Julio OriaProfesor:

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Tema TEORÍA ATÓMICAS

Química - 20131

Chemistry-2.0

El maestro de escuela inglés, John Dalton, dio a conocer la primera teoría atómica con base científica, la cual establecía los siguientes postulados para la materia discontinua:

La materia esta constituida por pequeñas partículas de forma esférica, indivisibles 1. e impenetrables llamadas átomos.

Los átomos de un mismo elemento son idénticos en 2. todas sus propiedades, especialmente en peso y tamaño

Los átomos de los elementos diferentes son totalmente3. diferentes en todas sus propiedades.

Cuando los átomos de diferentes elementos se combinan4. para formar compuestos lo hacen en proporciones fijas, y generalmente en relaciones numéricas simples de 1:1 ó 1:2

Una reacción química implica solo la separación, 5. combinación o reordenamiento de los átomos, nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

Conclusiones:

, Actualmente algunas de las afirmaciones de Dalton ya no tienen validez (1,2,3,4)debido a la luz de evidencias experimentales posteriores, sin embargo, todavía son una buena descripción del comportamiento de los átomos en las reacciones químicas ordinarias.- ya no tiene validez debido al descubrimiento de: protones,1er postulado: electrones, neutrones, etc. - ya no tiene validez debido al descubrimiento de los isotopos2do postulado: (propiedades químicas semejantes).- ya no tiene validez, debido al descubrimiento de los isobaros.3er postulado: - ya no tiene validez, debido a que los átomos no necesariamente se4to postulado: combinan en proporciones simples. Ejemplos: Fe O ; N O2 3 2 5

- si se cumple actualmente5to postulado:

Descubiertos por Julius Plücker (1859) y estudiados con más detalle por Jahann W. Hittorf(1869) y William Crookes (1886) presentan las siguientes características:- Hacen girar un pequeño molinete si éste se encuentra en su trayectoria, por lo tanto, deben ser de naturaleza corpuscular (poseen propiedades de partículas).

* TEORÍA ATÓMICA-MOLECULAR (1803):

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* Rayos Catódicos y el descubrimiento del electrón (1859)

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- Son invisibles, pero proyectan sombras cuando se coloca algún objeto en su trayectoria, por lo tanto viajan en linea recta.

- Salen del cátodo (-) y se dirigen hacia el ánodo (+), a una velocidad aproximada de 150,000 Km/s.

- Son desviados por campos magnéticos y eléctricos, por lo tanto, son partículas cargadas o electrizadas.

- Ionizan gases, porque los rayos catódicos chocan con los e- de los átomos y logran expulsarlos, generandose así los cationes.

- Cuando chocan con el extremo del tubo (detrás del ánodo), cubierto de una manera especial, producen una fuerte fluorescencia o luz brillante.

con : brilla con luz verde-azulado con : brilla color violetaZnS CaF2

con : color anaranjado CaSO .2H O4 2

Los tubos de rayos catódicos utilizados en estos experimentos contribuyeron al avance de la electrónica.

J.J. Thomson, estudió con más profundidad estas partículas negativas, a las que llamó , como lo había sugerido ya anteriormente el físico irlandés electronesGeorge Stoney en 1874. Thomson también determinó la para relación carga-masa

8el electrón: (e/m = 1.758x10 coulomb/gramo).

Partiendo de las propiedades que descubrió de los rayos catódicos (flujo de e-), J.J. Thomson propone el primer modelo atómico, con las siguientes características:

“ El átomo es de forma esférica, con masa compacta y carga positiva distribuida homogéneamente; dentro de la esfera se encuentran incrustados los electrones con un movimiento vibratorio y en cantidad suficiente como para neutralizar la carga positiva de la esfera; por lo tanto, el átomo es eléctricamente neutro”.

Por la apariencia que presentaba este modelo, fue denominado: . Su “Modelo del Budín de Pasas”

* MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904):

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Química Julio Oriaimportancia radica en que fue el primer modelo que relaciono la electricidad con el átomo.

El físico norteamericano Robert A. Millikan llevó a cabo su experimento de la “gota de aceite”, para determinar la carga del electrón. El experimento consistía en: Con un pulverizador de perfume, inyecta hacia el interior de

una cámara, una gran cantidad de pequeñísimas gotas de aceite. En la parte superior e inferior de la cámara, había placas de metal conectadas a una batería. Al ir

cayendo las gotas entre las placas por acción de la gravedad, son irradiadas con Rayos X, los cuales producen que las gotas se carguen negativamente.

Al aumentar el voltaje, las gotas caen lentamente porque son atraídas por la placa (+) y repelidas por la

placa (-), entonces se podía controlar su velocidad de descenso.

En el momento que las gotas están sujetas a dos fuerzas iguales (Fuerza gravitacional y eléctrica) quedan en estado de equilibrio.

De esta manera conociendo el voltaje y la masa, encontró que las cargas de todas las gotas eran múltiplos de una carga fundamental (carga del electrón),

-19 q = n.q Donde: n = 1, 2, 3, 4,... q = 1,591x10 Coulomb.e- e-

El físico alemán Eugene Goldstein observó una florescencia detrás del cátodo en un tubo de Rayos Catódicos, cuando al cátodo se le había hecho agujeros o canales, a dichas radiaciones las llamó Rayos Canales.

