1uma = 1,66054×10-24g PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
-Fotones o cuantos Es estable y, por lo tanto, no decae espontáneamente en ninguna otra partícula.
CLASIFICACIÓN DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
-Leptones Partículas de masa ligera y de interacción débil (no intervienen en las interacciones fuertes, como el electrón). Incluye cuatro partículas y cuatro antipartículas. Neutrinos.- La más ligera de las cuatro, con masa en reposo igual a cero. Las dos clases conocidas son: el electrón- neutrino (?e) y el muón-neutrino (?µ), cada uno asociado con su antipartícula correspondiente. Electrones y muones.- El muón tienen una masa en reposo de 200 veces mayor que el del electrón.
-Hadrones Partículas pesadas y de interacción fuerte, como los protones y los neutrones. Pueden ser agrupados en dos familias. Mesones.- La más ligera de las dos familias. Tienen spin cero o entero (Quarks: partículas más pequeñas que constituyen la materia). Bariones.- Son las partículas “duras” pesadas de la naturaleza. Tienen spin ½.
TEORÍA DE LOS QUARKS En 1964 Murray Gell-Mann y Georges Zweig propusieron una teoría para explicar la constitución interna de los hadrones: la teoría de los quarks. Según esta teoría los hadrones están compuestos de otras partículas elementales, que denominaron quarks. Los quarks propuestos presentan propiedades peculiares; en espacial, con relación a la carga del protón, tienen carga fraccionaria. Según la simetría partícula/antipartícula se encontró que a cada quark le correspondía su antiquark.
DESARROLLO DE LOS MODELOS ATÓMICOS – MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904) “ Budín de pasas”.
– MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD O MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO (1911) “Sistema planetario en miniatura”.
TEORÍA CLÁSICA DE LA RADIACIÓN
En 1900, Max Planck predijo con todo éxito la forma de la curva. ECUANTO ? ?
E = hc / ? E = h ?
EFECTO FOTOELÉCTRICO
h ? = p + ½(mv²) h ? = h?o + ½(mv²) Energía fotón = Energía de escape + Energía cinética
ESPECTROS ATÓMICOS Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Johannes Rydberg (1890) sintetizó las relaciones espectrales en la siguiente ecuación.
donde: R = constante de Rydberg = 109 678 cm –1 Para iones similares al de hidrógeno (isoelectrónicos) como el He+1, Li+2, Be+3 y otras partículas:
? = 1 = R ( 1 – 1 ) ? ni2 nf2 ? = 1 = RZ 2 ( 1 – 1 ) ? ni2 nf2
MODELO ATÓMICO DE BOHR
El trabajo de Niels Bohr (1913) fue la primera aplicación de la hipótesis cuántica a la estructura atómica que tuvo cierto éxito. 1º POSTULADO: ESTABILIDAD DEL ELECTRÓN
v2 = Ze2 mr Ec = 1 Ze2 2 r
2º POSTULADO: ÓRBITAS PERMITIDAS momento angular = (# entero) h 2?
m v r = n h 2? r = (0,529 Aº) n2 Z r = ao n2 Z
3º POSTULADO: EMISIÓN Y ABSORCIÓN DE ENERGÍA RADIANTE
? E = Ef – Ei ?E = h ? => Ef – Ei = h ?
ECUACIÓN EMPÍRICA DE BALMER Y RYDBERG
RZ 2 ( 1 – 1 ) = 1 = ? ni2 nf2 ?
4º POSTULADO: NIVELES ESTACIONARIOS DE ENERGÍA ETOTAL = Ec + Ep
Ec = Z e2 , Ep = – Z e2 , ET = – Z e2 2r r 2r
Reemplazando valores:
ET = – 13,6 Z 2 eV = – 313,6 Z 2 Kcal n 2 n 2 mol
=> RH = 2,18 x 10 – 18 J
ET = – RH Z 2 n 2
El modelo del átomo de Bohr logra explicar la estabilidad de los átomos, la energía de ionización y los espectros de los átomos de hidrógeno o semejantes ( por ejemplo , 2He +1 , 3Li +2 y 4Be +3 ).
MODELO ATÓMICO MODERNO DUALIDAD DE LA MATERIA Luis de Broglie (1924), sugirió que todo corpúsculo en movimiento va asociada a una onda, es decir una perturbación de tipo oscilatorio. “La materia al igual que la energía, presenta un carácter dualístico de onda – partícula”.
E = mc2 …….. 1 PARTÍCULA E = hc / ? …….. 2 ONDA 1=2
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG Werner Heisemberg (1926): “ Es imposible conocer con exactitud y al mismo tiempo, el momento y la posición del electrón”. p = mv ?p = m. ?v ?p = ?m.v
?p ?x ? h 4?
ECUACIÓN DE SCHRODINGER Conocida como ecuación de onda, describe el comportamiento de un electrón dotándole de la naturaleza ondulatoria y corpuscular simultáneamente.
Donde: ? (psi) : función de onda. m : masa del electrón E : energía total V : energía potencial ? 2 : probabilidad de encontrar al electrón en cierta región.
