Marta Narváez Iglesias 2º Bachillerato C

Estructura atómica de la materia.

Teoría cuántica.

1. EL ÁTOMO Y LA CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA.

• La espesctroscopía es la vaporización de distintas sustancias medianta una llama muy caliente, observándose que estas emiten luz de distinto color.

• Cuando la luz pasa a través de un prisma de vidrio, se descompone en una serie discontinua de líneas luminosas. El conjunto de líneas constituye lo que se denomina un espectro de emisión, y cada elemento químico tiene el suyo propio.

• Los rayos catódicos, y por tanto, la materia, están constituidos por partículas cargadas eléctricamente, llamadas electrones.

EL MODELO DE THOMSON. EL ELECTRÓN.

Thomson determinó experimentalmente la relación carga/masa para las nuevas partículas, calculando un valor aproximado de su masa.

Extrajo dos conclusiones:

El electrón fue la primera partícula subatómica descubierta. En el siglo XX se descubrieron dos nuevas partículas subatómicas, el protón y el neutrón.

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2. NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ

• Newton indicó que la luz consistía en un haz de partículas, es decir, que tenía una naturaleza corpuscular, mientras que Huygens propuso una naturaleza ondulatoria. Young demostró que la luz podía ser difractada, como cualquier onda.

• Una onda es la propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía, pero no materia.

• El espectro electromagnético es el conjunto de frencuencias o longitudes de onda de la radiación electromagnética, ocupando la luz visible una pequeña zona de dicho espectro.

3. ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICAHipótesis de Planck

• Planck establece que la energía no puede absorberse ni emitirse de forma continua, sino en forma de paquetes o cuantos. E= n · h · f

• La hipótesis de Planck introduce el concepto de cuantización: las energías a escala atómica están cuantizadas, sólo son posibles energías con ciertos valores: los que permite la ecuación de cuantización.

Efecto fotoeléctrico:

• Cada material fotoemisor tiene una frecuencia mínima, denominada frecuencia umbral, f˳, por debajo de la cual no se emiten electrones por muy intensa que sea la radiación empleada o mayor sea el tiempo de exposición.

• No importa cuánta luz incida en la superficie metálica; si no tiene una frecuencia mínima, no podrá arrancarse ningún electrón del metal.

• Los electrones emitidos (fotoelectrones) son recogidos en un ánodo (electrodo positivo), y pueden emplearse para mantener una pequeña corriente eléctrica.

EXPLICACIÓN DEL EFECTO FOTOELÉCTRICO

Einstein utilizó como punto de partida la teoría de Planck. Expuso que la luz estaría formada por partículas luminosas (fotones), cada una de las cuales dispone de una energía dada por la ecuación:

Si la frecuencia del fotón es tal que su energía, h · f, es igual o superior a la energía de enlace del electrón en el metal, quedará liberado.

Y si la frecuencia de la radiación, f, es mayor que la frecuencia umbral, f˳, no solo se emitirán electrones, sino que, además, estos tendrán una cierta energía cinética, dada por la expresión de Einstein:

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NATURALEZA DUAL DE LA LUZ

• La luz presenta simultáneamente una doble naturaleza: ondulatoria y corpuscular. Dependiendo del fenómeno concreto investigado, se manifiesta más claramente una u otra.

• La ecuación de De Broglie que relaciona a ambas naturalezas:

4. ESPECTROS ATÓMICOS• Un espectro discontinuo es un conjunto de frecuencias de la luz emitida o absorbida por una

determinada sustancia a escala atómica.

Los espectros atómicos pueden ser de dos tipos:

Absorción

• Se hace pasar un haz de luz blanca sobre la muestra gaseosa que se va a estudiar, la cual absorbe dicha energía. La luz que sale de la muestra se descompone mediante un prisma y se estudian las ausencias (las líneas que le faltan a la luz blanca)

Emisión

• La muestra gaseosa contiene átomos excitados. La energía sobrante de la muestra puede eliminarse por emisión de luz, la cual se descompone en un prisma para obtener una serie de líneas, características de cada elemento químico, constituyendo un espectro discontinuo de emisión.

Los espectros de emisión contienen más líneas que los de absorción, ypor tanto, dan una mayor información sobre la composición de lamateria que se está estudiando.

5.1. MODELO DE RUTHERFORD

Rutherford propuso un átomo constituido por un diminuto núcleo positivo, que concentra casi toda la masa del átomo, alrededor del cual orbitan los electrones a gran velocidad.

El modelo atómico de Rutherford, que es correcto en lo referente a la estructura nuclear, presentaba dos graves inconvenientes:

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• Según las leyes del electromagnetismo, cualquier cuerpo cargado eléctricamente y en movimiento acelerado desprende energía en forma de radiación. Por tanto, el electrón, en su movimiento alrededor del núcleo, emitiría energía cinética. De esta forma, describiría una órbita en forma de espiral y terminaría colapsándose contra el núcleo.

2• Rutherford no tenía ninguna explicación satisfactoria para los

espectros atómicos.

5.2 MODELO DE BOHR

•El electrón gira alrededor del núcleo solamente en un conjunto fijo de órbitas permitidas que se llaman estados estacionarios; en ellas gira sin absorber ni emitir energía.

Primer postulado

•De las infinitas órbitas posibles para la física clásica, solo son aceptables como estados estacionarios, aquellas cuyo valor del momento angular, L, sea un múltiplo entero de h/2π

Segundo postulado

•Los electrones pueden saltar de una órbita permitida a otra, también permitida, absorbiendo o emitiendo energía. Si esta energía se absorbe o se emite en forma de radiación, la frecuencia de la radiación cumple la condición cuántica de Planck: E = h · f

Tercer postulado

6. NIVEL DE ENERGÍA FUNDAMENTAL Y NIVELES EXCITADOS

• Para el valor n = 1, se obtiene el valor más negativo de En, que corresponde a la mínima energía del electrón. De esta forma, el átomo alcanza su estado de máxima estabilidad, que se denomina estado fundamental o nivel fundamental. El resto de los estados energéticos posibles del átomo, que corresponden a los distintos valores que puede tomar el número cuántico principal, n = 2, 3…, se denominan estados o niveles excitados.

7. DESARROLLO Y LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR.

Aciertos

• Justifica la estabilidad del átomo mediante la existencia de órbitas estacionarias.

• Introduce el concepto de niveles de energía, lo que permite explicar el espectro atómico del hidrógeno.

• Relaciona las propiedades químicas de los elementos con su estructura electrónica, dando una primera justificación al Sistema Periódico.

Inconvenientes

• Los resultados numéricos obtenidos para los átomos polielectrónicos no coincidían con los valores medidos experimentalmente.

• Carecía de coherencia en su desarrollo.

El modelo de Bohr permitía justificar numerosos hechos, que podemos incluir entre sus aciertos. Sin embargo, presentaba dos graves inconvenientes.

8. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE.

• Cuando se estudia el comportamiento de una partícula, esimposible determinar simultáneamente y con totalexactitud el valor de la posición (x) y su cantidad demovimiento (p = m · v)