* Hallando la carga del electrón (1909)

* Rayos Canales (1886)

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Características:- Viajan en sentido contrario a los rayos catódicos, por lo tanto son rayos positivos

En 1898, el físico alemán Wilhelm Wein luego de realizar experimentos con los rayos canales halló que su relación carga-masa era igual a la del electrón pero de signo contrario, y que la masa era 1836 veces la del electrón, dicha partícula positiva se llamó protón. En 1919 el científico neozelandés, Ernest Rutherford desprendió por primera vez protones del núcleo atómico mediante una transmutación nuclear y demostró que son unidades fundamentales del núcleo atómico, razón por la cual se le considera como el descubridor del protón.

El físico neozelandés, Sir Ernest Rutherford, que estudió con Thomson en la universidad de Cambridge, utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos planteada por Thomson. Para llevar a cabo esto, él, junto con su colega Hans Geiger y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, efectuaron una serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro (Pan de oro, de espesor =

-46x10 mm) y de otros metales, como blanco de partículas α provenientes de una fuente radiactiva.

En el Modelo de Thomson, la carga positiva esta distribuida uniformemente en todo el átomo, y según esto, lo que debía de suceder al bombardearlo con partículas positivas (α) es de que atraviesen la lámina sin desviarse o con una desviación mínima. Sin embargo esto no se cumplió, y lo que en realidad sucedió fue que la mayoría de las partículas positivas (α) atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con

una ligera desviación. De vez en cuando, algunas partículas α eran desviadas de su

trayectoria con un gran ángulo, y en algunos casos las partículas α regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva.

Explicación del experimento: Rutherford y sus colegas llegan a la siguiente conclusión: “ La carga positiva del

átomo se halla concentrada en una sola zona muy pequeña a la que llamó: Núcleo atómico. Entonces cuando una partícula cargada positivamente () pasaba cerca del núcleo, sobre esta actuaba una gran fuerza de repulsión que la hacia desviarse y en algunos casos retornar sobre su propia trayectoria.

* Experimento de Rutherford- Descubirmiento del núcleo atómico (1909)

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Limitaciones del modelo de Rutherford: - El modelo de Rutherford dejaba un importante problema sin resolver. Se sabia que el átomo de hidrógeno contenía solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrogeno debería ser de 2:1 (debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica). Sin embargo en la práctica la relación entre las masas era de 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería de existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico James Chadwick probó en 1932, cuando bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas α , las partículas subatómicas que encontró, las llamó neutrones (debido a que son neutros, es decir no presentan carga).

El misterio de la relación de las masas ahora podía explicarse, en el núcleo de helio existen dos protones y dos neutrones, mientras que en el núcleo de hidrógeno hay solo un protón y no hay neutrones; por tanto, la relación es 4:1.

- Otro error del Modelo de Rutherford, fue asumir que las partículas atómicas están sujetas a las leyes de la física clásica, la cual establece que si un cuerpo cargado eléctricamente, esta sujeto a la aceleración centrípeta, al estar este en movimiento irradia ondas electromagnéticas de igual frecuencia y por lo tanto genera órbitas circulares constantes y estable

Pero lo establecido por la física clásica no se cumple para el átomo, ya que lo que se

* MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD:

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Química Julio Oriaobservaba experimentalmente era que el electrón cuando gira en órbitas circulares a gran velocidad emite radiaciones electromagnéticas (energía); y al perder energía va cayendo hacia el núcleo con una trayectoria de espiral, haciendo que el radio de su órbita disminuya paulatinamente para finalmente llegar a un colapso del átomo cuando el electrón se precipite al núcleo. ¿Estamos ante un nuevo tipo de física para el átomo?

La solución a este problema lo dio en 1913 Niels Borh basándose en la Teoría Cuántica de la radiación electromagnética, dada a conocer por Max Planck. La velocidad de la luz en cualquier medio es menor que en el vacío. La velocidad es diferente en cada medio. Como consecuencia la luz es desviada o difractada cuando pasa de un medio a otro. Cuando un haz de luz blanca pasa a través de un medio transparente, las longitudes

de onda contenidas en la luz blanca son refractadas de forma diferente. La luz es dispersada en una banda de colores, un espectro.

* ESPECTRO VISIBLE :

A la banda coloreada (7 colores), se le denomina espectro visible, ya que puede ser apreciada por el ojo humano. Dicho espectro visible es continuo, porque entre la banda de colores no hay ninguna sombra oscura.

(nm) 400 460 480 500 550 600 650 700

VIOLETA AÑIL AZUL VERDE AMARILLO NARANJA ROJO

AUMENTA

AUMENTA FRECUENCIA Y ENERGÍA

ESPECTRO VISIBLE

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También llamados espectros de líneas, son de naturaleza discontinua.

