ESPECTROSCOPIA Y MODELOS ATOMICOS

Report
ESPECTROSCOPIA Y MODELOS
ATOMICOS
KARINA BERMUDEZ ALVAREZ
JHOAN MESA CASTRO
ESPECTROS ATOMICOS
ESPECTRO ATOMICO DE EMISION
ESPECTRO ATOMICO DE ABSORCION
SERIES ESPECTRALES
Espectroscopía
• es el estudio de la interacción entre la radiación
electromagnética y la materia, con absorción o emisión de
energía radiante. Tiene aplicaciones en química, física y
astronomía, entre otras disciplinas científicas.
ESPECTROS ATÓMICOS
• En 1802 W. Wollaston estudio el espectro y construyó el espectrógrafo .
Con el que se observo que el espectro solar aparecían unas líneas oscuras
muy nítidas alas q no les presto mayor atención.
• En 18014 J. Fraunhofer se dedico a estudiar el espectro de la luz solar
especialmente estas líneas oscuras. Afirmando que forman parte de la
naturaleza de la luz solar y dio nombre a las 8 principales hoy se conocen
como líneas de fraunhofer nombradas de la letra A hasta la K.
También propuso la teoría de que el sol esta rodeado por capas gaseosas q
actúan como pantalla y absorben algunas longitudes de onda de la
radiación emitida por su superficie caliente. Entonces en la radiación que
llega a la tierra faltan esas longitudes de onda que corresponden alas
líneas oscuras del espectro solar.
Los métodos mas comunes para suministrar el exceso de energía a los
átomos o moléculas de una sustancia son:
a) Por absorción de radiación electromagnética
b) Por transformación de energía cinética en colisiones inelásticas entre
electrones y átomos.
c) Por excitación térmica, calentando la substancia.
• Durante los primeros 50 años del siglo pasado se tomaron los espectros de
la luz emitida por los elementos conocidos observándose que la posición de
las líneas en cada espectro era diferente.
•En 1856 G. Kirchoff mostro la importancia de los espectros propios a cada
elemento y pudo explicar las líneas de fraunhofer en el espectro solar.
Enuncio 2 leyes empíricas:
•Una substancia que emite radiación de una determinada longitud
de onda (línea en el espectro correspondiente) debe, ala misma
temperatura absorber radiación de igual longitud de onda.
•Todo elemento tiene su propio espectro que permite identificarlo.
Espectro atómico de emisión
• Se obtiene a partir de la radiación emitida directamente por los átomos de
la sustancia que tengan un exceso de energía .
Cuando la sustancia es un gas , el exceso de energía se suministra haciendo
pasar una corriente a través de el para producir colisiones inelásticas entre
los electrones de la corriente y los átomos
Espectro atómico de Absorción
•
En este caso se coloca detrás de la muestra generalmente gaseosa o liquida, una fuente de
radiación electromagnética de amplio espectro
Al comparar el espectro de emisión con el de absorción las líneas obscuras de el de absorción
coinciden con las claras del de emisión
Series espectrales del átomo de
hidrogeno
• En 1883 se observo que a medida que
la longitud de onda correspondiente a
cada línea es menor , su intensidad se
va haciendo menor y las líneas se van
acercando entre si a tal punto que es
imposible ver la separación entre ellas.
Este conjunto de líneas se denomina
“serie espectral”.
• En 1885 J. Balme dedujo una formula
para calcular teóricamente la longitud
de onda correspondiente a cada línea
de la serie espectral del hidrogeno .
Donde
y n es un numero
entero que identifica cada línea de la serie
•
El la figura se observan las 4 líneas de angstrom
Donde Hα tiene un n=3 ,Hβ un n=4 ,Hγ un n=5 etc.
• En 1890 J. Rydberg propuso escribir
la formula de la siguente manera:
R es la constante de Rydberg
Y n2>n1
RESEÑA HISTORICA DEL ATOMO
 EXPERIMENTO DE FARADAY
MODELOS ATOMICOS
•
•
•
MODELO DE THOMSON
MODELO DE RUTHERFORD
MODELO DE BOHR
Reseña histórica
• El concepto de átomo como
partícula indivisible de la
materia fue formulado por
griegos hace unos 2500 años.
• A mediados del siglo XVII, R.
Boyle introdujo el concepto
elemento químico , tal como se
entiende hoy en día .
• A finales de l siglo XVIII J.
berzelius enuncia su le y
empírica de las proporciones
indefinidas en combinaciones
químicas .
• En 1083 jhon Dalton enuncio la
primera teoría atómica :
▫
Todos los elementos están constituidos por
pequeñas partículas llamadas átomos.
▫
Todos los átomos de un mismo elemento
poseen propiedades idénticas en particular
su peso.
▫
Los átomos son unidades de los cambios
