Efecto fotoeléctrico. La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “?0”. Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x ?. Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.
Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular. Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón: La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “?0”.
Efecto fotoeléctrico. (Gp:) Fotones con energía insuficiente
(Gp:) Fotones con energía suficiente
(Gp:) A mayor intensidad de luz manteniendo la frecuencia mayor número de electrones arrancados.
http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/Ef_Fotoelectrico/TeoriaEF.htm
Teoría corpuscular. Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x ?. Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón. Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:
E = h x ? = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 = 33,125 x 10–17 J = 3,3125 x 10–16 J Ejemplo: Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm.(h = 6,625 x 10–34 J s)
Ejercicio A: Determina la energía cinética con la que será expulsado un electrón del cesio al emplear una radiación de 850 nm si sabemos que la energía umbral del Cs es 6,22 x 10–19 J (h = 6,625 x 10–34 J s) Efotón= h x ? = 6,625 x 10–34 J s x 3,5 x 1017 s–1 = = 2,34 x 10–19 J Como esta energía es inferior a la energía umbral el electrón no saldrá expulsado. No tiene sentido emplear Puesto que daría energía cinética negativa
Modelo de Bohr Según el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo. Basa su teoría en dos hechos nuevos: Aparición del espectro del H. Teoría cuántica de Plank.
Postulados del modelo de Bohr. “Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r = n x h / 2?” en donde n = 1, 2, 3, 4… (número cuántico principal) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”. “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 a ?E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas (?E = h x ?)”
Niveles permitidos (para el átomo de hidrógeno) (Gp:) n = 1 E = –21,76 · 10–19 J
(Gp:) n = 2 E = –5,43 · 10–19 J
(Gp:) n = 3 E = –2,42 · 10–19 J
Energía (Gp:) n = 4 E = –1,36 · 10–19 J
(Gp:) n = 5 E = –0,87 · 10–19 J
(Gp:) n = ? E = 0 J
Espectros de emisión y absorción Cuando un electrón salta a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión. Cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado).
Espectros de emisión y absorción La radiación electromagnética proveniente de la luz blanca después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que corresponden con saltos electrónicos desde el estado fundamental al estado excitado. Es lo que se denomina un espectro de absorción. Lógicamente las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón.
Emisión Átomo en estado fundamental (situación inicial) Átomo en estado fundamental (situación final) Átomo en estado excitado (situación intermedia) Absorción © Ed ECIR. Química 2º SIMULACIÓN
Explicación de las seriesespectrales utilizando el modelo de Bohr
Principios básicos de la mecánica cuántica Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924. “Cada partícula lleva asociada una onda”
Principio de incertidumbre: Formulado por Heisenberg en 1927.“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”:
Dualidad onda-corpúsculo(De Broglie). “Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es:
Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2 ? r = n ?, sien “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.
Principio de incertidumbre (Heisenberg). “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula” Así:
siendo ?x la incertidumbre en la posición y ?p la incertidumbre en la cantidad de movimiento. Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
Orbitales atómicos. Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: 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…
Orbitales atómicos Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Modelo mecano-cuántico (para el átomo de Hidrógeno) El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica). 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.
Postulados del modelo mecano-cuántico “Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”. “El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: ?E = h ·?”. “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”.
Números cuánticos. Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo). Los valores de éstos son los siguientes: n = 1, 2, 3, 4, … (nº de capa) l = 0, 1, 2, … (n – 1) (tipo de orbirtal) m = – l, … , 0, … L (orientación orbital) s = – ½ , + ½ (spín) Muy importante
Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Imposible. (n < 1) Imposible. (l = n) Posible. Orbital “1 s” Imposible (m ? -1,0,1) Posible. Orbital “2 p” Series n l m s??? I 0 0 0 +½ II 1 1 0 +½ III 1 0 0 –½ IV 2 1 –2 +½ V 2 1 –1 +½
Cuestión Selectividad (Junio 96)
Colocación de electrones en un diagrama de energía. Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.
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