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.

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Postulados de Bohr

1. El electrón en un átomo tiene solo ciertos estados de movimientos que le son permitidos.

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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.

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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.

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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.

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•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.

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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.

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Teoría clásica

Esta consideraba, que la energía de una radiación era arbitraria; es decir, que podía ser grande o pequeña indistintamente.

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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:

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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

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4. El nivel k (n = 1), es el nivel mas cercano al núcleo y tiene el radio mas pequeño.

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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

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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.

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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)

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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

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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

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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

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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.

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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.

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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

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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

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Efecto fotoeléctrico.

• Heinrich Hertz: 1887

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• Hallwachs: 1888

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• Thomson y Lenard: 1998

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• Einstein: 1905

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Efecto Fotoeléctrico

Partícula de LuzElectrones liberados

Placa de metal cargada con electricidad estática.