El documento trata sobre la teoría cuántica y la radiación electromagnética. Explica que los átomos y moléculas solo pueden absorber o emitir energía en cantidades discretas llamadas "cuantos". También describe las propiedades de las ondas electromagnéticas y cómo la mecánica cuántica surgió de la teoría de Planck.
2. Teoría cuántica y Radiación Electromagnética Atomos y moléculas absorben o emiten energía sólo en ciertas cantidades discretas: “cuántos” Cuánto : mínima cantidad de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética Radiación Electromagnética : Emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas
3. ۷ = frecuencia λ = longitud onda c = velocidad luz
4. Onda: Perturbación vibracional Transmisión de energía = longitud de onda (m, nm) Propiedades c = 3 · 10 8 m/s = frecuencia (Hz = ciclo/s)
5. Los rayos , X y UV son radiaciones de alta energía. Micro-ondas y ondas de radio son de baja energía.
6. La región visible del espectro abarca de 400 nm (violeta) a 700 nm (rojo). Es un espectro contínuo
7. Introducción a la mecánica Cuántica (1925) Teoría Cuántica de Planck Los átomos y moléculas sólo pueden absorber y emitir energía en cantidades discretas o cuántos. La energía de un cuanto (E) es proporcional a la frecuencia de radiación ( ) E = h · h = 6.63 ·10 -34 J s = c / E = h · c / ( a mayor mayor E) ( a mayor menor E)
8. La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck y surge como resultado de un conjunto de trabajos realizados por Heisenberg, Schrödinger, De Broglie.. Hipótesis de De Broglie: considerando que la luz tiene naturaleza dual: onda (E = h ) y corpúsculo (fotones con E = mc 2 ), de Bröglie plantea que un fotón lleva asociada una = h/mv Plantea que “Toda partícula en movimiento posee carácter ondulatorio” ->
9. La aplicación de la ecuación al átomo de Hidrógeno, da las energías de cada estado , que se caracterizan por un conjunto de números cuánticos. La búsqueda de una ecuación que describa el comportamiento de las partículas sub-microscópicas, lleva a la ecuación de Schrödinger.
11. Representa los niveles de energía permitidos. Número Cuántico Principal : n Adopta sólo valores enteros. n = 1, 2, 3, 4, 5........... n = Nº cuántico principal l = Nº cuántico del momento angular m l = Nº cuántico magnético m s = Nº cuántico de espín Números Cuánticos
12. Número Cuántico Secundario ( l ) Indica la forma de los orbitales, sus valores numéricos son dependientes del número cuántico principal. Para un determinado n , el secundario adopta todos los valores posibles desde cero hasta (n-1) Para n = 1 l = 0 n = 2 l = 0, 1 Los valores numéricos de l tienen asociados letras, que asignan sus nombres a los orbitales. l 0 1 2 3 nombre orbital s p d f
13. Número Cuántico Magnético ( m l ) Describe la orientación en el espacio, en una determinada subcapa el valor de m l depende del valor del número cuántico secundario. Para cada valor de l hay ( 2 l + 1 ) valores enteros de m l como sigue: - l , ( - l + 1) , ...0,... ( l -1), + l l = 0 m l = 0 Si l =0, ( 2 l + 1 ) = 1 l = 1 m l = -1 , 0, 1 Si l =1, ( 2 l + 1 ) = 3 l = 2 m l = -2 -1 , 0, 1, 2 l = 3 m l = -3, -2 -1 , 0, 1, 2, 3
14. Número Cuántico del Spin, m s Indica el sentido de giro que tienen los electrones, alrededor de su eje. Los posibles sentidos de giro son DOS. Dos valores para este número cuántico. m s = + ½ ; - ½
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17. Subnivel 1s, (n =1 y l = 0) hay un orbital 2s (n=2 y l =0) 3s ( n= 3 y l= 0)
18. Subnivel 2p (n =2 y l = 1 )hay 3 orbitales: 2p X ,2p Y , 2p Z Orbital 2p X (n = 2, l = 1 y m l = -1 ) 3 orbitales p
19. 5 orbitales d : d z 2 , d x 2 –y 2 , d xy ,d xz ,d yz