químicos, los cuales implican una
combinación o una nueva distribución de
átomos . estos ni se crean se destruye o
cambian.
▫
Cuando los átomos se combinan lo hacen
en relaciones fijas de números enteros
formando partículas compuestas llamadas
moléculas .
• Para resolver esta incógnita podemos citar varios descubrimientos
en la historia que lograron demostrar que el átomo esta compuesto
de partículas ligeras con carga negativa que orbitan alrededor de
un núcleo pesado con carga positiva:
▫
▫
En 1833 M faraday mediante un trabajo experimental cuidadoso sobre electrolisis . Demostró
que la masa de un elemento liberado en un electrodo es directamente proporcional a la
carga transferida y al peso atómico del material liberado pero inversamente proporcional a la
valencia del material liberado.
La identificación de los rayos catódicos como electrones y la medición de la razón carga- masa
(
) de estas partículas por J.J. Thomson en 1897 . Midió las propiedades de las partículas
negativas emitidas por diferentes metales y encontró que el valor de
siempre es el
mismo así que llego a la conclusión de que el electrón es un elemento constitutivo de toda la
materia.
▫
La medición de la carga del electrón por Robert Millikan en 1909. al combinar su resultado
para (e) con el valor
de Thomson . Millikan demostró que de manera irrefutable que
existen partículas que son aprox. 1000 veces menos masivas que el átomo de hidrogeno.
▫
En 1913 Rutherford y sus colaboradores H, Geiger y E Marsden establecieron el modelo
nuclear del átomo. Rutherford estableció que los átomos están constituidos por un núcleo
compacto con carga positiva rodeado de una nube de electrones en orbita
Experimento de Faraday
• Faraday haciendo una electrolisis de sal
común NaCl descubrió que si 96 500 C
de carga (1 faraday) se hacen pasar a
través de tal solución , de 23 g de Na se
depositan en el cátodo y 35g de cloro
gaseoso burbujean en el ánodo . En este
caso se libera exactamente 1 gramo de
peso atómico y 1 mol cada elemento por
que ambos son mono valentes. Para
elementos bivalentes y trivalentes se
libera ½ y 1/3 de mol respectivamente
Como era de esperar al duplicar la cantidad de carga se duplica la masa
del elemento neutro liberado. Los resultados de faraday se pueden
plantear con la ecuación:
m=masa de la sustancia en gramos
q= carga total que pasa en coulomb
Masa molar gr y
Valencia adimensional
MODELO ATOMICO DE THOMSON
• En sus experimentos para medir e/mc Thomson utilizo un tubo de vacio .
• Se aceleran electrones del cátodo hacia el ánodo se coliman utilizando ranuras en los
cátodos y se les permite desplazarse hacia una región en que hay campos E y B en
forma perpendicular.
si se apaga B , E por si solo produce una desviación mensurable del haz sobre la pantalla
fosforescente . A partir del tamaño de desviación de y los valores medidos E y B es
posible determinar la razón entre carga y masa. e/mc .
• Midió Vx. La componente horizontal de la velocidad del haz equilibrando E y B y
creando un selector de velocidad que seleccionara las partícula que estuvieran en un
estrecho intervalo de valores.
•
La trayectoria de un haz de partículas negativas que entran el la región con E y B con velocidad
horizontal Vx .
•
se considera primero E entre las placas.
Vx permanece constante durante todo el movimiento por que no hay fuerza q actué en dirección x.
pero Vy es constante en todas partes excepto entre las placas donde el electrón experimente una
aceleración constante hacia arriba debido a la fuerza eléctrica y sigue una trayectoria parabólica.
Para encontrar el Angulo de deflexión θ , es necesario encontrar los valores de Vx y Vy
•
Vy inicial mente es cero el electrón abandona las placas con una componente de velocidad dada
por:
(1)
•
Debido a que
Donde t y l son las dimensiones de la región entre las placas y V el potencial aplicado
•
Se obtiene
(2)
•
a partir de la figura anterior podemos observar que
ecuación (2) se obtiene:
(3)
•
Suponiendo desviaciones
(4)
•
, de modo que al usar la
por lo que se tiene:
Se determina a Vx a partir de aplicar un campo B y ajustar su magnitud para equilibrar la
desviación del campo E , aun presente al igualar estas magnitudes se obtiene que:
o es lo mismo decir que :
(5)
•
Al sustituir (5) en (4) se obtiene:
(6)
El valor actual mente aceptado de e /me es :
Thompson era aprox. de
