Estructura at

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Estructura atómica
pre cayetano
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Espectro electromagnético total

• Es el conjunto de todas las radiaciones
  electromagnéticas ordenadas según su longitud de
  onda creciente.

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Espectros atómicos

• Cuando a los elementos en estado gaseoso se les
  suministra energía (descarga eléctrica,
  calentamiento...) éstos emiten radiaciones de
  determinadas longitudes de onda.
• Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
  espectroscopio se ven como una serie de líneas, y
  el conjunto de las mismas es lo que se conoce
  como espectro de emisión.

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• Igualmente, si un haz de luz blanca atraviesa una
  sustancia, ésta absorbe unas determinadas
  radiaciones que aparecen como líneas negras en un
  fondo continuo (fondo multicolor). El espectro
  generado es el espectro de absorción de la
  sustancia.

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Teoría atómica de Ernest Rutherford

• El modelo atómico de Rutherford explica la
  penetrabilidad de las partículas alfa en la
  lámina de oro. El átomo es un gran vacío
  afirma.
• Establece la naturaleza nuclear del átomo.
• Tiene algunos inconvenientes
• No explica los espectros atómicos.
• Según la física clásica, al girar partículas
  cargadas en torno a un centro, éstas emiten
  energía en forma de radiación electromagnética,
  pero ello conduciría a los electrones a caer
  hacia el núcleo produciendo un colapso de los
  átomos.
• Sus postulados estaban en contra de la
  estabilidad de los átomos.
• Entonces, las líneas espectrales deberían ser
  explicadas a partir de una nueva teoría atómica.

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Teoría Cuántica

• Max Planck propuso que la energía radiante se
  propaga en paquetes denominados cuantos.

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• La energía se encuentra cuantizada.
• Donde n es un número entero (Número de
  cuantos)

Max Planck, físico alemán. Ganó el premio Nobel
de Física en 1918 por sus estudios en la naciente
mecánica cuántica.
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Efecto fotoeléctrico
Algunos metales emiten electrones al incidir una
determinada radiación sobre ellos
Si aumentamos la intensidad de la luz el número
de electrones emitidos es mayor. Según la teoría
clásica la energía de los electrones emitidos
debería aumentar, sin embargo esto no ocurre.
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Al cambiar la luz roja por una azul la velocidad
de los electrones emitidos aumenta y, por tanto,
su energía. Esto se debe a que la frecuencia de
la luz azul es mayor que la de la luz roja.
El fotón rojo tiene menos energía que el azul por
lo que al chocar con el metal el electrón emitido
lleva una velocidad menor.
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Efecto fotoeléctrico.

• La frecuencia mínima para extraer un electrón de
  un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina
  frecuencia umbral ?0.
• Einstein, aplicando la hipótesis de Plank,
  explicó exitosamente el efecto fotoeléctrico,
  suponiendo que la luz estaba formada por
  corpúsculos de energía llamados fotones, cuya
  energía venía determinada por E h x ?.
• Si dicha energía se igualaba o superaba a la
  energía de ionización se producía la ionización
  del átomo.

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En 1905, Einstein propuso que la radiación
electromagnética tiene propiedades corpusculares.
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Postulados del modelo atómico de Bohr.

• Los electrones sólo pueden girar alrededor del
  núcleo en ciertas órbitas circulares definidas.
• Para las orbitas permitidas se cumple que el
  momento angular del electrón debe ser un múltiplo
  entero de h/2 ?,
• en donde n 1, 2, 3, 4... (orbitas permitidas)
• Los electrones al girar en estas órbitas no
  absorben ni emiten energía.
• Cuando un átomo recibe energía los electrones
  pasan a un nivel superior (estado excitado).
  Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su
  órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a
  ?E entre ambos niveles, de frecuencia
  determinadas (?E h x ?)

