LOS FILÓSOFOS GRIEGOS SE PREGUNTABAN: ¿Es posible dividir la materia en pedazos cada vez más pequeños, o hay un punto en el que no se puede dividir más? Platón y Aristóteles “La materia es infinitamente divisible” “La materia se compone de pequeñas partículas indivisibles “ A esas partículas las llamó ATOMOS FALSO Cierto: Dalton 2000 años después (Gp:) Demócrito
1. Primeras ideas acerca del Átomo
2. La Teoría Atómica de Dalton Entre 1803 y 1807 Jhon Dalton utilizó las leyes fundamentales de las combinaciones químicas, que se conocían hasta el momento, para publicar una teoría atómica congruente. (Gp:) Antoine Lavoisier: 1734-1794
(Gp:) Joseph Louis Proust, (1754-1826)
(Gp:) Dalton 1766-1844
En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, tan sólo se transforma. (Gp:) Antoine Lavoisier: 1734-1794
1789. Ley de Lavoisier de la conservación de la masa. LEYES PONDERALES.
1799. Ley de Proust de las proporciones definidas. Afirma que:
Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones de peso fijas y definidas. (Gp:) Joseph Louis Proust, (1754-1826)
1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. (Gp:) Dalton 1766-1844
Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre si una relación numérica sencilla.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1808 La teoría atómica de John Dalton puede resumirse en los siguientes puntos: 1.- La materia está compuesta por partículas indivisibles, extremadamente pequeñas, denominadas atomos. 2.- Hay diferentes clases de átomos. Cada clase posee su tamaño y propiedades características. 3.- Cada clase de átomos corresponde a un elemento distinto. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos. 4.- Los compuestos químicos puros están constituidos por átomos de distintos elementos combinados entre sí, mediante relaciones sencillas. 5.- Las reacciones químicas consisten en la combinación, separación o reordenación de los átomos. Los átomos permanecen inalterados en cualquier transformación.
“La materia se compone de pequeñas partículas indivisibles “ Demócrito
Dalton: 1808 Teoría atómica
El químico inglés HUMPHREY DAVY en 1.800 : Comprueba que al hacer pasar corriente eléctrica a través de algunas sustancias, estas se descomponían. 3. La naturaleza eléctrica de la materia
1.- El peso de una sustancia que se deposita en un electrodo debido a una cantidad fija de electricidad es siempre igual. 2.- Los pesos que se depositan debido a una cantidad fija de electricidad son proporcionales a los pesos equivalentes de la sustancia. MICHAEL FARADAY (1791-1867) A las conclusiones a las que llego Faraday se les conoce como Leyes de la electrólisis: Se conoce como ELECTROLISIS al empleo de una corriente eléctrica para producir una reacción química.
“una corriente de algo electrificado emergiendo del cátodo” 3.1. Rayos Catódicos y Electrones J. J. Thomson trabajando con los tubos de Croques
J. J. Thomson calculó la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón
PROPAGACIÓN DE LOS RAYOS CATÓDICOS El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos. Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.
¿DE DÓNDE PARTEN LOS RAYOS? El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. los rayos parten del cátodo. Por eso se les llama RAYOS CATÓDICOS.
¿TIENEN MASA LOS RAYOS? El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa. En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.
¿QUÉ CARGA TIENEN LOS RAYOS? El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg). Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas
GEORGE STONEY (1874) estudió cuidadosamente las investigaciones de FARADAY y THOMPSON y sugirió que las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos. los científicos habían empezado a acumular datos que sugerían que el átomo se compone de piezas todavía más pequeñas llamadas PARTÍCULAS SUBATÓMICAS En 1891 STONEY propuso llamarlas ELECTRONES.
