ESTRUCTURA AT - PowerPoint PPT Presentation

About This Presentation
Title:

ESTRUCTURA AT

Description:

ESTRUCTURA AT MICA RADIACI N ELECTROMAGN TICA Forma de radiaci n que se propaga por el espacio en forma de campos vibratorios el ctricos y magn ticos mutuamente ... – PowerPoint PPT presentation

Number of Views:51
Avg rating:3.0/5.0
Slides: 21
Provided by: une55
Category:
Tags: estructura | atomo

less

Transcript and Presenter's Notes

Title: ESTRUCTURA AT


1
ESTRUCTURA ATÓMICA
2
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
  • Forma de radiación que se propaga por el espacio
    en forma de campos vibratorios eléctricos y
    magnéticos mutuamente perpendiculares.
  • La luz (radiación electromagnética) tiene
    propiedades de partícula y de onda

3
PROPIEDADES DE LAS ONDAS
  • Longitud de onda (l)
  • Distancia entre dos crestas de ondas sucesivas
  • Amplitud (A)
  • La altura máxima de una onda
  • Frecuencia (n)
  • Número de ondas completas que pasan por un punto
    en el espacio en una cantidad de tiempo
    determinado (Hz)
  • Nodos
  • Puntos en el espacio donde la amplitud de la onda
    es cero.
  • Velocidad de la luz 3.00 x 108 m/s
  • (c)

4
ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
  • Las ondas de radiación gamma, rayos X y
    ultravioleta son las de lata energía
  • La luz visible va desde 400 a 700 nm.
  • Las radiaciones de baja energía son las de
    infrarrojo, microondas, ondas de TV y radio.

5
RELACIÓN ENTRE FRECUENCIA Y ENERGÍA DE LA ONDA
ELECTROMAGNÉTICA
  • E h n Ecuación de Planck
  • donde h 6.63 x 10-34 J.s
  • (constante de Planck)
  • Max Planck- propuso que la energía de las
    vibraciones de los átomos de un objeto
    calienteestá cuantizada.
  • (Esto quiere decir que solo se permiten
    vibraciones de frecuencias específicas.)
  • La frecuencia se puede calcular a partir de la
    longitud de onda y la velocidad de la luz
  • n c/l

6
ESPECTROS DE LUZ BLANCA
7
ESPECTROS ATÓMICOS
8
Modelo Atómico
Año Científico Descubrimiento Modelo atómico
1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisible e iguales entre sí en cada elemento químicos e inmutables,
1897 J.J. Thompson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. i. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
9
Modelo Atómico
Año Científico Descubrimiento Modelo atómico
1911 Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
1913 Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
10
MODELO ATÓMICO
  • PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
  • Es imposible determinar de manera simultánea la
    posición de un electrón en un átomo y su energía
    con certidumbre.
  • Modelo de Schrödinger
  • Comportamiento del electrón como onda
    estacionaria
  • Solo se puede describir la probabilidad de
    encontrar un electrón con una energía dada en un
    punto determinado del espacio - Esta región se
    conoce como orbital
  • Para resolver este modelo matemático se emplean
    4 números cuánticos

11
Números cuánticos
  • Número cuántico principal, n
  • Identifica el nivel energético donde se encuentra
    el electrón
  • n1,2,3,4,

12
Números cuánticos
El conjunto de estos tres números cuánticos
determinan la forma y orientación de la órbita
que describe el electrón y que se denomina
orbital. Según el número cuántico azimutal (l),
el orbital recibe un nombre distinto. cuando l
0, se llama orbital s si vale 1, se denomina
orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se
denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente.
Pero no todas las capa tienen el mismo número de
orbitales, el número de orbitales depende de la
capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en
la capa K, como n 1, l sólo puede tomar el
valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también
valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en
este caso valen ambos 0), así que sólo hay un
orbital s, de valores de números cuánticos
(1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor
3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer
caso (l 0), m tomará el valor 0, habrá un
orbital s en el segundo caso (l 1), m podrá
tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3
orbitales p en el caso final (l 2) m tomará
los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5
orbitales d. En general, habrá en cada capa n2
orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f,
etc. Según el principio de exclusión de Pauli,
en un átomo no pueden existir dos electrones con
los cuatro números cuánticos iguales, así que en
cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones
(correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2)
y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones
(dos en cada orbital). El orden de los elementos
en la tabla periódica se corresponde con su
configuración electrónica, esto es, con el orden
y lugar de los electrones en sus orbitales. Pero
eso, eso es otra historia....
  • Número cuántico azimutal o
  • de momento angular, l
  • Indica el subnivel donde se encuentra el electrón
    dentro de un nivel dado.
  • l0,1,2,3,.., n-1
  • Los subniveles también se pueden identificar con
    letras
  • s (0) p (1) d (2) f (3) g
    (4)

13
Números cuánticos
  • Número cuántico magnético, ml
  • ml -l,,0,,l
  • Se relaciona con la orientación de los orbitales
    dentro de una subcapa. Estos orbitales tienen la
    misma energía.

14
Números Cuánticos
  • Número cuántico del espín
  • del electrón, ms
  • Se relaciona con el giro del electrón

15
ORBITALES ATÓMICOS
  • Orbitales s (l 0)
  • Es el de más baja energía
  • Son esféricos

16
Orbitales atómicos
  • Orbitales p (l1)
  • La densidad electrónica se concentra a lados
    opuestos del núcleo (lóbulos), separados por un
    nodo en el núcleo
  • Hay tres orbitales p en cada subnivel 1
    (degenerados)

17
ORBITALES ATÓMICOS
  • Orbitales d (l2)
  • Hay 5 orbitales d
  • Distintas formas y orientaciones en el espacio
  • Orbitales f (l3)
  • Hay 7 orbitales f

18
Configuración electrónica
  • Regla de Aufbau
  • Es una guía para determinar el orden de llenado
    de los orbitales atómicos.

19
Diagrama de orbitales
20
Configuración electrónica
Write a Comment
User Comments (0)
About PowerShow.com