Cada elemento tiene su propio espectro de líneas característico, una especie de huella dactilar atómica. Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff desarrollaron el primer espectroscopio y lo utilizaron para identificar elementos. En 1860 descubrieron un nuevo elemento y lo llamaron Cesio (en latin, Caesius: azul cielo) debido a las líneas azules características de su espectro. En 1861 descubrieron el rubidio de forma parecida (en latin, rubidius: el rojo más oscuro). Y otro elemento más que caracterizaron por su espectro único fue el helio ( en latin, helios: sol). Su espectro se observó durante el eclipse solar de 1868, pero el helio no se aislo en la Tierra hasta 27 años más tarde.

El espectro atómico del hidrógeno a sido uno de lo más intensamente estudiados. La luz de una lámpara de hidrógeno se ve de color purpura rojizo y produce 4 líneas en el espectro visible ( 410.1nm-violeta, 434.1nm-violeta, 486.1nm-azul y 656.3nm-rojo).

* ESPECTROS ATÓMICOS :

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En 1885 Johann Balmer dedujo aparentemente mediante la prueba de acierto y error, una fórmula para las longitudes de onda de estas líneas espectrales. La ecuación de Balmer en la forma descrita por Johannes Rydberg es:

Si n= 3, se obtiene la longitud de onda de la linea roja, si n=4, se obtiene la longitud de

onda de la azul-verdosa, y así sucesivamente. Como los espectros atómicos están formados únicamente por un número limitado de

lineas con longitudes de onda bien definidas, proporcionan una gran oportunidad para conocer las estructuras de los átomos. Sin embargo la física clásica no era capaz de proporcionar una explicación de los espectros atómicos, se tuvo que esperar a la física cuántica para resolver dicho misterio.

Como en el caso de los espectros atómicos, la física clásica no podía proporcionar una completa explicación de la emisión de luz por los sólidos calientes, conocida como radiación del cuerpo negro. Ejemplo: rojo oscuro de un horno eléctrico, blanco brillante de un filamento de una bombilla eléctrica.

8

1 = -R 1 - 1 H2 2 2 ni

( )-1R = 109678cmH

R : Cte. de rydbergH

* TEORÍA CUÁNTICA :

E = h. E = h. c

óh: constante de Planck

-34 -27 -15h= 6,626x10 J.s = 6.626x10 ergios.s = 4.134x10 ev.sE: energía emitida o absorbida por un cuanto (fotón)

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La teoría clásica predice que la intensidad de la radiación emitida debería aumentar indefinidamente, como indica la gráfica. En 1900 Max Planck, para explicar que la intensidad no aumenta indefinidamente, hizo una propuesta revolucionaria: la energía, como la materia, es discontinua. La física clásica no limita la cantidad de energía que un sistema puede tener, mientras que la teoría cuántica limita esta energía a un conjunto discreto de valores específicos llamados cuantos.

La energía de un cuanto de R.E.M. es proporcional a la frecuencia de la radiación, esto se resume en la ecuación de Planck.

Un cuerpo emite o absorbe energía en múltiplos enteros de la energía del fotón: E, 2E, 3E,... y nunca en cantidades fraccionarias: 0.5E, 1.5E, 2.3E,... Como sucede en la naturaleza por poner un ejemplo, una gata preñada puede parir un número entero de gatitos, nunca la mitad o tres cuartos de gatito.

La hipótesis cuántica sólo adquirió el estatus de una nueva gran teoría científica después de ser aplicada con éxito a otros fenómenos distintos a la radiación del cuerpo negro. El primero de estos éxitos llegó en 1905 con la explicación cuántica de Albert Einstein del efecto fotoeléctrico.

El efecto fotoeléctrico consiste, que al hacer incidir una R.E.M de cierta frecuencia, sobre una superficie metálica limpia, ésta emite electrones con cierta energía cinética.

Por la ley de conservación de la energía:. E = W + E 0 c

. E: energía del fotón incidente E= h. = c.h . W : Función trabajo (0 energía mínima para vencer la fuerza de

Fotón (cuanto)

Luz UV

* EFECTO FOTOELÉCTRICO :

PLANCHA METÁLICA(Superficie limpia)

E

W0

EC

V

R.E.M

El fotón de la R.EM. cede toda su energía a un electrón del átomo metálico para que pueda abandonar la superficie metálica a una cierta velocidad (por lo tanto con cierta energía cinética)

Los e- arrancados de lasuperficie, se denominanfotoelectrones.

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Química Julio Oria atracción del metal sobre el electrón) .. W = h. 0 0

: Frecuencia umbral (0 mínima frecuencia que debe poseer el fotón incidente para arrancar fotoelectrones).

2 E : energía cinética del fotoelectrón E = 1.m.vc c

2.Observación:- Si el fotón incidente tiene: no se produce el efecto fotoeléctrico < 0

- Si el fotón incidente tiene: se produce el efecto fotoeléctrico 0

Células fotovoltaicas, colocadas en el techo de una casa, queconvierten la energía solar en electricidad mediante efectofotoeléctrico.

En 1913, poco después de los descubrimientos de Planck y Einstein, el físico danés Niels Bohr discípulo de Rutherford, propuso un nuevo modelo para el átomo de hidrógeno, basado en la Teoría Cuántica de la radiación de Planck. Su modelo esta basado en los siguientes postulados:

El átomo de H, consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma circular un

electrón (-) de tal manera que la fuerza centrifuga contrarreste la fuerza de atracción electrostática.