Millikan calculó la masa del electrón
3.2. Rayos Canales y Protones Eugen Goldstein
4. El modelo atómico de Thomson El modelo de “Puding de ciruela”
Wilhelm Roentgen (1845-1923) físico alemán (primer premio Nobel en 1901). Descubrió rayos X en 1895 que revoluciono toda la vida de humanidad. El científico descubrió que el tubo emite haz de rayos de naturaleza indefinida ( por eso los llamó “los rayos X”) que poseen la capacidad de penetrar muchas sustancias y dejar su imagen en pantallas luminescentes o películas fotográficas 5. La Radiactividad
Los rayos X producían radiaciones muy penetrantes capaces de velar placas fotográficas cubiertas y de producir fluorescencia en algunos materiales, aun cuando ante éstos se interponían obstáculos delgados, como hojas de papel Enseguida se descubrió que los rayos X no son nada más que las ondas electromagnéticas de muy baja longitud de onda. Ocupa su lugar en el espectro electromagnético (Gp:) GRABADO DE LA NOTICIA DEL DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X.
Este descubrimiento sirvió de motivación para ciertos estudios de Henri Becquerel, en París, el cual estaba muy interesado en entender el fenómeno de la fluorescencia. Esas radiaciones eran producidas por cualquier sal de uranio, fosforescente o no, con luz o sin ella, por lo que concluyó que el fenómeno estaba directamente relacionado con la presencia de uranio en los compuestos. Becquerel había descubierto la radiactividad.
Una vez descubierta la radioactividad… (sustancias que emiten espontáneamente radiación) Poco tiempo después, también en París, la polaca Marie Sklodowska-Curie descubrió que el torio tenía propiedades similares a las del uranio y, junto con su marido, el francés Pierre Curie, descubrió el elemento radio que es millones de veces más activo que el uranio.
Ernest Rutherford reveló que estas sustancias emitían tres tipos de radiación: a,b,y g
6. El modelo atómico de Rutherford En 1906 la Universidad de Manchester ofreció a Rutherford un puesto de investigador y aceptó como ayudantes al joven alemán Hans Wilhelm Geiger (25 años).
Geiger, a sugerencia de Rutherford, empezó de inmediato a estudiar la dispersión de rayos a por hojas delgadas de oro.
Una muestra de radio se ponía en un contenedor con un pequeño orificio por el que escapaba un haz delgado de rayos a que se hacía incidir sobre una placa de sulfato de zinc, la cual tiene la propiedad de emitir luz cuando es alcanzada por un rayo a
Al interponer a este una hoja delgada de oro podían estudiarse las desviaciones que inducían los átomos de oro en los rayos a incidentes.
Según el propio Rutherford, "…. era como disparar balas sobre un hoja de papel y ver que rebotan".
RUTHERFORD postuló que la mayor parte de la masa del átomo, y toda su carga positiva, residían en una región extremadamente pequeña y densa que llamó NÚCLEO
un núcleo central, que contiene los protones y neutrones
(y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario. Considera que el átomo se divide en: una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares,
de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.
Rutherford sospechaba en 1920,que debía existir una partícula de masa comparable a la del protón. Según él, esta partícula podía originarse en un átomo de hidrógeno en el que el electrón habría caído al núcleo neutralizándolo eléctricamente. MODELO
James Cadwick, en 1932, físico inglés, dirigió un chorro de partículas a sobre un blanco de berilio. Se produjo una radiación muy penetrante sin carga que Chadwick identificó como un rayo de partículas neutras con una masa casi igual a la del protón y sin carga. A estas partículas subatómica fundamentales las denominó NEUTRONES
En el modelo atómico de Rutherford los electrones no pueden estar inmóviles los electrones deben estar en movimiento alrededor del núcleo en órbitas dinámicas estables, parecidas a las que forman los planetas alrededor del sol.
