Química

Sistema periódico. Modelos atómicos. Física clásica. Números cuánticos

  • Enviado por: Rhaider
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 3 páginas
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Tema 2: Estructura atómica y el sistema periódico

de los elementos químicos.

  • Modelos atómicos.

  • En 1897, el físico inglés Thomson descubría en sus experimentos de descargas eléctricas sobre gases la presencia de unos `corpúsculos' con carga eléctrica negativa. Estos corpúsculos fueron bautizados con el nombre de electrones. Este hecho supuso el rechazo a la teoría de que el átomo era indivisible.

    Por su parte, Rutherford introdujo el concepto de núcleo atómico, diferenciando dos zonas en el átomo: una región central (núcleo) y una zona periférica (corteza electrónica).

    Modelo de Kelvin-Thomson:

    • Fundamento: Concibe el átomo como una distribución uniforme de masa y carga positiva, en cuyo seno s distribuyen unas partículas negativas (electrones) en movimiento.

    • Éxitos: Explica la emisión de las radiaciones del átomo y sus experimentos con descargas eléctricas sobre gases a bajas presiones

    • Limitaciones: No consigue explicar los datos experimentales al bombardear láminas metálicas con partículas alfa, 

    • Ideas proporcionadas: El electrón (e-) como parte del átomo.

    Modelo de Rutherford:

    • Fundamento: Explica que los átomos están constituidos por un núcleo donde se concentra la masa y su carga positiva, mientras que los electrones giran alrededor del núcleo.

    • Éxitos: Permite introducir el concepto de número atómico (Z) y proporciona una definición sobre los conceptos de elemento químico e isótopos.

    • Limitaciones: Imposibilidad de explicar los espectros atómicos.

    • Ideas proporcionadas: Átomo constituido por núcleo (se concentra toda la carga positiva). Predicción de la existencia del neutrón.

  • Espectros.

  • Los espectros se producen mediante la descomposición de una radiación en sus radiaciones más simples al incidir sobre un determinado medio. Existen varios tipos:

  • Espectros continuos: Las sustancias en estado sólido o líquido emiten una serie de radiaciones que, al descomponerse dan lugar a espectros continuos.

  • Espectros de emisión: Las sustancias gaseosas se pueden excitar aplicando descargas eléctricas o aumentando su temperatura dando lugar a una radiación que al descomponerse origina un espectro de emisión.

  • Espectros de absorción: Al incidir un haz de luz sobre un gas incandescente, el gas capta parte de la luz y, al analizar la luz no captada se observa un espectro de absorción.

  • El estudio experimental sobre los espectros de absorción y emisión, permitió llegar a la conclusión de que cada elemento químico podía identificarse a través de los espectros, lo que contribuyó al descubrimiento de nuevos elementos (cesio, rubidio…). Los espectros muestran una especie de información `cifrada' sobre los elementos (semejante a los códigos de barras).

    n=5 (serie Pfund) Los experimentos que se realizaron fueron sobre el

    n=4 (serie Brackett) hidrógeno, ya que posee un único electrón y explicar los

    n=3 (serie Pachen) espectros de los elementos polieletrónicos en aquella

    época era muy complejo:

    n=2 (serie Balmer)

    n=1 (serie Lymann)

  • Postulados de Bohr.

  • Postulado 1: El átomo de hidrógeno está constituido por un núcleo donde se concentra prácticamente la masa y su carga positiva; por su parte, el electrón de dicho elemento se encuentra en una órbita estable con un radio `r'.

    Postulado 2: Bohr explica que no todas las órbitas son posibles, ya que como sabemos, el electrón que gira alrededor del núcleo posee distintas órbitas posibles, dando lugar a una multiplicidad de estados estacionarios. Estas posibles órbitas vienen condicionadas por la rapidez del electrón y el radio de su órbita que dependen de un número que puede tomar valores 1,2,3… siendo este el número cuántico principal (`n').

    me-ve-rórb = n h/2 (Donde n puede tomar valores: 1,2,3…)

    Postulado 3: Un átomo no emite energía cuando se encuentra en un estado estacionario (órbita estable) sino que cuando el electrón van girando, pierden energía sólo cuando éstos se desplazan o `saltan' de una órbita o otra de menor energía (n2>n1).

    donde  está relacionado con las ecuaciones C=  C= /T

    Inconvenientes del modelo de Bohr:

    • Se desarrollan y se producen avances en los espectroscopios que determinaron que las rayas de los espectros eran múltiples debido a que electrón giraba sobre una órbita elíptica (excentricidad de la órbita), lo que entraba en contradicción con el modelo de Bohr.

    • Bohr no fue capaz de explicar los espectros de los átomos polielectrónicos.

    Efecto Zeman En 1896, Peter Zeeman descubrió que al introducir un átomo sobre un campo magnético, las rayas de los espectros comenzaban a desdoblarse. De este modo descubrió el número magnético `m'.

  • Crisis de la física clásica.

  • El problema de la naturaleza de la luz: A finales de siglo XIX se admitía que la luz era una onda, debido principalmente a los fenómenos de difracción e interferencia, exclusivos del comportamiento ondulatorio. A través de observaciones experimentales se verificó que la luz era una onda de naturaleza electromagnética capaz de propagarse por el vacío.

  • No obstante, Einstein en 1905 explicó mediante su método fotoeléctrico que la luz estaba constituida por corpúsculos energéticos o fotones admitiendo que la luz mantenía un comportamiento corpuscular.

  • La dualidad corpúsculo-onda de De Broglie: El conocimiento sobre la naturaleza de la luz se convirtió en una contradicción. De Broglie formuló una hipótesis utilizando el fenómeno de difracción que consistía en hacer incidir un haz de luz sobre una rendija de menor tamaño que su longitud de onda () para tratar sobre ondas. De este modo descubrió una serie de corpúsculos o fotones que cumplían el fenómeno ondulatorio en función de la siguiente ecuación:

  • (Donde h es la constante de Planck: h=6,63x10-34Js)

    (Donde P es la cantidad de movimiento: p=mv)

    De este modo nace la mecánica cuántica, cuyos mayores representantes fueron Heissenberg y Schrödinger.

    Concepto de orbital (): es una ecuación matemática que se obtiene en función del comportamiento del electrón en el átomo. La resolución de esta ecuación implica la introducción de unos parámetros conocidos como números cuánticos (n,,m) que están asociados al orbital. El orbital  nos indica la energía asociada al electrón de un átomo, mientras que ||2 nos informa la probabilidad de localizar un electrón en una región determinada del espacio.

  • Números cuánticos:

  • `n' (número cuántico principal): nivel energético {1, 2 ,3 ,4…}

    `' (número cuántico secundario): subnivel energético {Por cada valor de `n', el número `' varía desde 0 hasta n-1}.

    `m' (número cuántico magnético): orientación del orbital {Por cada valor de `', el número magnético va desde -…+ pasando por 0}.

    `s' (número spin): giro del electrón {+1/2, -1/2}

    “Para construir la estructura electrónica de un elemento químico, debemos ir llenando los orbitales en orden creciente a la suma (n+). Cuando el valor de n+ coincida para dos orbitales, llenaremos antes el valor de n”. (Regla cuántica de n+por Moeller).

    “En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos” (Principio de Pauli).

    “Cuando una serie de orbítales de igual energía (p, d, f) se está llenando con electrones, éstos permanecen desapareados mientras sea posible y mantienen sus spines paralelos” (Regla de máxima multiplicidad de Hund).