El electrón solo gira en determinadas órbitas de radios definidos, llamados también niveles cuantificados de energía. No se permiten otras órbitas que no sean aquellas en donde se cumple que el momento angular del electrón sea igual a múltiplos enteros de h/2.

Momento angular (L) /L/= m.v.r = ( #entero) (h/2) m.v.r = (n) (h/2) Donde:

-34 h : Constante de Planck ; h= 6.62x10 J.s m: masa del e- ; v: velocidad tangencial n : # del nivel (capa u órbita) r: radio

2 r = a n (A°) ; a = 0.53A° (radio teórico de Bohr)n o o

El electrón mientras gire en una misma órbita, no admite ni absorbe energía, debido a que dichas órbitas son estados estacionarios de energía cuantizada, es decir, cada órbita tiene una energía definida.

Así tenemos que la energía del electrón en una órbita “n” es:

E = RH n2 -18

n R = -13,6eV= -313.6 kcal/mol = -2.18x10 JH

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* TEORÍA ATÓMICA DE NIELS BOHR (1913):

* 1er Postulado: De la estabilidad del electrón y su orbita

* 2do Postulado: De las orbitas permitidas

* 3er Postulado: De los niveles estacionarios de energía

+0.53A°

2.12A°

4.77A°

n=1

n=2

n=3

n=4

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Núcleo

-13.6 -3.4 -1.5 -0.85

Kn=1

Ln=2

Mn=3

Nn=4

On=5

+

DESIGNACIÓN ESPECTROSCÓPICA DESIGNACIÓN CUÁNTICA (n)

-0.54 eV

e-

1 fotónemitido

AUMENTA ENERGÍA

AUMENTA ESTABILIDAD

Núcleo

-13.6 -3.4 -1.5 -0.85

Kn=1

Ln=2

Mn=3

Nn=4

On=5

+

DESIGNACIÓN ESPECTROSCÓPICA DESIGNACIÓN CUÁNTICA (n)

-0.54 eV

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( ) ( )

Equivalencias:-19 3

* 1eV = 1.6x10 Joule * 1 kcal = 4.18x10 Joule

Nota:- El signo negativo, es una convención arbitraria para indicar que la energía del electrón en el átomo es menor que la energía del electrón libre.

- Energía igual a cero para el electrón en el nivel infinito implica que dicho electrón salió del sistema atómico, es decir, ya no interactúa con el núcleo.

Un átomo solo emite energía radiante cuando un electrón salta de un nivel superior de energía a otro inferior, y absorbe energía radiante en el caso contrario. La energía radiante absorbida o liberada por el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de energía. La energía del fotón absorbido o emitido es:

-18 E = E - E = -13.6eV. 1 - 1 = -2.18x10 J 1 - 1 = h.c f i2 2 2 2 n n n n f i f i

Donde: - , indica que Si E es negativo el átomo libera energía (exotérmico) - , indica que Si E es positivo el átomo gana energía (endotérmico)

* 4to Postulado: De las transiciones electrónicas

-6 -1-10,97x10 1 - 1 m = 12 2 nf ni

( )

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El espesctro de emisión y espectro de absorción del hidrógeno atómico fueron descubiertos por diferentes científicos. sus respectivas longitudes de ondas abarcan una parte del espectro electromagnético total, que va desde la radiación ultravioleta hasta el infrarrojo.

J.J. Balmer en el año 1885, encontró una primera serie de líneas espectrales del hidrógeno en la región visible del espectro electromagnético. Posteriormente, otros investigadores encontraron diferentes series de líneas espectrales del átomo de hidrógeno en diferentes regiones del espectro electromagnético.

Lyman encontró una serie en la región ultravioleta, Paschen, Brackett y Pfund, cada uno de ellos, una serie en la región infrarroja.

Finalmente J.R.R. Rydberg descubrió a finales del siglo XIX que las longitudes de onda de las diversas líneas del espectro de hidrógeno se relacionan mediante la siguiente ecuación matemática.

* SERIES ESPECTRALES DE EMISIÓN DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO:

1 = -R 1 - 1 H2 2

nf ni ( )

-1R = 109678cmH

Ecuación de Balmer-Rydberg:

R : Cte. de rydbergH

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* MODELO ATÓMICO ACTUAL:

1+ - Solo es aplicable para átomos hidrogenoides (monoelectrónicos) como el H, He , 2

+2 +3Li , Be , etc. 3 4

- No puede explicar los espectros de emisión de átomos que tienen más de un electrón, como los del helio y litio.

- No puede explicar el efecto Zeeman (desdoblamiento de las líneas espectrales cuando el átomo es sometido a la acción de un campo magnético externo), por lo tanto, la existencia de subniveles.

- No explica el enlace químico.

Las limitaciones del modelos atómico de Bohr, fueron posteriormente corregidos con el desarrollo de la Mecánica Cuántica.

Es un modelo netamente matemático, propuesto por Edwin Schröndinger, P.A. Dirac y Werner Heisenberg, que se basa en los siguientes postulados:

- El átomo esta formado por un núcleo positivo y por electrones sin orbitas definidas. - Los electrones son partículas-ondas, es decir, ondas electromagnéticas de

naturaleza corpuscular que se mueven alrededor del núcleo en nubes electrónicas, que se llaman niveles de energía.

