diapositivas de quimica[1][1]
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Teoría de Borh
En 1913, Niels Borh propuso una teoría para la estructura electrónica del átomo de hidrogeno.
Borh para construir su teoría recopilo información de Rutherford, Planck, Einstein y Balmer.
Postulados de Bohr
1. El electrón en un átomo tiene solo ciertos estados de movimientos que le son permitidos.
2. Cuando el electrón cambia de un estado alto de energía a uno bajo el mismo emite un cuanto de radiación, de ser lo contrario el átomo absorbe un cuanto de luz.
• Los estados permitidos para el movimiento de los electrones alrededor del núcleo, son aquellos en los cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π, expresado en la siguiente forma: mvr = nh/2π.
Teoría de Schrodinger.
Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (nacido en Viena (Erdberg) el 12de agosto de 1887 y muere en Viena, 4 de enero de 1961). Físico austriaco famoso porsus contribuciones a la mecánica cuántica, especialmente la ecuación de Schrödingerpor la que le fue otorgado el Premio Nóbel de Física en 1933. Propuso el experimentomental del gato de Schrödinger y siempre mostró interés por los vedas.
Experimento del Gato de Shrodinger o Paradoja de Shrodinger.
Es un experimento imaginario, concebido en 1935 por el físico Erwin Schrödinger, para exponer uno de los aspectos más extraños, a priori, de la mecánica cuántica.
•Teoría mecánica cuántica
Esta surge para explicar el comportamiento de partículas como: las moléculas, los protones y átomos; que debido a su tamaño no puede ser cubierta por la mecánica clásica.
Postulados de la teoría mecánica cuantica
1. Los átomos y las moléculas solo pueden existir en ciertos estados energéticos.
2. Producido a través de la siguiente expresión: │∆E│ = │E│= hv puesto que v = c / λ
3. Los estados de energía pueden describirse mediante un conjunto de números cuanticos.
Teoría clásica
Esta consideraba, que la energía de una radiación era arbitraria; es decir, que podía ser grande o pequeña indistintamente.
Max Planck contradijo la teoría clásica.
Considero que los átomos del metal o sustancias calentadas emitían una reacción que no podía tener energía arbitraria; si no que debía poseer una energía definida, expresada a través de la siguiente relación:
E = nhv
donde:
n= numero entero positivo mayor o igual que 1
v= frecuencia de la reacción
h= constante de Planck
= 6,63 x 10 elevado a la -27 ergios x s
= 6,63 x 10 elevado a la -34 julios x s
4. El nivel k (n = 1), es el nivel mas cercano al núcleo y tiene el radio mas pequeño.
Primer numero cuántico (n)
• la energía de cada electrón depende del valor del numero cuántico n
• el numero cuántico principal es un numero entero
• los electrones que tienen el mismo valor de n se dice que están en el mismo nivel
Segundo numero cuántico (l)
• se relaciona con el numero cuántico principal
( n-l)
• los electrones de subniveles de un mismo nivel principal, tendrán energía que aumenta ligeramente con el valor de l
• los valores de l se relacionan también con letras.
Tercer numero cuántico (ml)
• también se le denomina numero cuántico magnético
• llamado numero cuántico spin
• el numero de spin de un electrón puede tener uno de dos valores posibles: +1/2 o -1/2
Cuarto numero cuántico (ms)
Valores Permitidos de los Números Cuánticos
n l ml ms
1(K) 0 (s) 0 +1/2, -1/2
2 (L)0 (s)
1 (p)
0
-1, 0, +1
+1/2, -1/2+1/2 para
cada ml
3(M)0 (s)1(p)2(d)
0-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
+1/2, -1/2+1/2 para
cada ml +1/2
para cada ml
Niveles de energia
La forma específica de ocupación de los orbitales de un átomo por los electrones, se denomina configuración electrónica de dicho átomo. Esta puede predecirse utilizando el diagrama de ocupación o de niveles de energía; ya que en función de la energía creciente de los orbitales, éstos se van ocupando con los electrones, lo cual constituye el procedimiento de Aufbau
2 6 10 146d 6d 6d 6d 6d
5d 5d 5d 5d 5d
4d 4d 4d 4d 4d
3d 3d 3d 3d 3d
6p 6p 6p
5p 5p 5p
4p 4p 4p
3p 3p 3p
2p 2p 2p
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
5f 5f 5f 5f 5f 5f 5f
4f 4f 4f 4f 4f 4f 4f
7
5
4
3
2
6
1
Período
Ene
rgía
cre
cien
te
La forma de ocupación mencionada asegura que para cada átomo, todos los electrones están en los niveles de energía más baja disponible para ellos, para lo cual se toma en cuenta las siguientes consideraciones:
1. La energía de los electrones está mayormente determinada por los valores de n y 1
2. Los electrones van ocupando sus niveles de energía, empezando por lo de más baja energía.
3. Los electrones van ocupando aquellos subniveles cuya suma (n+1) sea menor y entre dos subniveles cuya suma (n+1) sea igual; ocuparan primero aquel subnivel que tenga el menor valor de n. Por ejemplo, entre los orbitales 4s (4+0=4) y 3d (3+2 =5) se llenará primero el 4s; entre los orbitales 3p (3+1=4) y el 4s (4+0=4), se ocupará primero el 3p.
Otro diagrama que puede utilizarse para predecir el llenado de los
orbitales, cumpliendo con la premisas anteriores, es el siguiente:1a
2a
3a
4a
5a
6a
7a
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
6f
2
2
2
2
2
2
2
6
6
6
6
6
6
10
10
10
10
14
14
14
Comenzamos construyendo las configuraciones de los átomos más simples: Hidrogeno (z=1) y Helio (z=2). Por el momento consideramos sólo átomos naturales, no iones, por lo cual, en cada caso el número atómico representa el número de electrones, luego:H (z=1): 1sHe (z=2):1s
En cada caso, el superíndice indica la población electrónica del orbital.
Los átomos de los siguientes 8 elementos, z=3 hasta z=10, tienen las configuraciones electrónicas y los correspondientes diagramas de orbitales indicados en la tabla que se muestra de inmediato:
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
ElementoNúmero Atómico
(z)Configuración
ElectrónicaDiagrama Orbital
1s 2s 2p
3
4
5
6
7
8
9
10
1s 2s2 1
1s 2s2 2
1s 2s2 2
1s 2s2 2
1s 2s2 2
1s 2s2 2
1s 2s2 2
1s 2s2 2
2p1
2p2
2p3
2p4
2p5
2p6
Observemos que cuando los electrones se añaden a la subcapa 2p se hace ocupando diferentes orbitales. Así, el diagrama de orbitales para el carbono en su estado fundamental es:
y no: 1s 2s 2p
1s 2s 2p
Observemos también que los electrones no apareados en orbitales diferentes tienen espines paralelos (igual sentido). Esto es una ilustración de una generalización más importante conocida como la Regla de Hund: “los electrones en una subcapa dada tienden a permanecer no apareados (en orbitales separados) con espines paralelos”. Esta regla también se ilustra con el nitrógeno y el oxigeno
Efecto fotoeléctrico.
• Heinrich Hertz: 1887
• Hallwachs: 1888
• Thomson y Lenard: 1998
• Einstein: 1905
Efecto Fotoeléctrico
Partícula de LuzElectrones liberados
Placa de metal cargada con electricidad estática.