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Niveles cuantizadospara el átomo de hidrógeno
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Energía
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Seriesespectrales para el átomo de hidrógeno
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Principios básicos de la teoría atómica actual
Con la contribución de Niels Bohr acerca de los
niveles estacionarios de energía, las siguientes
son las bases de la teoría atómica actual.
Dualidad onda-partícula Formulado por Louis de
Broglie en 1924. Cada partícula lleva asociada
una onda
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• Principio de incertidumbre
• Formulado por Heisenberg en 1927.Es imposible
  conocer simultáneamente con exactitud la posición
  y la cantidad de movimiento del electrón en el
  átomo

• Erwin Schrödinger (1926)
• Schrödinger propuso una ecuación de onda que
  describe el comportamiento de un electrón. Las
  soluciones de la ecuación de onda, llamadas
  funciones de onda predicen los estados de energía
  permitidos para un electrón.

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Dualidad onda-partícula(De Broglie)

• Una partícula puede comportarse como onda y como
  partícula a la vez. Si se comporta como lo
  primero, su longitud de onda es
• Así, dada lo pequeño que es h sólo partículas
  pequeñas como los electrones, tienen una longitud
  de onda asociada apreciable.

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Principio de incertidumbre (Heisenberg).

• Es imposible conocer simultáneamente la posición
  y la cantidad de movimiento de una partícula
• El enunciado anterior se puede escribir
  matemáticamente como
• siendo ?x la incertidumbre en la posición y ?p
  la incertidumbre en la cantidad de movimiento.
• Se reemplaza la idea de órbita por la de orbital,
  como una región del espacio donde la probabilidad
  de encontrar al electrón es máxima.

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Orbitales atómicos
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Orbitales d
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Orbitales f
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Postulados del modelo mecano-cuántico

• Los átomos sólo pueden existir en determinados
  niveles energéticos.
• El cambio de nivel energético se produce por
  absorción o emisión de un fotón de energía de
  manera que su frecuencia viene determinada por
  ?E h ? .
• Los niveles energéticos permitidos para un átomo
  vienen determinados por los valores de los
  números cuánticos.

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Números cuánticos.

• Cada electrón viene determinado por 4 números
  cuánticos n, l, ml y ms (los tres primeros
  determinan cada orbital, y el cuarto ms sirve
  para diferenciar a cada uno de los dos e que
  componen el mismo).
• Los valores de éstos son los siguientes
• n 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa)
• l 0, 1, 2, ... (n 1) (tipo de orbital)
• ml l, ... , 0, ... l (orientación orbital)
• ms ½ , ½ (sentido del giro)

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Valores permitidos de números cuánticos para cada
número cuántico
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Ejemplo a) Establezca cuáles de las siguientes
series de números cuánticos serían posibles y
cuáles imposibles para especificar el estado de
un electrón.b) Indique en que tipo de subnivel
estarían situados los que son posibles

• Series n l ml ms
• I 0 0 0 ½
• II 1 1 0 ½
• III 1 0 0 ½
• IV 2 1 2 ½
• V 2 1 1 ½

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• Imposible. (n lt 1)
• Imposible. (l n)
• Posible. subnivel 1 s
• Imposible (m ? -1,0,1)
• Posible. Orbital 2 p

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Principio de construcción (aufbau)

• Los electrones se colocan siguiendo el criterio
  de mínima energía.
• Es decir primero se distribuyen los electrones en
  los niveles con menor energía

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1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2

la energía aumenta
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Principio de exclusión de Pauli.

• En un átomo no puede haber dos electrones con
  los cuatro números cuánticos iguales. Al menos
  deben diferenciarse en uno

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Wolfgang Pauli físico de origen austriaco que en
1945 recibió el Premio Nobel de Física por
establecer el Principio de exclusión que lleva su
nombre.
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Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)

• Los electrones no se aparean en los orbitales de
  un mismo subnivel, hasta que todos los orbitales
  de dicho subnivel contenga al menos un electrón.

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Subnivel orbitales
Los electrones no se pueden aparear hasta que
todos los orbitales tengan un electrón. Los dos
electrones pueden ingresar en cualquier orbital
pues los tres tienen igual energía
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Los valores de ml varían en forma ordenada en la
diapositiva por simplicidad. En realidad los
valores se dan en forma aleatoria.
y así sucesivamente