- El movimiento de un electrón no sigue una trayectoria circular, como lo suponía Bohr, ni una elíptica, como lo planteo Sommerfield, sino vibraciones en tres direcciones del espacio, alejándose y acercándose rítmicamente al núcleo; pero conservando la distancia media núcleo-electrón establecida por Bohr.

- El electrón, en su movimiento en torno al núcleo, no pierde energía. - Cada nivel de energía se divide en cierto número de subniveles, y cada subnivel

comprende cierto número de orbitales.

* LIMITACIONES DE LA TEORÍA ATÓMICA DE BOHR:

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Los físicos quedaron fascinados pero intrigados con la teoría de Bohr, ya que se preguntaban constantemente ¿Por qué el electrón en el átomo de Bohr esta circunscrito a girar en orbitas alrededor del núcleo a distancias fijas? Durante una década, nadie tuvo una explicación lógica, ni siquiera el mismo Bohr. Pero en 1924, el físico francés Louis de Broglie dio la solución a este enigma. De Broglie razono que si las ondas luminosas se comportan como una corriente de partículas (fotones), tal vez las partículas como los electrones tengan propiedades ondulatorias. Es decir, presentan un comportamiento dual: las ondas se comportan como partículas y viceversa. Y se relacionan según la siguiente ecuación:

* Para ondas electromagnéticas, que también poseen 2 propiedades (onda-partícula)

2 (Para partícula): E = mC …..(1) Según Einstein (Para onda): E = hC / ………(2)Según Planck

(1) = (2) Según de Broglie:

= h c: velocidad de la luz-34 mc h= 6,62x10 J.s

* Para ondas de materia (e- , p+, n°, ...) = h v, m: velocidad y masa de la onda-partícula m.v respectivamente

Nota: La propiedad dual se cumple para todo tipo de cuerpos materiales, grandes

(macroscópicos) o pequeños (microscópicos), pero mayor significado tiene para partículas microscópicas, ya que para cuerpos grandes es insignificante, debido a que su longitud de onda es extremadamente pequeña, insensible a los instrumentos de medida.

Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema ¿Cómo se podía precisar la posición de una onda? Es posible saber su posición exacta debido a que se extiende en el espacio. Para describir el problema

* Propiedad dual de la materia (1924):

Louis de BrogliePremio Nobel de Física (1929)

* Ecuación de Onda-Schröndinger (1925):

Principio de Incertidumbre (1927): *

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Química Julio Oriaque significa localizar el comportamiento una partícula subatómica que se comporta como onda, El físico alemán Werner K. Heisenberg, en 1927, formuló una teoría que ahora se conoce como “Principio de Incertidumbre” el cual establece: Es imposible determinar con exactitud el momento lineal (definido como la masa por la velocidad, p = m.v) y la posición de una partícula pequeña (electrón, protón, etc) que viaja a gran velocidad, simultáneamente.

Expresado en forma matemática: x.p h/4 x, p: incertidumbre de posición y momento respectivamente. La ecuación establece que cuando se mide con mayor precisión el momento de una

partícula (esto es, si p se hace una cantidad pequeña), su posición se va estimar con menor precisión (es decir, x se hará mayor) y viceversa.

Al aplicar el Principio de Incertidumbre al átomo de Hidrógeno, se ve que en realidad el electrón no viaja en la orbita alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como suponía Bohr; porque si fuera así podría ser factible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la orbita) y su momento (mediante su energía cinética), con lo cual se violaría el Principio de Incertidumbre.

En 1928, el físico inglés, Paul Dirac, volvió a formular la mecánica cuántica electrónica a fin de tomar en cuenta los efectos de la relatividad, lo cual dio origen a un cuarto número cuántico.

* Teoría Relativista del electrón (1928):

Werner Heisenberg (1901-1976)Durante su trabajo como asistenteposdoctoral de Niels Bohr, formulósu famoso principio de incertidumbre.A la edad de 25 años fue nombradojefe del departamento de física teóricade la Universidad de Leipzig. A los 32años fue uno de los científicos más jóvenes en recibir un Premio Nobel.

Paul Dirac compartió el premio Nobel de física de 1933 con Erwin Schrödinger, "por el descubrimiento de nuevas formas productivas de la teoría atómica.

Gigante de la mecánica cuántica. Albert Einstein junto a Niels Bohr.Bohr (1885-1962) hizo contribuciones importantes a la teoría cuántica. De 1911 a 1913 Bohr estudió en Inglaterra; primero trabajó con J.J. Thomson en la Cambridge University, y después con Ernest Rutherford en la Manchester University. En 1914 publicó su teoría cuántica del átomo y en 1922 se le otorgó el Premio Nobel de Física.

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* Preguntas de autoevaluación: 01. Respecto a los experimentos que

condujeron a proponer modelos atómicos, indique cuáles enunciados son correctos:I. El tubo de rayos catódicos consiste en

un tubo de vidrio lleno de aire dentro del cual se colocan dos placas metálicas conectadas a una fuente de alto voltaje.

II. La dispersión de partículas por láminas metálicas muy delgadas, fue el experimento que permitió proponer el modelo de Rutherford.

