Es un PP muy práctico y entendible. útil para aprender y enseñar. Lamentablemente desconozco el autor de este PP, a el/ella doy todos los créditos.

1. ORBITALE
S
ATOMICOS

2. FORMAS Y TAMAÑOS DE LOS
ORBITALES
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión
de este orbital depende del valor del número cuántico
principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es
mayor que un orbital 2s.

3. FORMAS Y TAMAÑOS DE LOS
ORBITALES
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos
que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de
ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres
orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que
difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

4. FORMAS Y TAMAÑOS DE LOS
ORBITALES
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos.
Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -
1, 0, 1, 2)

5. FORMAS Y TAMAÑOS DE LOS
ORBITALES
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobu-
lar. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a
m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Tomado de: http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.html

6. LAS ENERGÍAS DE LOS ORBITALES
• Energías relativas entre
subniveles:
s < p < d< f
• Dos factores controlan
la energía de un orbital:
su tamaño y forma.
• A mayor tamaño y
forma más compleja,
requiere más energía.

7. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
• Principio de Aufbau:
Los electrones se asignan al átomo, uno a la vez,
comenzando con el orbital de menor energía,
hasta que todos los e estén en el orbital apropiado.
• Orbitales degenerados:
son aquellos que tienen la misma energía, como
los orbitales p (px, py, pz ) que aunque con diferente
orientación tienen igual forma y tamaño.
• Regla de Hund: se adiciona un ḗ a cada orbital,
antes de llenar alguno con dos ḗ. los ḗ se adicionan
con el mismo spin hasta que cada orbital
degenerado tenga al menos 1 ḗ.
N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3

8. Cuando comparamos la configuración electrónica de
elementos en una misma fila de la tabla periódica, se
encuentra que corresponden al llenado de un nivel
de orbitales. Por ejemplo, la segunda fila contiene
elementos cuyos orbitales en el nivel n = 2 están
llenos. Li (Z = 3): [He] 2s1
Be (Z = 4): [He] 2s2
B (Z = 5): [He] 2s2 2p1
C (Z = 6): [He] 2s2 2p2
N (Z = 7): [He] 2s2 2p3
O (Z = 8): [He] 2s2 2p4
F (Z = 9): [He] 2s2 2p5
Ne (Z = 10): [He] 2s2 2p6

9. Los elementos de un mismo grupo tienen
configuraciones similares para sus electrones más
externos. Group
IA
Group
VIIA
H 1s1
Li [He] 2s1 F [He] 2s2 2p5
Na [Ne] 3s1 Cl [Ne] 3s2 3p5
K [Ar] 4s1 Br [Ar] 4s2 3d10 4p5
Rb [Kr] 5s1 I [Kr] 5s2 4d10 5p5
Cs [Xe] 6s1 At
[Xe] 6s2 4f14 5d10
6p5

10. LAS ENERGÍAS DE LOS ORBITALES
http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch6/quantum.html#relative

11. ESPECTROS DE EMISIÓN
CONTINUO
Descomposición de la luz blanca, cada color se debe a
una diferente longitud de onda de la radiación.
DISCONTINUO
Descomposición de elementos químicos en estado gaseoso a altas T,
solo emiten algunas longitudes de onda.
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/spespectro.html

12. ESPECTROS DE EMISIÓN
El salto de un electrón de una órbita de mayor
energía(E2) a otra de menor energía(E1) provoca la
emisión de un fotón de energía igual a la
diferencia entre los dos niveles energéticos(E2-E1).
Para que un electrón salte de una órbita de menor
energía(E1) a otra de mayor(E2) es necesario que
absorba un fotón con energía igual a la diferencia
de energías entre los dos niveles.(E2-E1).

13. ESPECTROS DE EMISIÓN
Electrón en un nivel de
energía superior E2:
Estado Excitado
Electrón en un nivel de
energía inferior E1:
Estado Fundamental
ƛ Espectro de
Emisión

14. ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO
http://www.uclm.es/profesorado/jaorganero/subpaginas/apuntes/introduccion_a_la_experimentacion_en_quimica_fisica/practica8.pdf

15. Ecuación de Planck
Ecuación de Rydberg
h = 6,62x10-34 J·s, constante de Planck
ν = frecuencia de la radiación
RH = 2,18 x 10-18 J

16. http://courses.science.fau.edu/~rjordan/bb_12/answers_12.htm
Ecuación de De Broglie
h=6,62 10-34 J·s, constante
de Planck
m= masa de la partícula (e)
(Kg)
u = rapidez (m/s)
Las ondas se comportan como partículas, y éstas
exhiben propiedades ondulatorias. Ambas
propiedades se relacionan con la expresión:

17. TALLER
1. Calcule la Energía en Joules de:
a) Un fotón con ƛ=5x10_4 nm y
b) Un fotón que tiene ƛ=5x10_-2 nm.
2. Cuál es la ƛ (nm) de un fotón emitido durante
la transición desde el nivel ni = 5 al nf = 2 en
el átomo de Hidrógeno?

18. CUESTIONARIO
1. Cuál es la ƛ (nm) de la luz con una ν de 8,6x10_13
Hz? Cuál es la ν, en Hz, de la luz con una ƛ de 566
nm?
2. Calcule la energía en Joules de un fotón con una ƛ =
5x10_4 nm.
3. Cuál es la ƛ (nm) de un fotón emitido durante la
transición desde el estado ni = 5 al estado nf = 2 en
el átomo de H?
4. Calcule la ƛ asociada a un electrón (9,1094x10_
-31 Kg) que se desplaza a 68 m/s.
5. Cuál es la ƛ de de Broglie, en cm, de un colibrí de
12,4 g que vuela a 1,20x10_2 mph (1 milla = 1,61
Km)