22. Principios en Configuración Electrónica 1.- Exclusión de Pauli: Dos electrones en un átomo NO pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales En cada orbital atómico no pueden existir más de dos electrones 1s 3 1 2 3 n 1 1 1 l 0 0 0 m l 0 0 0 m s - ½ ½ -½ 1s 2 1 2 n 1 1 l 0 0 m l 0 0 m s - ½ ½
23. 2.-Máxima Multiplicidad o de Hund: Distribución más estable es aquella que tenga mayor número de espines paralelos. distribución más estable 3 .- Construcción Progresiva o Aufbau: Los electrones se van agregando de a uno en los orbitales de más baja energía disponible. 2p x 2p y 2p z 2p x 2p y 2p z 2p x 2p y 2p z
24. Orden de Energía Creciente de Orbitales en Átomos Polielectrónicos 7s 7p 6s 6p 6d 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Regla Nemotécnica
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26. Elementos Paramagnéticos y Diamagnéticos Las sustancias paramagnéticas son aquellas que son atraídas por un imán, para que ello ocurra, se necesita que hayan electrones desapareados. Ej: 3 Li 1s 2 2s 1 1s 2 2s 1 Las sustancias diamagnéticas son aquellas que son repelidas ligeramente por un imán, para que ello ocurra, deben existir electrones apareados . Ej: 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
27. Regla General Cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético. 3 Li 7 N 19 K Atomos con un número par de electrones pueden ser paramagnéticos o diamagnéticos. 6 C = paramagnético 10 Ne y 12 Mg diamagnéticos
28. Configuración Electrónica por compresión Cuando se desarrolla la configuración de un elemento, esta puede ser abreviada , si escribimos el símbolo del gas noble que lo antecede, agregando los orbitales restantes que describen todos sus electrones 22 Ti [ Ar ] 4s 2 3d 2 56 Ba [ Xe ] 6s 2 101 Md [ Rn ] 7s 2 5f 13
29. Configuración Electrónica de Iones 1.-Cationes (+) : Se forman por pérdida de electrones, hasta alcanzar configuración electrónica terminal de gas noble. 13 Al (aluminio) 12 Mg (magnesio) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 13 Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 2s 2 2p 6 3s 2 12 Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 11 Na (sodio) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 11 Na 1+ 1s 2 2s 2 2p 6 10 Ne (neón) 1s 2 2s 2 2p 6
30. 2.- Aniones (-): Se forman por ganancia de electrones, hasta alcanzar configuración electrónica terminal de gas noble. 9 F (fluor) 1s 2 2s 2 2p 5 9 F 1 - 1s 2 2s 2 2p 6 8 O (oxígeno) 1s 2 2s 2 2p 4 8 O 2 - 1s 2 2s 2 2p 6 7 N (nitrógeno) 1s 2 2s 2 2p 3 7 N 3 - 1s 2 2s 2 2p 6 10 Ne (neón) 1s 2 2s 2 2p 6
31. Series isoelectrónicas: Cationes ? 13 Al 3+ 12 Mg 2+ 11 Na 1+ 9 F 1 - 8 O 2 - 7 N 3 - 10 Ne (neón) 1s 2 2s 2 2p 6 Aniones ? 18 Ar (argón) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
32. 1.- Elabore una tabla con los valores de n, l y m l para los orbitales del nivel 4 2.- Cuál es el número de orbitales asociado con el número cuántico principal n = 3? 9 orbitales: 1 orbital s, 3 orbitales p y 5 orbitales d n l m l 4 0 1 2 3 0 - 1 0 1 -2 -1 0 1 2 -3 -2 -1 0 1 2 3
33. Excepciones: Algunas configuraciones no siguen el orden de llenado acordado: Ejemplo: 29 Cu [Ar] 4s 1 3d 10 46 Pd [Kr] 4d 10 42 Mo [Kr] 4d 5 5s 1 La configuración más estable corresponde a aquella en que los orbítales están mediana o completamente llenos.
34. 3.- Los números cuánticos que se listan a continuación corresponden a cuatro electrones distintos del mismo átomo. Ordénelos por energía creciente. Indique si hay dos que tengan la misma energía. a) n = 3 l = 0 m l = 0 m s = + ½ b) n = 3 l = 2 m l = 1 m s = +½ c) n = 3 l = 2 m l = -2 m s = - ½ d) n = 3 l = 1 m l = 1 m s = - ½ El orden por energía creciente de los orbitales de la lista anterior, viene indicado por los valores numéricos que pueden ser deducidos de la relación (n + l ) a) 3 + 0 = 3 (3s) b) 3 + 2 = 5 (3d) c) 3 + 2 = 5 (3d) d) 3 + 1 = 4 (3p) 3s 3p 3d