http://www.maloka.org/f2000/index.html IMÁGENES EN APPLETS JORNADAS DE LA CIENCIA BAJANDO AL FINAL DE LA PÁGINA Al hacer clik en cualquier parte de la caja se crea un electrón Si se deja quieto es atraído por el núcleo, pero si se consigue hacerlo girar, entra en orbita
Thompson Rutherford Dalton
Demócrito Nuestros días Naturaleza eléctrica de la materia Descubrimiento de la radiactividad La naturaleza de la luz “CUANTOS”
7.-La naturaleza ondulatoria de la luz
Gran parte de lo que ahora conocemos sobre la estructura electrónica de los átomos proviene de la luz emitida o absorbida por las sustancias http://www.maloka.org/f2000/index.html IMÁGENES EN APPLETS JORNADAS DE LA CIENCIA BAJANDO AL FINAL DE LA PÁGINA
Entender los fundamentos actuales de la estructura electrónica – La luz que ven nuestros ojos es un tipo de radiación electromagnética – La radiación electromagnética transporta, a través del espacio, energía: ENERGIA RADIANTE. – Hay muchos tipos de radiaciones muy distintas que comparten ciertas características fundamentales. -Todas viajan a 3.00·108m/s “velocidad de la luz” y tienen naturaleza ondulatoria –
La relación entre la longitud de onda (l) y la frecuencia (u) es inversa y puede expresarse de una forma sencilla como: ul=c http://www.maloka.org/f2000/index.html IMÁGENES EN APPLETS JORNADAS DE LA CIENCIA BAJANDO AL FINAL DE LA PÁGINA
(Gp:) 105 1012 (Gp:) 106 1011 (Gp:) 107 1010 (Gp:) 108 109 (Gp:) 109 108 (Gp:) 1010 107 (Gp:) 1011 106 (Gp:) 1012 105 (Gp:) 1013 104 (Gp:) 1014 103 (Gp:) 1015 102 (Gp:) 1016 101 (Gp:) 1017 100 (Gp:) 1018 10-1 (Gp:) 1019 10-2 (Gp:) Hz nm (Gp:) 380 nm (Gp:) 780 nm (Gp:) VISIBLE (Gp:) Rayos g (Gp:) Rayos X (Gp:) Ultravioleta Lejano (Gp:) UV Próximo (Gp:) Infrarrojo Próximo (Gp:) Infrarrojo Lejano (Gp:) Microondas (Gp:) Radiofrecuencias (Gp:) Efecto fisiológico de las radiaciones: Como E= hn y n=c/l, a mayor n, mayor energía y menor l. Es decir, la radiación será más energética y más penetrante cuanto más elevada sea su frecuencia. (Ver flecha roja vertical) (Gp:) Espectros Electrónicos (Gp:) Espectros Electrónicos y Vibracionales (Gp:) Espectros de Vibración-Rotación (Gp:) Espectros de: Rotación pura
Resonancia de Spin Electrónico (RSE) (Gp:) Espectros de: Res. Magnética Nuclear (RMN)
Res. Cuadrupolar Nuclear (RQN) (Gp:) n l (Gp:) DE(J/mol) = NAhn = NAhc/l = Nahcn = 3,99×10-10 n(Hz) (Gp:) DE (Gp:) 108 (Gp:) (J/mol) (Gp:) 106 (Gp:) 101 (Gp:) 10-2 (Gp:) 10-5
ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.
7.1. La radiación del Cuerpo Negro Hacia fines del siglo XIX era claro que la absorción y emisión de luz por los cuerpos se debía a la interacción de la radiación electromagnética con los electrones del medio, al hacerlos vibrar. La intensidad de la radiación de emisión del cuerpo negro puede ser medida como función de la frecuencia, o sea se obtiene el espectro del cuerpo negro. LA INTENSIDAD ES FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA DEL CUERPO
Cuando los sólidos se calientan, emiten radiación A finales del s XIX varios físicos estudiaban este fenómeno tratando de entender “la relación entre la temperatura y la longitud de onda de la radiación emitida” que las leyes físicas del momento no podían explicar.
La ley del desplazamiento de Wien l . T = W (0.298cm ºK) a medida que la temperatura del cuerpo aumenta, el máximo de su distribución de energía se desplaza hacia longitudes de onda más cortas, lo que origina un cambio en el color del cuerpo. Distribución de Plank: curva que representa la variación de la potencia de la radiación en función de la longitud de onda a cada temperatura para el cuerpo negro.