III. Los rayos catódicos presentan una relación carga/masa, independiente de las condiciones experimentales.

A) Solo II B) I y II C) I y III D) II y III E) I, II y III

02. Indique verdadero (V) o falso (F) según la teoría atómica de Dalton:I. El átomo es indivisible.II. Todos los átomos de un mismo elemento

tienen la misma masa.III. En las reacciones químicas, se da la

unión de átomos de elementos diferentes en relación a números sencillos.

A) VFV B) VVV C) VVF D) FVV E) VFF

03. Según a la teoría atómica de Dalton, se puede afirmar que:I. Los átomos de un elemento son

idénticos entre sí, particularmente en masa, tamaño y propiedades químicas.

II. El espectro de emisión del átomo de hidrógeno es discontinuo

III. El espectro de absorción del átomo de hidrógeno es discontinuo.

A) Solo I� B) Solo II� C) II y III�D) I y II� E) I, II y III

04. Identifique la proposición que no corresponde al nombre de la teoría atómica o modelo atómico indicado.A) Según Dalton, el átomo es como una

esfera maciza, indivisible, indestructible, impenetrable que posee

Reforzando lo aprendido Reforzando lo aprendido Reforzando lo aprendido masa y dimensiones.B) Thomson estableció que los rayos

catódicos pueden ser desviados por campos eléctricos, magnéticos y poseen masa. Determinó la relación entre la carga y la masa de los rayos catódicos.

C) Rutherford determinó la existencia del núcleo atómico: altamente positivo y diminuto, respecto al tamaño atómico.

D) Thomson estableció el modelo atómico del “Budín de pasas”, donde establece que los protones están insertados como “pasas” en un budín de tal forma que se neutraliza la carga negativa.

E) El modelo de Rutherford no explica los espectros de emisión de los átomos.

05. Determine la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones respeto al modelo atómico de Thomson.I. Estableció que el átomo estaba

formado por una gran masa de carga negativa en la que se hallaban incrustadas las partículas de carga positiva.

II. También se le conoce como el “modelo del budín de pasas”.

III. Explicó el experimento de dispersión de partículas alfa.

A) VVV B) FVV C) VFV D) VVF E) FFF

06. Al realizar experimentos que lo llevaron a formular su modelo atómico, es incorrecto decir que Rutherford:I. Bombardeó láminas de oro con rayos .II. Observó que la mayoría de partículas

alfa rebotaban en la lámina metálica.III. Determinó que la mayor parte del

átomo era un espacio vacío. A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I, II y III�

07. El modelo atómico de Rutherford, denominado por algunos autores como “modelo planetario”, propone una región central denominada núcleo atómico donde está concentrada casi toda la masa y toda la carga positiva del átomo, alrededor del cual se mueven los electrones en trayectorias semejantes al

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Química Julio Oriade la tierra en su giro alrededor del sol. Este modelo tuvo que ser abandonado en razón a que: A) predecía un espectro continuo para el

átomo. B) predecía la existencia de orbitales

atómicos.C) predecía la existencia de los subniveles

de energía.D) predecía la existencia de núcleo

atómico.E) predecía la existencia de los neutrones.

08. Con respecto a las limitaciones de la teoría atómica y de los modelos atómicos previos al modelo atómico moderno, indique el valor de verdad de las siguientes proposiciones:I. La teoría atómica de Dalton considera

la existencia de los isótopos.II. El modelo de Thomson suponía igual

número de protones y neutrones; estas se distribuían en toda la extensión del átomo.

III. El modelo de Rutherford estableció que el átomo es “nuclear” pero no pudo explicar su estabilidad, en relación a la emisión continua de energía, que suponía el modelo.

A) VVV B) VVF C) VFF D) VFV E) FFV

09. Respecto al modelo Bohr, identifique las proposiciones verdaderas (V) o falsas (F):I. Los modelos de Bohr y Rutherford son

similares, ya que los radios de las trayectorias del electrón podían adoptar valor cuantizados.

II. Según Bohr el momento angular del electrón estaba cuantizado, es decir, no podía adoptar cualquier valor sino múltiplos enteros de h/2.

III. El primer radio de Bohr tiene el valor de nm.-2

5,3x109

Dato: 1 m=10 nm y 1nm =10A°A) VVV B) VVF C) FVV D) VFV E) FVF�

10. Una de las siguientes proposiciones, constituye una limitación del modelo de Bohr.

A) Permite explicar el espectro de emisión del átomo de hidrógeno.

B) Permite explicar el espectro de absorción del átomo de hidrógeno.

C) Está basado en la teoría cuántica de Planck.

D) Es válida para especies atómicas que + 2+poseen un solo electrón: H, He , Li .1 2 3

E) Permite explicar el espectro fino del átomo de H, conocido como Zeeman.

11. De las siguientes proposiciones, indique aquella que corresponde al modelo atómico de Rutherford.A) El átomo de hidrógeno consta de un

núcleo de carga eléctrica positiva alrededor del cual gira el electrón en niveles de energía permitidos.

B) El electrón solo gira en determinadas orbitas de radios definidos llamados niveles cuantizados de energía.

