estructura atomica

Tema 3: Estructura de la materia II.
Estructura electrónica del átomo

3.1 Radiación electromagnética y materia: espectros atómicos y efecto
fotoeléctrico
3.2 Teoría cuántica de Planck-Einstein
3.3 El modelo atómico de Bohr
3.4 Dualidad onda-corpúsculo. Ecuación de De Broglie
3.5 Principio de incertidumbre de Heisenberg
3.6 Ecuación de Schrödinger y Función de Onda
3.7 Átomospolielectrónicos y configuración electrónica

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3.1 Radiación electromagnética y materia:
espectros atómicos y efecto fotoeléctrico

Antecedentes:
A finales del siglo XIX, una serie de evidencias experimentales no podían ser
explicados con las teorías clásicas (Maxwell, Newton), como por ejemplo:
Los espectros discontinuos de los elementos
El efecto fotoeléctrico

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3.1 Radiaciónelectromagnética y materia:
espectros atómicos y efecto fotoeléctrico
Luz: amplio espectro de radiación electromagnética que se propaga a través
del espacio de forma ondulatoria.
La radiación electromagnética es la propagación en forma de onda de un campo
eléctrico y magnético oscilante.

Las ondas electromagnéticas se propagan en el vacío a la velocidad de 2,998·108 m/s (c).

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Relación entrelongitud de onda, λ (m), y frecuencia, ν (Hz)
La energía transportada por las ondas es proporcional a su frecuencia, de modo que
cuanto mayor es la frecuencia de la onda, mayor es su energía.

c = 2,998 · 108 m/s

c=λ·ν
λ

λ
Longitud de onda pequeña
Alta frecuencia

Longitud de onda larga
Pequeña frecuencia
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λ
Ondas de Radio

El espectro
electromagnético
La longitud deonda
(λ) o frecuencia (ν)
de la luz determina
el
rango
del
espectro en el que
nos encontramos y
también su color
(en el caso del
espectro visible).

Microondas
Infrarrojo

Ultravioleta

Lo que conocemos
comúnmente como
LUZ es la radiación
visible del espectro
electromagnético
que podemos captar
con nuestros ojos.

Rayos X
Rayos γ

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El espectro electromagnético

λRango de λ de la
radiación visible =
400 nm - 700 nm

Cada color corresponde a
una longitud de onda.
La luz blanca se obtiene
de la suma de distintas
longitudes de onda.

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3.1.1 Espectros atómicos
Cuando se pasa una corriente eléctrica a través de
un gas en un tubo a presión muy baja, se emite una luz
cuyo espectro es discontinuo (a líneas).
Cada elemento gaseoso da un espectrocaracterístico (contiene líneas discretas a longitudes
de onda definidas y específicas de cada elemento).
Al estudiar el espectro del hidrógeno, se encontró
una relación matemática entre las frecuencias a las
que aparecían sus líneas  Ecuación de Balmer
Espectro de emisión del hidrógeno:

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La ecuación de Balmer
Experimentalmente (1885) se comprobó que las líneas de la serie deBalmer del espectro de emisión del hidrógeno aparecen a frecuencias que cumplen
la ecuación:

1
1
RH  2  2 
n

n2 
1

1

Serie de Balmer:

n1=2

RH = cte. de Rydberg (10.970.000 m-1)

n2 = 3, 4, 5, 6, … Visible
n2 = 3  Frecuencia de la línea roja
n2 = 4  Frecuencia de la línea azul-verdosa

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La ecuación de Balmer
Pronto se comprobó que la ecuación seajustaba a las demás series de
líneas del espectro del hidrógeno:
Paschen

1
1
 2 2
RH 

n1 n2 


1

RH = cte. de Rydberg (10.970.000 m-1)
infrarrojo

Serie de Lyman:

n1=1

n2 = 2, 3, 4, 5, …

Serie de Balmer:

n1=2

n2 = 3, 4, 5, 6, … Visible
n2 = 3  Frecuencia de la línea roja
n2 = 4  Frecuencia de la línea azul-verdosa

Serie de Paschen: n1=3

n2 = 4,5, 6, 7, …

Serie de Brackett:

n1=4

n2 = 5, 6, 7, 8, …

Serie de Pfund:

n1=5

n2 = 6, 7, 8, 9, …

Ultravioleta

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Ejercicio: Expresar la ecuación de Balmer en la que la cte. de Rydberg esté en s-1.

1
1
RH  2  2 
n

n2 

1
1

RH = cte. de Rydberg en unidades de λ-1, 10.970.000 m-1



1
1
RH  2  2 
n
c
n2 

1



1
1...