Distribución de Plank: curva que representa la variación de la potencia de la radiación en función de la longitud de onda a cada temperatura para el cuerpo negro.
Pero hasta ese momento no se sabía la relación entre la temperatura y la intensidad y longitud de onda. En 1900 Max Planck (1858-1947) resolvió el problema con una hipótesis audaz: propuso que la energía sólo puede ser liberada (o absorbida) por los átomos en "paquetes" de cierto tamaño mínimo. h, llamada constante de Planck, vale de 6, 63 10-34 Joule-segundos (J-s) 7.2. Los Cuantos de Planck
El electrón no puede tener una energía por debajo de la del modo fundamental, así que una vez allí no puede perder más y precipitarse al núcleo. Si, estando en este estado, de pronto llega un fotón, el electrón puede absorberlo aumentando su energía y pasando a un estado excitado, como un pájaro que salta de una rama de un árbol a otra más alta. También como un pájaro baja saltando a una rama más baja, el electrón puede despedir un fotón y caer en un estado de menor energía. Estos brincos son siempre entre estados de energías fijas, y por tanto la luz emitida corresponde a frecuencias también bien definidas, y no son posibles saltos entre ramas intermedias.
7.3. El Efecto Fotoeléctrico La luz, o mejor, la radiación electromagnética, provocan efectos sobre la materia. uno en especial, llamado efecto fotoeléctrico, fue ya descubierto por Hertz en 1887, y descrito por Lenhard (1905) como que .. Hertz "la luz de la región visible puede producir emisión de electrones (fotoelectrones) pero en la mayoría de los metales es necesaria luz ultravioleta”.
Los fotones con energía suficiente (frecuencia umbral), consiguen arrancar electrones, reflejándose o transformándose en otras formas de energía. Generan corriente eléctrica. Las leyes del efecto fotoeléctrico se resumen en:
1º-.El número de fotoelectrones emitidos por segundo es proporcional a la intensidad de la radiación incidente.
Si mantenemos la polaridad y el tipo de luz (la misma frecuencia) pero utilizamos más potencia de iluminación (bombilla más potente o varias bombillas) el nº de electrones extraído es mayor y llegan más al amperímetro. Mayor intensidad de luz (I) significa mayor flujo de fotones y la corriente en el circuito externo ( i ) aumenta. 2º-.Los fotoelectrones son emitidos con un intervalo de velocidad entre cero y un máximo. La velocidad aumenta con la frecuencia pero no con la intensidad de la radiación.
Los fotones con energía insuficiente (frecuencia inferior a la umbral), no consiguen arrancar electrones, reflejándose o transformándose en otras formas de energía. No generan corriente eléctrica. 3º-.Para un metal dado existe un cierto valor de la frecuencia de la radiación "frecuencia umbral" m0 por debajo de la cual no se produce emisión de fotoelectrones por muy elevada que sea la intensidad de la radiación incidente.
COMO EXPLICAR EL EFECTO FOTOELÉCTRICO En 1905 Albert Einstein (1879-1955) usó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico
Cuando la luz llega a la superficie del metal la energía no se reparte equitativamente entre los átomos que componen las primeras capas en las que el haz puede penetrar, sino que por el contrario sólo algunos átomos son impactados por el fotón que lleva la energía …y, si esa energía es suficiente para extraer los electrones de la atracción de los núcleos, los arranca del metal.
La energía cinética de los electrones emitidos depende de la frecuencia de la radiación incidente y de la posición que ocupa ese electrón en el metal.