C) Las orbitas del electrón cumplen que el momentum angular del electrón es igual a un múltiplo entero de h/2.

mvr= nh/2 (n=1, 2, 3,...) Entonces, a mayor n mayor es la velocidad del electrón.

D) El átomo consta de un núcleo de carga eléctrica positiva alrededor del cual gira el electrón en trayectorias semejantes al de tierra en su giro alrededor del sol.

E) Un átomo emite o absorbe energía solo cuando el electrón salta de un nivel superior a otro inferior o viceversa, respectivamente.

12. Con respecto al átomo de hidrógeno, según el modelo atómico de Bohr, indique verdadero (V) o falso (F), según corresponda.I. Al radio de la órbita igual a 0,848 nm, le

corresponde un nivel permitido para un electrón en estado estacionario de energía.

II. La fórmula mvr= nh/2 establece que el momento angular del electrón es indeterminado.

III. La energía involucrada en la transición electrónica del nivel 1 al 3, es mayor que la energía involucrada en la transición electrónica del nivel 2 a

Química - 201320

Chemistry-2.0

Química Julio Oriacualquier nivel superior.Dato: a =0,53 , A = 13,6 eV o A°

1 nm= 10A° A) VVV B) VVF C) VFV D) FVV E) FVF

13. En una serie correspondiente al espectro de emisión del átomo de hidrógeno, una de las líneas tiene una longitud de onda de 1282,17 nm. Determine la línea de Paschen a la que corresponde dicha emisión

8 -1Dato: 1cm =10 A° y R =109677 cmH

A) Primera línea de PaschenB) Segunda línea de PaschenC) Tercera línea de PaschenD) Cuarta línea de PaschenE) Quinta línea de Paschen

14. Considerando válido el modelo atómico de Bohr, determine la longitud de onda (en Å) asociada a un electrón del átomo de hidrógeno, en función del radio de Bohr (a ), cuando se encuentra en el tercer 0

nivel estacionario de energía.Dato: Radio de Bohr (a ) = 0,53 Å0

A) B) C) 0 02a 3a 4a0

D) E) 05a 6a0

15. Respecto a la serie de líneas espectrales del hidrógeno, señale verdadero (V) o falso (F), según corresponda:I. En la serie de Balmer todas las líneas

espectrales corresponden a la serie visible.

II. En la serie de Paschen, las transiciones electrónicas corresponden a los saltos electrónicos entre y nf=3ni= 4, 5, 6,....

III. En la serie de Lyman la longitud de onda de la primera línea de Lyman es menor que la longitud de onda de la primera línea de Balmer.

A) FFV B) FVV C) FFVD) VVV E) FVF

16. Los electrones emiten 22,3 kcal/mol en un proceso de desexcitación. Considerando el modelo de Bohr, Determine la línea espectral a la que corresponde dicha emisión si se encontraba en una órbita de radio 13,229

Å . Dato: ° (A=313,6kcal/mol) a = 0,529A0

A) Cuarta línea de Lyman B) Tercera línea de Balmer C) Segunda línea de PaschenD) Primera línea de Brackett E) Quinta línea de Lyman

17. ¿Cuál de las siguientes transiciones electrónicas entre niveles energéticos del átomo de hidrógeno corresponde a la EMISIÓN de mayor longitud de onda?A) n = 4 a n = 1 B) n = 4 a n = 7 C) n = 4 a n = 3 D) n = 5 a n = 1E) n = 7 a n = 2

18. Con respecto a las bases del modelo atómico de Bohr, indique el valor de verdad de las siguientes proposiciones:I. Cada elemento presenta un espectro

continuo característico que lo identifica.

II. La ecuación de Rydberg permite determinar la longitud de onda de la serie espectral del hidrógeno.

III. En base al modelo atómico de Bohr es posible calcular la energía de ionización en el átomo de hidrógeno.

A) VVV B) FVV C) FFV D) FVF E) FFF

19. ¿Cuál de las siguientes transiciones del electrón, entre niveles cuánticos de energía, produce la tercera línea de la serie de Balmer?A) B)ni= 4 nf= 2 ni= 5 nf= 3C) D) 2 ni= 3 nf= 2 ni= 5 nf=E) ni= 4 nf= 1

20. Considerando que un mol de átomos de hidrógeno equivale a átomos de 23

6.02x10H. ¿Qué cantidad de energía será necesaria, en kJ, para ionizar un mol de átomos de hidrógeno, desde su estado basal? Dato: -18

A= 2.18x10 J/e-A) 1,3124 B) 13,124 C) 131,24 D) 1312,4 E) 13 124

21. Sobre el experimento de Rutherford, ¿Qué proposición (es) no se cumple (n)?

I. Sólo algunas radiaciones alfa son desviadas al atravesar la lámina de oro

Química - 201321

Chemistry-2.0

Química Julio Oria II. Dedujo que la desviación de las

radiaciones alfa se deben básicamente a la atracción de los electrones.

III. El átomo está constituido por un núcleo de carga positiva, que concentra casi toda la masa del átomo.

IV. Al contar el número de partículas alfa desviados y los que atravesaban dedujo que el átomo es 10 000 veces el tamaño del núcleo.