aunque el valor original de
Thomson noto que la razón e/me es independiente del gas utilizado y del metal del cátodo y
encontró que las partículas emitidas cuando las descargas eléctricas se hacían pasar por gases
diferentes eran iguales que las observadas en el efecto fotoeléctrico , debido a esto Thomson
concluyo que estas partículas debían ser un elemento constitutivo de toda la materia
•
Charles Wilson uno de los alumnos de Thomson descubrió que los iones actúan como centros de
condensación para gotas de agua cuando se enfría aire húmedo por expansión. Thomson uso esa
idea para formar nubes cargadas utilizando el aparato de la siguiente figura. La carga total de la
nube es Q , W el peso medido y υ es la razón de caída o velocidad terminal . Thomson supuso
que la nube esta compuesta por gotas esféricas de masa constante y que la magnitud de la fuerza
de fricción D sobre una sola gota que cae estaba dada por la ley de Stokes
•
Donde α es el radio de la gota η la viscosidad de el aire y υ la velocidad terminal de la gota.
• El siguiente procedimiento fue empleado para determinar α y ω, el peso de una sola
gota . Como υ es constate y la gota esta en equilibrio bajo la acción combinada de su
peso ω y la fuerza de fricción D. por tanto se requiere que D=ω
ó
donde ρ es la densidad de la masa y g la aceleración de caída libre.
• La propuesta de Thomson consideraba el átomo como una esfera homogénea de masa y carga
positiva uniformemente distribuidas en la que estaban incrustados, los electrones con cargas
negativas. Estos equilibraban la carga positiva para producir átomos eléctricamente neutros.
• Dicho modelo fracasó tratando de explicar los espectros de líneas de emisión del átomo mas
sencillo : el de hidrogeno
• Como se observa en el grafico el experimento de R. Millikan fue:
se dejan pasar gotas de aceite cargadas por un atomizador a través de
un orificio de un condensador de placas paralelas si esas gotas se
iluminan lateralmente pareciendo estrellas brillantes sobre un
fondo negro. es posible determinar la razón de caída de cada gota .
Si alas placas del capacitor se aplica un campo electrostático de
miles de millones de volts por metro la gota puede moverse hacia
arriba con una rapidez de cientos de centímetros por segundo.
• SEGÚN LA LEY DE NEWTON
Entonces tenemos que
Al eliminar C se obtiene:
(A)
Cuando la gota experimenta un cambio discontinuo en su velocidad hacia arriba desde v1’ hasta v2’ ( m, g, E, v
permanecen constantes). La nueva carga q2 esta dada por
(B)
• Dividiendo A entre B tenemos que
• Como se sabe el radio de la gota esta dado por
• La masa de la gota puede expresarse como
• La ley de Stokes es correcta para esferas de 0.1 cm de radio y sobre estimaba la
fuerza de fricción millikan corrigió eso tomando una fuerza de fricción.
• Y encontró que α = 0.81 proporcionaba valores mas conscientes de e.
El valor actualmente aceptado es de
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
•
•
•
Ernest rutherford y sus estudiantes mediante una serie de experimentos entre 1909 y 1914.
trataron de probar la distribución de masa en el interior del átomo al observar la dispersión de
partículas α por las hojas metálicas.
Estos experimentos terminaron por llevar a rutherford al descubrimiento de que la mayor parte
de la masa atómica y la carga positiva están en un minúsculo núcleo central del átomo
La figura muestra las características de el aparato de dispersión. Un haz de partículas α atraviesa
la lamina a lo largo del a línea DD’. Pero algunas se dispersan un Angulo Ф, el n° de partículas
dispersas a cada Angulo por unidad de área y por unidad de tiempo . Se midieron contando los
destellos producidos por las partículas α dispersas en la pantalla de ZnS con la ayuda de un
microscopio.
•
las múltiples dispersiones
de las partículas α
en la lamina explicaban el pequeño
ensanchamiento, pero no podía explicar las desviaciones ocasionales de gran escala . Pero si se
supone que toda la carga positiva esta concentrada en un punto central , la repulsión eléctrica
experimentada por una partícula α incidente en una colisión frontal es mucho mayor.
•
Rutherford supuso que el átomo de dispersión es producido por una sola colisión nuclear y que la
fuerza de repulsión de entre una partícula α y un núcleo separados por una distancia r esta dada
por la ley de coulomb:

