ESPECTROS ATÓMICOS

1. ESPECTROS ATÓMICOS

3. ENERGÍA ESPECTROS ATÓMICOS DE EMISIÓN VAPOR ATÓMICO

4. ESPECTROS ATÓMICOS DE ABSORCIÓN

5. 400 500 600 700 800nm Átomo de Mercurio 400 500 600 700 800nm Átomo de Hidrógeno

6. 0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600nm SERIE ULTRAVIOLETA SERIE VISIBLE SERIE INFRARROJA ECUACIÓN DE RYDBERG 1/λ = RH (1/n12 - 1/n22) RH = constante de Rydberg = 109677 cm-1 n1 = 1 (ultravioleta) n2 = 2, 3, 4, …. Serie de Lyman n1 = 2 (visible) n2 = 3, 4, 5, …. Serie de Balmer n1 = 3 (infrarroja) n2 = 4, 5, 6, …. Serie de Paschen n1 = 4 (infrarroja) n2 = 5, 6, 7, …. Serie de Brackett

7. MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

8. El átomo de Hidrógeno sólo tiene algunos estados permitidos de energía (estados estacionarios) en los cuales el electrón se mueve en una órbita circular • El átomo no emite energía cuando está en un estado estacionario • El átomo puede cambiar a otro estado estacionario con el movimiento del electrón de una órbita a otra por absorción o emisión de un fotón de energía igual a la diferencia de energía entre las órbitas • Las órbitas se caracterizan por el valor de “n”: 1, 2, 3, 4,….. • Cuando el electrón está en la primera órbita, el átomo está en el estado • fundamental; en otros casos, el átomo está en estados excitados.

11. Fuerza de interacción de cargas = F = cte.q1.q2/r2 (Ze)e/r2 = mv2/r m.v.r = momento angular = nh/2π (“cuantificación”) v = nh/2πmr Reemplazando en la anterior Ze2/r2 = (m/r).(n2h2/4π2m2r2) Despejando “r”: r = n2h2/4π2mZe2 = n2ao/Z ao = radio de Bohr = 0,53 A

12. r = ao, 4ao, 9ao, 16ao

13. E = Ec + Ep Energía potencial de cargas = Ep = cte.q1.q2/r E = ½mv2 – Ze2/r Recordando: Ze2/r2 = mv2/r E = Ze2/2r – Ze2/r = -Ze2/2r Sustituyendo “r” E = -Z2e2/2n2ao = -Z2R/n2 R = 2,18x10-11 ergios

14. E“salto” = Eb - Ea E“salto” = Z2R(1/na2 – 1/nb2) E“salto” = h.c/λ 1/λ = Z2.R/h.c(1/na2 – 1/nb2) 1/λ = 109677.Z2(1/na2 – 1/nb2) Para el hidrógeno: 1/λ 109677(1/na2 – 1/nb2) 1/λ 109677(1/na2 – 1/nb2) Coincide con la ecuación de Rydberg!!

15. RH (energía) = 2,18x10-11 ergios RH (número de onda) = 109677 cm-1 RH (frecuencia) = 3,3x1015 s-1 RH(energía) = h.RH(frecuencia) = h.c.RH(número de onda)

19. MODELO ATÓMICO DE BOHR • Explica el espectro atómico del H • Explica el espectro atómico de especies hidrogenoides (He+, Li2+,…) • No explica el espectro atómico del H en campos eléctricos o magnéticos • No explica el espectro atómico de átomos plurielectrónicos

20. MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD

21. PRINCIPIO DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA LOUIS DE BROGLIE (1924)

22. AIRE AIRE AGUA AGUA COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA Partícula Onda REFRACCIÓN DIFRACCIÓN

23. COMPARACIÓN ONDA-PARTÍCULA Partícula Onda INTERFERENCIA PATRÓN DE DIFRACCIÓN

24. E = mc2 = hc/λ Las partículas tienen asociada una onda con longitud de onda indicada por λ = h/mv Davidson/Germer observaron la difracción de electrones (1927) Partículas macroscópicas m grande, λ demasiados pequeños para observar estos fenómenos

25. nλ = 2.π.r Reemplazando λ = h/mv y reordenando: mvr = nh/2π (postulado de Bohr)

26. PRINCIPIO INCERTIDUMBRE WERNER HEISENBERG (1925) Es imposible determinar simultáneamente la posición y el “momento” de una partícula Δx.Δp = Δx.Δ(m.v) ≥ h/4π

27. Schrödinger (1926) Propuso la ecuación H.Ψ = E.Ψ Ψ (función de onda u orbital atómico) describe el comportamiento del electrón en un átomo teniendo en cuenta su interacción con el núcleo y asignándole propiedades ondulatorias La aplicación del hamiltoniano (H) permite la obtención de la energía (E) para aquel estado del electrón Para cada solución Ψ de la ecuación se encuentra un valor de E Ψ2 indica la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado instante en un pequeñísimo volumen

30. El orbital atómico (Ψ) queda definido por tres números: n, l y m. Cada valor de energía queda definido por el valor de n. Ψ (n, l, m) E(n) n (número cuántico principal) n: 1, 2, 3, 4, … vinculado con el tamaño (CAPA/NIVEL) l (número cuántico angular) l: 0, 1, 2, …, n-1 vinculado con la forma Para cada “n” hay n posibles valores de “l” (SUBCAPA/SUBNIVEL) m (número cuántico magnético) m: -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l vinculado con la orientación en el espacio Para cada “l” hay 2l+1 valores de “m” (ORBITAL)

35. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

41. 3s 3p 3d 2s 2p 1s

43. ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS

44. ÁTOMOS PLURIELECTRÓNICOS • Aumento de la carga nuclear (Z) • El orbital es más estable • El electrón es más difícil de remover • Aumento de las repulsiones electrónicas • Más electrones en el mismo orbital • Más electrones en orbitales internos • El orbital se desestabiliza • El electrón es más fácil de remover • Electrones en orbitales de diferente penetración • El orbital más penetrante es más estable • Penetración: s > p > d > f

45. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d

47. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales REGLA DE HUND Si hay orbitales de igual energía disponibles, la configuración de menor energía es la que tiene el máximo número de electrones desapareados con espines paralelos