t. cuántica y radiación electromagnética meteorología
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TEORÍA CUÁNTICA Y RADIACIÓN
ELECTROMAGNÉTICA
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
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La Energía Radiante tiene caracteristicas de Onda
• c
۷ = frecuencia
λ = longitud onda
c = velocidad luz
Onda:
Perturbación vibracional Transmisión de energía
= longitud de onda (m, nm)
Propiedades c = 3 · 108 m/s
= frecuencia (Hz = ciclo/s)
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10-18 10-15 10-12 10-9 10-6 10-3 10-2 10-1 1 10 102 103 106 109 1012
a f p n m c d - D H K M G T
Unidades comunes de longitudes de onda para REM
Unidad Símbolo Longitud Tipo de Radiación
Los rayos , X y UV son radiaciones de alta energía.
Micro-ondas y ondas de radio son de baja energía.
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Longitud de onda de la Radiación Electromagnética
La región visible del espectro abarca de 400 nm (violeta) a 700 nm (rojo). Es un espectro contínuo
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)
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 = mc2), de Bröglie plantea que un fotón lleva asociada una
= h/mv
Plantea que “Toda partícula en movimiento posee carácter ondulatorio” →
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.
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Espectro de líneas del Hidrógeno
Espectro Atómico- Espectro Discontínuo
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
ml = Nº cuántico magnético
ms = Nº cuántico de espín
Números Cuánticos
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 3nombre orbital s p d f
Número Cuántico Magnético ( ml )
Describe la orientación en el espacio, en una determinada subcapa el valor de ml depende del valor del número cuántico secundario.
Para cada valor de l hay ( 2 l + 1 ) valores enteros de ml como sigue:
- l , ( - l + 1) , ...0,... ( l -1), + l
l = 0 ml = 0 Si l =0, ( 2 l + 1 ) = 1
l = 1 ml = -1 , 0, 1 Si l =1, ( 2l + 1 ) = 3
l = 2 ml = -2 -1 , 0, 1, 2
l = 3 ml = -3, -2 -1 , 0, 1, 2, 3
Número Cuántico del Spin, ms
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.
ms = +½ ; -½
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Distribución de Densidad Electrónica en Estado Fundamental del Hidrógeno
Z
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Subnivel 1s, (n =1 y l = 0) hay un orbital
2s (n=2 y l =0)
3s ( n= 3 y l= 0)
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Densidad ElectrónicaOrbitales p
Subnivel 2p (n =2 y l = 1 )hay 3 orbitales: 2pX ,2pY , 2pZ
Orbital 2pX (n = 2, l = 1 y ml = -1 )
3 orbitales p
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5 orbitales d : dz2 , dx
2 –y
2 , dxy ,dxz ,dyz
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Relación entre valores de n, l y ml hasta n = 4
Valores posibles
de l
Valores posibles
de m l
Designación de subnivel
Número de orbitales en
subnivel
Número total de orbitales
en niveln
Niveles de Energía de los Orbitales en Átomo de Hidrógeno
Principios en Configuración Electrónica
1.- Exclusión de Pauli:
Dos electrones en un átomo NO pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales
1s3
1 2 3
n 1 1 1
l 0 0 0
ml 0 0 0
ms -½ ½ -½
1s2
1 2
n 1 1
l 0 0
ml 0 0
ms -½ ½
En cada orbital atómico no pueden existir más de
dos electrones
2.-Máxima Multiplicidad o de Hund:
Distribución más estable es aquella que tenga mayor número de espines paralelos.
2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz
distribución más estable
3.- Construcción Progresiva o Aufbau:
Los electrones se van agregando de a uno en los orbitales de más baja energía disponible.
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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Configuración Electrónica de varios elementos livianos
Total Diagrama ConfiguraciónElemento electrones de orbitales electronica
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: 3Li 1s2 2s1
1s2 2s1
Las sustancias diamagnéticas son aquellas que
son repelidas ligeramente por un imán, para que ello
ocurra, deben existir electrones apareados.
Ej: 12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2
Regla General
Cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético.
3Li 7 N 19 K
Atomos con un número par de electrones pueden ser paramagnéticos o diamagnéticos.
6C = paramagnético
10 Ne y 12Mg diamagnéticos
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
22Ti [ Ar ] 4s2 3d2
56Ba [ Xe ] 6s2
101Md [ Rn ] 7s2 5f 13
Configuración Electrónica de Iones
1.-Cationes (+) : Se forman por pérdida de electrones, hasta alcanzar configuración electrónica terminal de gas noble.
13Al (aluminio)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
13Al 3+
1s2 2s2 2p6
12Mg (magnesio)
2s2 2p6 3s2
12Mg2+
1s2 2s2 2p6
11Na (sodio)
1s2 2s2 2p6 3s1
11Na1+
1s2 2s2 2p6 10Ne (neón)
1s2 2s2 2p6
2.- Aniones (-): Se forman por ganancia de electrones, hasta alcanzar configuración electrónica terminal de gas noble.
9F (fluor)
1s2 2s2 2p5
9F 1-
1s2 2s2 2p6
8O (oxígeno)
1s2 2s2 2p4
8O 2-
1s2 2s2 2p6
7N (nitrógeno)
1s2 2s2 2p3
7N 3-
1s2 2s2 2p6
10Ne (neón)
1s2 2s2 2p6
Series isoelectrónicas:
13Al 3+ 12Mg2+ 11Na1+
9F 1- 8O 2-
7N 3-10Ne (neón)
1s2 2s2 2p6
Aniones ?18Ar (argón)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cationes ?
1.- Elabore una tabla con los valores de n, l y ml para los orbitales
del nivel 4
n l ml
4 0
1
2
3
0
- 1 0 1
-2 -1 0 1 2
-3 -2 -1 0 1 2 3
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
Excepciones:
Algunas configuraciones no siguen el orden de llenado acordado:
Ejemplo:
29Cu [Ar] 4s1 3d10
46Pd [Kr] 4d10
42Mo [Kr] 4d5 5s1
La configuración más estable corresponde a aquella en que los orbítales están mediana o completamente llenos.
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 ml = 0 ms = +½
b) n = 3 l = 2 ml = 1 ms = +½
c) n = 3 l = 2 ml = -2 ms = - ½
d) n = 3 l = 1 ml = 1 ms = - 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