•
Donde *2e es la carga de la partícula α, +Ze es la carga nuclear y k constante de coulomb
Demostró que el numero de partículas α que entran al detector por unidad de tiempo ∆n a un
Angulo Ф esta dada por:

N= núcleos por unidad de área dela lamina , n el numero total de partículas que inciden en el blanco por unidad de tiempo, A es el área del detector.
•
•
Rutherford midió el diámetro del núcleo atómico
y dio un modelo de el átomo como el de
nuestro sistema solar diciendo que los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas.
Pero esto no fue suficiente por que a partir de esto surgieron varias incógnitas como ¿ que
proporciona la fuerza de cohesión en el núcleo que logra confinar a los protones a una distancia
tan pequeña?. ¿Cómo se mueven los electrones alrededor de el núcleo para formar un átomo
estable y como su movimiento explica las líneas espectrales observadas?.
•
Fue james chadwick el descubridor de el neutrón quien acepto que una fuerza de intensidad
mayor que la intensidad eléctrica actuaba en el núcleo.
•
En responder la tercera pregunta se baso el estudio de Niels bohr.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
•
Se observo que a medida que el electrón pierde energía su radio orbital disminuye de manera
continua y su frecuencia de revolución aumenta. Lo anterior lleva a una frecuencia de radiación
emitida siempre creciente y el colapso catastrófico final del átomo a medida que los electrones se
lanzan hacia el núcleo.
•
Esto fue descubierto por bohr quien postulo que los electrones en los átomos por lo general es tan
confinados en ciertos niveles energéticos y orbitales estables no radiantes conocidos como
estados estacionarios.
•
Para analizar la teoría cuántica de bohr analizamos sus ideas básicas aplicadas a un átomo de
hidrogeno:

el electrón se mueve en orbitas circulares alrededor del protón bajo el efecto de la fuerza de atracción de coulomb como se
muestra en la figura.

Solo ciertas orbitas son estables. Estas orbitas estables son aquellas donde los electrones no radián, por tanto la energía es
fija o estacionaria con el tiempo, para describir el movimiento del electrón en estas órbitas estables, es posible hacerlo
mediante la mecánica clásica.

El átomo emite radiación cuando el electrón salta de un estado estacionario inicial mas energético a un estado menos
energético . Este salto no puede visualizarse o tratarse desde el punto de vista clásico.
entonces la frecuencia del fotón emitido en el salto es independiente de la frecuencia del movimiento orbital del electrón. En
vez de ello la frecuencia de la luz emitida esta relacionada con el cambio en la energía del átomo y esta dada por la formula de
plank -Einstein:
Ei es la energía en estado inicial, y Ef es la energía en estado final Ei>Ef.

El tamaño de las orbitas permitidas del electrón es determinado por una condición cuántica adicional impuesta sobre la
cantidad de movimiento angular orbital del electrón. Las orbitas permitidas son aquellas para las que el momento angular el
orbital del electrón alrededor del núcleo es un múltiplo entero de
La ecuación del radio de la orbita del electrón es la
siguiente:
el radio mas pequeño se representa con n=1 y se
denomina radio de Bohr y se representa con a0 y su valor
es.
•
Si se sustituye
en la ecuación del radio de las orbitas del
hidrogeno se obtiene la ecuación para los niveles de energía permitidos
Al sustituir valores numéricos en la ecuación se obtiene:
Donde los enteros n se denominan números cuánticos.
n
Estado
fundamental
1
Primer estado
excitado
2
E
E1=13.6 eV
E2=-3.4 eV
• La energía mínima para ionizar
el átomo se denomina energía
de ionización.
• La energía de ionización para el
hidrogeno es de 13.6 eV
Ideas básicas delas estructuras por capas de bohr:
• Electrones de elementos con numero atómico superior forman
anillos concéntricos estables donde se permite un numero de
electrones por cada anillo o capa.
• El numero de electrones en el anillo exterior determina la valencia

similar documents