El valor de la energía para estos electrones será: E = hu hu = huo +1/2 mv2 Energía umbral (Gp:) Energía del electrón emitido (Gp:) =
(Gp:) El exceso (aparece como energía cinética del electrón emitido) (Gp:) +
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/cuantica/fotoelectrico/fotoelectrico.htm#Actividades%20a%20realizar
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Niels Bohr, físico Danés, (1913) primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. El modelo de Bohr explica la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro. Supera el modelo atómico de Rutherford suponiendo, simplemente, que la física clásica estaba equivocada. 8. Modelo Atómico de Bohr
http://www.maloka.org/f2000/index.html IMÁGENES EN APPLETS JORNADAS DE LA CIENCIA BAJANDO AL FINAL DE LA PÁGINA Se observan la órbitas de energía definida La absorción y emisión de energía en las subidas y bajadas de nivel
Espectro: componentes de la radiación de emisión de fuentes de luz. (Gp:) Espectro de líneas: contiene radiación de longitudes de onda específicas y características
(Gp:) Espectro continuo: contiene todas las longitudes de onda
El modelo de Bohr explica la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro discontínuo.
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Balmer demuestra que las líneas se ajustan a una fórmula simple: n= 3,4,5,6 C= 3.29 1015 s-1 Pero antes que Bohr lograra explicar las líneas espectrales del hidrógeno, el suizo Johann Jacob Balmer, logró establecer –en 1885, el mismo año en que naciera Bohr– una simple relación numérica, que ligaba las longitudes de onda de las rayas espectrales del átomo de hidrógeno. (Gp:) u (Gp:) = C (Gp:) 1 (Gp:) 22 (Gp:) – (Gp:) 1 (Gp:) n2
Su fórmula permitió prever, no sólo la sucesión de las líneas en el espectro visible, sino también series de ellas en el espectro invisible –ultravioleta e infrarrojo– del hidrógeno.
Todo esto implicó que en el espectro del más sencillo de los átomos, el caos había dado paso a un orden físico regido por la ley de Balmer-Ritz: (Gp:) u (Gp:) = R (Gp:) 1 (Gp:) m2 (Gp:) – (Gp:) 1 (Gp:) n2
Donde u es la frecuencia de la línea m y n son pequeños números enteros, y R es un número fundamental, la célebre constante de Rydberg. ¿cuál era el sentido de estos hallazgos empíricos?
Todos los esfuerzos considerables y perseverantes para deducir las reglas de Balmer, de Ryddberg, y de Ritz, con la ayuda de analogías mecánicas, acústicas y eléctricas, fracasaron completamente. "Creo –escribió Poincaré, con profética visión– que aquí reside uno de los más importantes secretos de la naturaleza” . ESTE FUE EL SECRETO QUE BOHR EMPEZÓ A ESTUDIAR. Henri Poincaré, prestigioso matemático, científico teórico y filósofo de la ciencia.
POSTULADOS DE BOHR 1.- El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. 2.-Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · p). Una órbita tiene un estado estacionario de energía. El estado de menor energía se llama estado fundamental. Si absorben engría adicional pasan a un estado excitado 3.-El electrón no radia energía cuando está en un estado estacionario. Si cambia de estado lo hace intercambiando una cantidad de energía proporcional, según la ecuación de Plank Ea – Eb = h · n Fallos: -No explica espectros de átomos multielectrónicos – No explica el desdoblamiento de lineas
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Louis de Broglie pensó que, al igual que la luz, pese a ser de naturaleza ondulatoria, presentaba muchas veces una componente corpuscular, podía ser que la materia normal, tratada siempre como partícula, tuviese también una naturaleza ondulatoria. “Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud de onda vale l= h/mv” 9. Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpusculo del electrón De Broglie en 1924 predijo que
http://www.maloka.org/f2000/index.html IMÁGENES EN APPLETS JORNADAS DE LA CIENCIA BAJANDO AL FINAL DE LA PÁGINA En lugar de tener una pequeña partícula girando al rededor del núcleo en una ruta circular, tendríamos un tipo de onda tejida al rededor de todo el círculo. Ahora, la única forma de que tal onda pudiera existir es si un número exacto de sus longitudes de onda encajaran exactamente al rededor del círculo.