A) solo II B) I y II C) todos D) II y IV E) solo IV

22. El electrón en el átomo de hidrógeno salta una distancia de 11,33 A° emitiendo una energía de 2,856eV; indique de que nivel salto el electrón. Dato: a = 0,53A° 0

A) n = 6 B) n = 2 C) n = 50 0 0

D) n = 4 E) n = 30 0

23. Max Planck en 1900 plantea su teoría cuántica, ¿Qué proposición (es) no está de acuerdo con la teoría cuántica?

I. Las sustancias emiten o absorben energía únicamente en forma discreta.

II. La energía se propaga en forma discontinua en paquetes de energía llamados cuantos o fotones.

III. Todo los fotones al propagarse tiene el mismo valor de energía.

IV. Un cuerpo siempre absorbe energía en forma de fotones que sea un múltiplo entero de h.

A) II y III B) sólo II C) sólo III D) I y II E) III y IV

MODELO ATÓMICO ACTUAL

21. Identifique como falsa (F) o verdadera (V), según corresponda a las siguientes proposiciones:I. Los electrones presentan el fenómeno

de difracción, con lo que se establece su naturaleza corpuscular.

II. Según la ecuación de De Broglie, a mayor momento lineal (mv) de la partícula, menor es la longitud de onda asociada.

III. El principio del indeterminación de Heisenberg, establece que no es posible determinar con exactitud y simultáneamente la posición y la

velocidad de los electrones. A) VVV B) VFF C) FVV D) FVF E) FFF�

22. El positrón es una partícula elemental que posee la misma masa y la misma carga que el electrón, pero de signo contrario. Esta partícula fue predicha por Paul Dirac en el año 1928. Calcule la velocidad de un positrón, sabiendo que tiene asociada una longitud de onda de 3,637 pm.

12Datos: 1m=10 pm-31 me= 9,1x10 kg 8

c= 3x10 m/s (velocidad de la luz)A) c B) 0.8c C) 0,6667c D) 0,5c E) 0,3333c

23. La radiación emitida por un foco emisor, de un aparato de microondas de uso doméstico, tiene una frecuencia de 2.44x10

9 -1s . Determine la longitud de una onda, en cm, de esta radiación electromagnética:

2 -1Dato: 1 m = 10 cm; 1 Hz= 1 sA) 0,123 B) 1,23 C) 12,3 D) 1230 E) 12300

24. Respecto al modelo atómico actual,

señale las proposiciones correctas:I. Según el principio de incertidumbre

de Heisenberg, no existen órbitas electrónicas definidas.

II. Según el principio onda-partícula, la materia se comporta en un mismo fenómeno como onda y simultáneamente como partícula.

III. En la ecuación de Schrödinger, el comportamiento de los electrones, alrededor del núcleo está relacionado con la función de onda.

A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) I y III

25. Indique verdadero (V) o falso (F), según indica:I. Heisenberg propuso que los electrones

ocupan posiciones fijas en la zona extra nuclear.

II. Para Heisenberg, la incertidumbre en la posición de los electrones y en su momentum se relacionan en la ecuación x.ph/4

Química - 201322

Chemistry-2.0

Química Julio OriaIII. Según Heisenberg la posición de un

electrón es más incierta, en tanto más precisa sea la medición de su velocidad.

A) FFV B) FFF C) FVV D) VFV E) VVV�

26. Indique el orden cronológico en que se establecieron los siguientes conceptos:I. Naturaleza ondulatoria de la materia.II. Función de onda de SchrödingerIII. Naturaleza corpuscular de la luz.IV. Cuantización del momento angular de

las órbitas en el átomo de hidrógeno.A) I-II-III-IV B) IV-III-II-I C) III-IV-I-II D) III-I-II-IV E) I-IV-III-II

27. Con respecto a los antecedentes del modelos de los electrones, indique el valor de verdad de las siguientes proposiciones:I. El fenómeno de difracción de los

electrones es una evidencia importante de su naturaleza ondulatoria.

II. La ecuación de De Broglie obtiene la longitud de onda de una partícula confirmando su naturaleza corpuscular y descartándose así su naturaleza ondulatoria.

III. El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que un dispositivo de medición no afecta en absoluto la posición o la velocidad de una partícula.

A) VVV B) VVF C) VFV D) FVV E) VFF�

28. Los neutrinos son partículas subatómicas de tipo fermiónico, sin carga eléctrica y con un espín ½. Desde hace unos años se sabe, que estas partículas tiene una masa muy pequeña, por lo que es muy difícil medirla. Actualmente se cree que la masa de los neutrinos es inferior a una millonésima de la masa de un átomo de hidrógeno. En setiembre de 2011, se anunció que el análisis de las medidas para la velocidad de los neutrinos en su experimento arrojaba valores

superlumínicos, un 0,002% mayor que la luz, lo que aparentemente contradeciría la teoría de la relatividad.Si se considera que la masa de un neutrino es una milmillonésima parte de la masa de un átomo de hidrógeno y que su velocidad es igual a la velocidad de la luz, determine su longitud de onda (en nm) asociada. ; mH= 1,673x10-27kg

8 -9 -34c= 3x10 m/s nm= 10 m h= 6,62.10 J.s ; ;A) 238 B) 569 C) 876 D) 1231 E) 1319

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Química Julio Oria