?2 ? + ?2 ? + ?2 ? + 8 ?2m ( E – V) ? = 0 ? x2 ? y2 ? z2 h2
La solución de esta ecuación es :
Dirac – Jordan completaron la ecuación de Schrodinger incorporando la teoría general de la relatividad de Einsten a la mecánica cuántica y es precisamente donde aparece un cuarto parámetro cuántico denominado “spin” (ms).
? = f (n, l, ml) ? = f (n, l, ml, ms)
NÚMEROS CUÁNTICOS Describen los estados energéticos del electrón y también proporcionan tres características fundamentales del orbital. Un electrón queda definido por los cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms.
ORBITALES ATÓMICOS Se llama ORBITAL a la representación completa de la probabilidad de hallar un electrón en diversos puntos de un espacio delimitado.
ORBITAL
?? APAREADO O LLENO O SATURADO ? DESAPAREADO O SEMILLENO __ VACÍO
REPRESENTACIÓN DE ORBITALES ORBITAL s
1s 2s 3s …
ORBITAL p
ORBITAL d
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Es la forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo. Los orbitales se llenan en orden de energía creciente
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Wolfgang Pauli (1926) “En un átomo no puede haber dos electrones que tengan iguales los cuatro números cuánticos”.
Ejemplo: (a) (b) (c) 2He : ? ? ? ? ? ? 1s2 1s2 1s2
SUSTANCIA PARAMAGNÉTICA .- Es aquella que es atraída por un imán y se les reconoce porque tienen electrones desapareados.
SUSTANCIA DIAMAGNÉTICA .- Es aquella que es débilmente repelida o no son atraídas por un imán, en este caso no tiene electrones desapareados.
MOMENTO MAGNÉTICO ( ? )
Es la fuerza con que es atraída una sustancia paramagnética por un campo magnético externo. La susceptibilidad paramagnética de una sustancia se mide en términos de un momento magnético ( ? ), que se relaciona con el número de electrones no apareados ( i ).
? = ? i (i +2)
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (REGLA DE HUND) F. Hund “El orden de llenado en un subnivel es aquel en el que hay el máximo número de orbitales semillenos. Los elementos de estos orbitales tienen los spines paralelos” Ejemplo: (a) 6C: ? ? ? ? ? ? ___ ___ 1s2 2s2 2px 2py 2pz (b) ? ? 2px 2py 2pz (c) ? ? 2px 2py 2pz
PRINCIPIO DE AUFBAU “Aufbau” palabra alemana que significa construcción. “Los electrones se distribuyen en orden creciente de la energía relativa (ER) de los subniveles “.
1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 <…
# de electrones nivel 6 ? 6p3 subnivel (l =1)
ER = n + l
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ESTABLE Sucede cuando un átomo completa ocho electrones en su última capa
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA KERNEL (Simplificada) “Kernel” palabra alemana que significa corazón. Se puede realizar la distribución electrónica simplificada haciendo uso de la configuración electrónica de un gas noble, más cercano al elemento. Ejemplo: 13Al : [Ne] 3s2 3p1
donde: [Ne] representa el Kernel de neón.
REACCIONES NUCLEARES
CARACTERÍSTICAS -Sólo intervienen los núcleos atómicos. -Están involucradas grandes cantidades de energía. -La velocidad de reacción no está influenciada por factores externos (P, T y catalizadores). -Los átomos reactantes pierden su identidad, formando nuevos núcleos.
Partícula S Z A Neutrón n 0 1 Protón p H 1 1 Partícula beta (electrón) ß e -1 0 Positrón (electrón positivo) ß e 1 0 Partícula alfa (núcleo de helio) a He 2 4 Deuterón (núcleo de hidrógeno pesado) H 1 2
ESTABILIDAD NUCLEAR El factor principal para determinar si el núcleo es estable es la relación neutrón a protón (n : p).
PRINCIPIOS DE CONSERVACIÓN -Conservación del número de masa (A)
-Conservación del número atómico (Z)
-Conservación de la masa – energía -Conservación del momento lineal -Conservación del momento angular (Gp:) 1n (Gp:) 0 (Gp:) U (Gp:) 235 (Gp:) 92 (Gp:) + (Gp:) Cs (Gp:) 138 (Gp:) 55 (Gp:) Rb (Gp:) 96 (Gp:) 37 (Gp:) 1n (Gp:) 0 (Gp:) + (Gp:) + 2
235 + 1 = 138 + 96 + 2×1 (Gp:) 1n (Gp:) 0 (Gp:) U (Gp:) 235 (Gp:) 92 (Gp:) + (Gp:) Cs (Gp:) 138 (Gp:) 55 (Gp:) Rb (Gp:) 96 (Gp:) 37 (Gp:) 1n (Gp:) 0 (Gp:) + (Gp:) + 2
92 + 0 = 55 + 37 + 2×0
ECUACIONES NUCLEARES Notación normal y abreviada de diversas reacciones.
N + H ? C + He , N (p, ?) C
Al + n ? Mg + H , Al (n, p) Mg . . .
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