Fund.QuíM.Cap7a

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Fund.QuíM.Cap7a

  1. 1. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
  2. 2. VII. Estructura electrónica de los atomos <ul><li>VII.1. Radiación electromagnética y espectros Atómicos </li></ul><ul><li>VII.2.Teoría cuántica </li></ul><ul><li>VII.3. El átomo de Bohr </li></ul><ul><li>VII.4. Principio de incertidumbre </li></ul><ul><li>VII.5. Propiedades de las ondas </li></ul><ul><li>VII.6. Orbitales atómicos y números cuánticos </li></ul><ul><li>VII.7. Representación de los orbitales atómicos </li></ul><ul><li>VII.8. Espin de los electrones y principio de </li></ul><ul><li>exclusión de Pauli </li></ul><ul><li>VII.9. Orbitales de átomos multielectrónicos </li></ul><ul><li>VII.10. Configuración electrónica </li></ul>
  3. 3. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>Las sustancias absorben o emiten luz que se relaciona con la naturaleza electrónica de los átomos. </li></ul><ul><li>La radiación electromagnética (luz) transporta energía en el espacio ( energía radiante). </li></ul><ul><li>Otras radiaciones electromagnéticas: </li></ul><ul><li>rayos X, rayos infrarrojos (calor), ondas de radio </li></ul>
  4. 4. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>Las radiaciones electromagnéticas tienen carácter ondulatorio. </li></ul><ul><li>Con sus movimientos ascendentes y descendentes el agua (ondas en ella) transportan energía. </li></ul><ul><li>Las radiaciones electromagnéticas se mueven a la velocidad de la luz, c = 3 * 10 8 m/s </li></ul>
  5. 5. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>El patrón de crestas y valles se repite a intervalos regulares. </li></ul><ul><li>Longitud de onda distancia entre crestas (o valles) </li></ul><ul><li>Frecuencia (de la onda) # de longitudes de onda que pasa por un punto en un segundo </li></ul><ul><li>Amplitud altura de la onda </li></ul>
  6. 6. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>Las características ondulatorias de la radiación electromagnética se deben a las oscilaciones periódicas de las intensidades de las fuerzas electrónicas y magnéticas asociadas a la variación. </li></ul>
  7. 7. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>Relación entre longitud de onda y frecuencia: </li></ul><ul><li>ν λ = c (v: frecuencia [ciclos/s s -1 ; hertz Hz]; λ : longitud de onda [m]; c velocidad de la luz) [v éase relación inversa entre ν y λ ]. 820 kHz (AM) = 820,000 s -1 </li></ul>
  8. 8. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO </li></ul><ul><li>Λ de rayos gamma: pequeña como radios atómicos </li></ul><ul><li>Λ ultravioleta: menor que la visible (> v) </li></ul><ul><li>Λ de ondas de radio: grandes como casas o cuadra </li></ul>
  9. 9. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>La luz blanca (ej. del sol) está compuesta por el conjunto de todos los colores de luces ( radiaciones monocromáticas ). </li></ul><ul><li>Por los diferentes índices de refracción las luces de colores se separan al pasar por un prisma: </li></ul><ul><li>ESPECTRO (continuo) </li></ul>
  10. 10. Energía cuantizada <ul><li>La naturaleza ondulatoria de la luz no puede explicar: </li></ul><ul><li>1- La emisión de luz por objetos calientes </li></ul><ul><li>2- La emisión de luz por átomos excitados electrónicamente (espectros de emisión) </li></ul><ul><li>3- La emisión de electrones por superficies iluminadas (efecto fotoeléctrico) </li></ul>
  11. 11. Energía cuantizada <ul><li>Max Planck (1858-1947) en 1900: </li></ul>Intensidad y color de luz emitida por un cuerpo caliente “ La energía sólo puede ser liberada (o absorbida) por los átomos en “paquetes” discretos con cierto tamaño mínimo: CUANTOS”
  12. 12. Energía cuantizada <ul><li>CUANTO : cantidad más pequeña de energía que se puede emitir como radiación electromagnética E . </li></ul><ul><li>E = h v (h: constante de Planck; v : frecuencia de la onda de radiación). </li></ul><ul><li>Absorción o emisión de energía en múltiplos de h v : </li></ul><ul><li>h v , 2 h v , 3 h v , 4 h v , ….. n h v </li></ul><ul><li>1 cuanto, 2 cuantos, .. etc. </li></ul>
  13. 13. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>Otras fuentes de radiación no emiten un espectro continuo. </li></ul><ul><li>Ej. Gas en bombilla a baja presión expuesto a alto voltaje. </li></ul><ul><li>Figura de la izquierda: gas hidrógeno. </li></ul><ul><li>Figura de la derecha: gas neón. </li></ul>
  14. 14. Naturaleza ondulatoria de la luz <ul><li>Al pasar por un prisma la luz de los tubos: ESPECTROS ATÓMICOS </li></ul><ul><li>Líneas de colores (de diferentes longitudes de onda). </li></ul><ul><li>Zonas negras: ausentes de luz de esas longitudes de onda. </li></ul><ul><li>Las longitudes de onda de las líneas están en proporción a través de números enteros: se dan por “saltos” (cuantos) </li></ul>
  15. 15. El átomo de Bohr <ul><li>Antecedentes </li></ul><ul><li>Al subdividir la materia (un elemento) se llega a la entidad denominada ÁTOMO. </li></ul><ul><li>Un elemento está caracterizado por un sólo tipo de átomo . </li></ul><ul><li>No hay elementos diferentes con átomos iguales </li></ul><ul><li>Hay partículas subatómicas, pero son iguales en los distintos átomos </li></ul>
  16. 16. Visión moderna de la estructura atómica <ul><li>Los físicos han encontrado muchas más partículas subatómicas. El comportamiento químico sólo se ve afectado por tres: </li></ul><ul><li>PROTÓN, NEUTRÓN, ELECTRÓN </li></ul>DESINTEGRACÌÓN BETA
  17. 17. El átomo de Bohr <ul><li>Postulados </li></ul><ul><li>Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo. </li></ul><ul><li>Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está en un estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado de energía permitido no irradia energía, y por tanto, no cae en espiral hacia el núcleo. </li></ul>
  18. 18. El átomo de Bohr <ul><li>Postulados </li></ul><ul><li>3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o absorbe en forma de fotón , E = h ν , donde h : constante de Planck (6,63*10 -34 J-s) ν : frecuencia de la radiación asociada al fotón. </li></ul>
  19. 19. Niveles de energía de los electrones <ul><li>Bohr calculó las energías de las distintas órbitas electrónicas: </li></ul><ul><li>E = (-2,18 x 10 -18 ) (1/ n 2 ) </li></ul><ul><li>n : número cuántico entero con valores de 1 a infinito </li></ul><ul><li>El radio de la órbita aumenta al aumentar n </li></ul><ul><li>E es negativa; a > n > negativa es E, o sea, aumenta. </li></ul>
  20. 20. El átomo de Bohr <ul><li>Limitaciones: </li></ul><ul><li>No puede explicar espectros de emisión de átomos complejos </li></ul><ul><li>No aplica suficientemente el carácter ondulatorio de los electrones. </li></ul><ul><li>Supone órbitas circulares </li></ul>

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