISENBERG (1925)

PRINCIPIO INCERTIDUMBRE

3s

1s

2s

1s

ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN

PATRÓN DE DIFRACCIÓN

INTERFERENCIA

Onda

Partícula

COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA

Las circunferencias de las órbitas electrónicas de n=1 a n=4 mostradas “aplanadas”

Interferencia destructiva

Interferencia constructiva

Onda electrónica para n = 5

¡La órbita del electrón forma una onda estacionaria alrededor del protón!

De las relaciones de de Broglie:

El movimiento del electrón depende del “número cuántico” n

Relaciones de de Broglie y el Modelo de Bohr

De acuerdo a De Broglie, el electrón en el átomo de Hidrógeno se comporta como una onda estacionaria

Configuracion electronica
Muestra como los electrones se acomodan en un a Átomo en nivel y subnivel

Reglas para el llenado de Orbitales
Establece que: " Los electrones van formando los orbitales atómicos de menor a mayor contenido de energía
Regla cuántica de (n+l):
-Entre dos orbitales tendrá menor energía aquél en el que la suma de los números cuánticos n y l sea menor.
-Si el resultado fuese el mismo para ambos, tendrá menor energía aquél de menor número cuántico principal n

El diagrama de Moller es una regla muy simple y útil para recordar el orden de llenado de los diferentes niveles y subniveles de energía del átomo. Sólo hay que seguir el orden marcado por las flechas:



http://www.iesalonsoquesada.org/inicio/fisica/departafyq/animaciones/celectro.swf
Muchas Gracias por su Atención
Espectro Visible
Espectro Atómico de Emisión
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/Simulaciones/BorhEspectro.swf
ESPECTROS CONTINUOS
Cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente.
La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran

Tipos de Espectros
Existen dos tipos de espectros los continuos y los de linea .
Los llamados de linea también conocidos por Espectros Atómicos son de dos tipos los de Absorción y los de Emisión .

Lampara de Hidrógeno
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/llama.html
Conclusión

*El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento concreto es siempre el mismo, incluso si el elemento forma parte de un compuesto complejo y cada elemento produce su propio espectro diferente al de cualquier otro elemento.
*Esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral
*El sodio absorbe las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir. (Note que las líneas oscuras en un espectro de absorción aparecen en las mismas exactas frecuencias de las líneas brillantes en el correspondiente espectro de emisión)
Naturaleza de la Luz
La naturaleza física de la luz ha sido uno de los grandes problemas de la ciencia
Algunas propiedades de la misma denotan un comportamiento corpuscular y otras uno ondulatorio
¿Como esta constituida la luz?
https://laurablogdotcom4.wordpress.com/wp-admin/post.php?post=2040&action=edit&message=6&postpost=v2
Parámetros característicos de una onda
Frecuencia: es el número de oscilaciones (ciclos) por unidad de tiempo. Se suele medir en Hercios (Hz). 1 Hz = 1 ciclo/s. Si la imagen de arriba correspondiera a 1 segundo de tiempo, la frecuencia de esta onda sería de 2 Hz ya que se han producidos dos oscilaciones (ciclos) en 1 segundo.

– Longitud de onda: Es la distancia que separa dos puntos q¡equivalente consecutivos (por ejmplo, distancia entre dos crestas adyacentes o entre dos valles adyacentes)(en metros , nm(nanómetros), A º(angstrong

–Amplitud: Es la máxima distancia que alcanzan las partículas con respecto al punto de equilibrio. Da una idea de la intensidad de la perturbación.
Teoría de los Cuantos Hipótesis de Plank.
*Dio a conocer una buena forma de describir el comportamiento del color de la luz producida por un cuerpo caliente.
*Todos los cuerpos emiten radiación electromagnética por el simple hecho de tener cierta temperatura
*La materia al igual que la energía son discontinuas ,suponiendo que la energía se liberaba en paquetes o cuantos.
*Planck tuvo que suponer que la luz y la materia no intercambian energía en cantidades cualesquiera, como se había pensado hasta entonces, sino sólo en múltiplos enteros de una cantidad mínima posible, un quantum (cuanto) de energía

Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.
Hertz 1888
Electroscopio Cargado
Descargado
Einstein supuso
*Que la luz, o cualquier onda electromagnética de frecuencia f, se puede considerar como una corriente de fotones, cada uno de ellos con una energía E.
* Postula que la energía lumínica se encuentra concentrada en regiones discretas o en paquetes llamados cuantos de luz.
*Pero para extraer el electrón del metal hay que realizar un cierto trabajo, W, conocido como trabajo de extracción o función de trabajo del metal, que es una constante característica de cada material y totalmente independiente de la frecuencia f de la luz.
*Luego, si la luz incide con una energía E=hf sobre el metal, y este posee un trabajo de extracción W, la Energía cinética máxima, Kmax, del electrón liberado es:
Kmax = hf - W : siendo esta la ecuación de Einstein del efecto fotoeléctrico

*La ecuación de Einstein era una predicción teórica precisa, que ofrecía la oportunidad también para una medición más exacta de la constante de Planck.


http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/Simulaciones/EspiralExp.swf
http://nea.educastur.princast.es/repositorio/VIDEOS/2_1_nea_colab08_BACH_05%20La%20estructura%20de%20la%20materia%20A.swf
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/Simulaciones/BorhEspectro.swf
Orbital p
Orbital d
https://laurablogdotcom4.wordpress.com/2014/08/13/imagen-del-electron/
https://laurablogdotcom4.wordpress.com/2015/04/13/auroras-boreales/
https://laurablogdotcom4.files.wordpress.com/2014/08/ca80c-hydrogen.gif?w=400&h=364
https://edbar01.files.wordpress.com/2014/04/transversales.gif?w=647&h=475
Rayos X
Los rayos X se producen cuando los electrones golpean un blanco de metal. Los electrones son liberados del filamento caliente y acelerados por un alto voltaje hacia el objetivo de metal.
El electrón de alta energía también puede causar un cierre de electrones al núcleo en un átomo de metal se desplace. Esta vacante será cubierta por un electrón más lejos del núcleo. La diferencia bien definida en energía, característica del material de unión, se emite como un fotón monoenergético. Cuando detecta este fotón de rayos X da lugar a una línea de rayos X característico en el espectro de energía.
https://laurablogdotcom4.wordpress.com/2014/10/02/1867/
https://laurablogdotcom4.files.wordpress.com/2014/08/fff57-xray_anim.gif?w=180&h=135
http://www.educaplus.org/swf/efecto_fotoelectrico9_p.swf
Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.
Full transcript