Plank y Einstein habían demostrado la naturaleza dual del electrón que al ser una partícula, que se comportaba como onda. PARTÍCULA ONDA
En 1927 Davidson y Germer demostraron que los electrones podían ser difractados igual que los rayos X. Los electrones se comportaban como ondas Microfotografia electrónica del virus Ebola, amplificada 19.0000 veces. Causó epidemia en África en 1995.
http://www.maloka.org/f2000/schroedinger/two-slit3.html http://www.maloka.org/f2000/schroedinger/two-slit2.html
VISITA LAS SIGUIENTES WEBS En esta última, los dos applets: el que se ve en la imagen y el que hay al final de la página que muestra la interferencia de los electrones
El físico alemán Werner Heisenberg, llegó a la conclusión de que la doble naturaleza de la materia impone limitaciones: ”Es imposible conocer con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón”. 10. Principio de Incertidumbre De Heisenberg
En las zonas de más densidad Mayor probabilidad de encontrar al electrón Como una definición simple, podemos señalar que se trata de un concepto que describe que el acto mismo de observar cambia lo que se está observando. En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg se dio cuenta de que las reglas de la probabilidad que gobiernan las partículas subatómicas nacen de la paradoja -reflejada en los experimentos mostrados – de que dos propiedades relacionadas de una partícula no pueden ser medidas exactamente al mismo tiempo. Si el electrón obedeciese las leyes de la mecánica newtoniana, las incertidumbres podrían reducirse a cero y la posición y el momento del electrón podrían determinarse con toda precisión. http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Curiosid/Rc-31/RC-31.htm
11. Mecánica Cuántica-Ondulatoria. Teoría Actual En 1926 Erwin Schrödinger inventó la mecánica ondulatoria y fue formulada independientemente de la mecánica cuantica Schrödinger modificó una ecuación existente que describía a una onda tridimensional sin movimiento imponiendo las restricciones de longitud de onda sugeridas por ideas de De Broglie
La mecánica ondulatoria describe matemáticamente el comportamiento de los electrones y los átomos. Su ecuación medular, conocida como ecuación de Schrödinger, se caracteriza por su simpleza y precisión para dar soluciones a problemas investigados por los físicos
-Esta ecuación le permitió calcular los niveles de energía del átomo de hidrógeno.
-El hidrógeno es el único átomo para el cual se ha resuelto con exactitud.
-Se requieren suposiciones de simplificación para resolverla para átomos y moléculas más complejos.
http://www.maloka.org/f2000/index.html IMÁGENES EN APPLETS JORNADAS DE LA CIENCIA BAJANDO AL FINAL DE LA PÁGINA Asocia con cada nivel electrónico la zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón
*El estudio de los átomos y las moléculas según la mecánica cuántica es de tipo matemático. *El concepto importante es que cada solución de la ecuación de onda de Schrödinger describe un estado de energía posible para los electrones del átomo. *Cada solución se describe mediante un conjunto de tres números cuánticos. Aportaciones de la ecuación de Schrödinger *Las soluciones de la ecuación de Schrödinger también indican las formas y orientaciones de las distribuciones de probabilidad estadística de los electrones.
*Los orbitales atómicos se deducen de las soluciones de la ecuación de Schrödinger. *Dirac reformuló la mecánica cuántica electrónica teniendo en cuenta los efectos de la relatividad. De ahí surgió el cuarto número cuántico. Las soluciones de las ecuaciones de Schródinger y de Dirac para los átomos de hidrógeno
funciones de onda
describen los diversos estados disponibles para el único electrón del hidrógeno
Cada uno de estos estados posibles se describe mediante cuatro números cuánticos. -Estos números cuánticos permiten describir el ordenamiento electrónico de cualquier átomo y se llaman configuraciones electrónicas. -Los números cuánticos desempeñan papeles importantes para describir los niveles de energía de los electrones y la forma de los orbitales que indica la distribución espacial del electrón. -Un orbital atómico es la región espacial en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.
¿Que es un número cuántico Y que valores tiene?
1.- El número cuántico principal n. Describe el nivel de energía principal que el electrón ocupa. Puede ser cualquier entero positivo: n= 1,2,3,4,. . . Determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa.
l. El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón.
Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste (desde 0 hasta n-1).
m. El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses.
ml , puede tomar valores integrales desde -l hasta +l e incluyendo el cero ml = (-l),…., 0,…..,(+l)
Forma de los orbitales Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales s, p, d y f
s. El número cuántico de spin Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo.
Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario.
Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Así, en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).
En la tabla periódica, los elementos están ordenados de acuerdo con su número atómico y, por lo tanto, de su número de electrones. En cada columna o grupo, la configuración electrónica del átomo es la misma, variando únicamente que la última capa es más externa. Así las propiedades de los elementos del grupo serán similares, sobre todo en su aspecto químico. En cada fila o periodo, se completa la última capa del átomo, su capa de valencia. De esta forma, la variación en las propiedades periódicas será debidas al aumento de electrones en esa capa y al aumento de la carga nuclear, que atraerá con más fuerza a esos electrones.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Ejemplo: el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2. Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo
Los grupos 3 a 12 completan los orbitales p de la capa anterior a la capa de valencia Ejemplo: el oxígeno, en el segundo periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 2s2 2p4, el azufre, en el tercer periodo , tendrá la configuración 3s2 3p4
Los grupos 13 a 18 completan los orbitales d de la capa de valencia. hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2.
Los elementos de transición interna, completan los orbitales f de su antepenúltima capa.
Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:
Orbitales niveles de energía electrónica
Números cuánticos niveles de energía electrónica
2 electrones s 6 electrones p 10 electrones d 14 electrones f
Resulta que actualmente se cree que incluso los protones y los neutrones no son fundamentales: están compuestos por partículas más fundamentales llamadas quarks. Los físicos ahora creen que los quarks y los electrones SON fundamentales. Una última visión…del núcleo
En 1964 Murray Gell-Mann y George Zweig sugirieron que cientos de las partículas conocidas hasta el momento, podrían ser explicadas como una combinación de sólo 3 partículas fundamentales. Un poco de historia del quark Gell-Mann eligió el nombre caprichoso de "quarks" para estos constituyentes. Esta palabra aparece en la frase "three quarks for Muster Mark" en la novela de James Joyce, Finnegan's Wake.
La parte revolucionaria de la idea era que ellos debieron asignarle a los quarks cargas eléctricas de 2/3 y -1/3 (en unidades de la carga del protón): nunca habían sido observadas cargas como esas. Primero los quarks fueron considerados como un truco matemático, pero los experimentos han convencido a los físicos de que los quarks existen. ¿Cómo surgieron los absurdos nombres de los quarks?
Hay seis sabores de quarks. "Sabores" aquí significa simplemente, diferentes tipos.
Los dos quarks más ligeros se llamaron ARRIBA (UP) y ABAJO (DOWN). El tercer quark se llamó EXTRAÑO (STRANGE). Este nombre se había utilizado ya, asociado a los mesones K, porque sus largas vidas parecían ser una propiedad "extraña" o inesperada (los mesones K contienen quarks extraños).
(Gp:) ENCANTO (CHARM), el cuarto tipo de quark, fue llamado de este modo porque sí. Fue descubierto en 1974 en el Stanford Linear Accelerator Center formando parte de la partícula que ellos llamaron Y (psi), y simultáneamente, en el Brookhaven National Laboratory dentro de la partícula que llamaron "J". El J/Y es una combinación de quarks charm-anticharm (CC ). (Gp:) –
Los quarks quinto y sexto fueron llamados originalmente VERDAD (Truth) y BELLEZA (Beauty), pero incluso los físicos pensaron que era demasiado absurdo. Ahora ellos son llamados CIMA (TOP) Y FONDO (o TRASERO!) (BOTTOM) (manteniendo las iniciales T y B.)
El sexto sabor del quark, el TOP, es el más masivo de los quarks. Es unas 35,000 veces más masivo que los quarks up y down, que forman la mayoría de la materia que nosotros vemos a nuestro alrededor. El 2 de marzo de 1995 el Laboratorio Nacional Fermi anunció el descubrimiento del quark TOP. De los seis quarks, cuya existencia fue predicha por la teoría científica vigente, el quark TOP fue el último en ser descubierto