Notas de Química General I - Estructura Electrónica del Átomo

Modelo mecánico – cuántico

  • Explica cómo los electrones existen en los átomos y determinan las propiedades químicas y físicas de los elementos.

6.1 La naturaleza ondulatoria de la luz
Naturaleza de la luz

  • La luz tiene dualidad onda – partícula.

  • Todas las ondas electromagnéticas viajan a la velocidad de la luz en el vacío.

Características de una onda

  • Amplitud: Altura de la onda, relacionada con la intensidad de la luz.

  • Longitud de onda (λ): Distancia entre crestas, se mide en nanómetros (nm).

Frecuencia (ν)

  • Número de ondas que pasan por un punto en un período de tiempo. Unidad: hertz (Hz) o s−1s^{-1}.

Relación entre λ y ν

  • La frecuencia y la longitud de onda tienen una relación inversa: mayor λ = menor ν, menor λ = mayor ν.

Espectro electromagnético

  • Diversos tipos de radiación electromagnética ordenados por longitud de onda.

  • Menor longitud de onda (alta frecuencia) implica mayor energía (ej: rayos gamma).

6.2 Energía cuantizada y fotones
Teoría Cuántica de Planck

  • La energía es absorbida o emitida por los átomos en paquetes llamados cuantos.

Efecto Fotoeléctrico

  • La luz está formada por partículas llamadas fotones. Un fotón transfiere su energía a un electrón, pudiéndolo liberar si la energía es suficiente.

6.3 Espectros de líneas y modelo de Bohr
Espectroscopia Atómica

  • Los átomos absorben energía y la emiten en forma de luz.

Espectro Continuo

  • Se produce al pasar luz blanca por un prisma.

Espectro de líneas (emisión)

  • Contiene radiación de longitudes de onda específicas, usado para identificar elementos.

Modelo del átomo de Bohr

  • Los electrones absorben energía (promoción a nivel alto) y emiten energía (relajación a nivel bajo) en forma de fotones. El espectro de emisión de hidrógeno lo ilustra.

  • Absorción: electrón va de menor a mayor energía.

  • Emisión: electrón va de mayor a menor energía.

6.4 El comportamiento ondulatorio de la materia
Louis de Broglie

  • Expuso que la materia, como el electrón, exhibe propiedades de onda.

6.5 Mecánica cuántica y orbitales atómicos
Principio de Incertidumbre de Heisenberg

  • Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y el movimiento de un electrón.

Mecánica Cuántica

  • Desarrollada por Erwin Schrödinger, describe el estado de energía de un electrón (orbital).

  • Cada orbital tiene una energía, forma y distribución de densidad electrónica características, definidas por números cuánticos.

Niveles de energía y subniveles

  • Número cuántico principal (n): Describe el nivel de energía (nextextgreater=1n ext{ extgreater} = 1). A mayor n, mayor energía y más alejado del núcleo.

  • Número de momento angular (l): Define la forma del orbital (0exthastan−10 ext{ hasta } n-1).

    • l=0l=0 es tipo s

    • l=1l=1 es tipo p

    • l=2l=2 es tipo d

    • l=3l=3 es tipo f

  • Número cuántico magnético (m_l): Describe la orientación 3D del orbital (−lextextless=mlextextless=+l-l ext{ extless}= m_l ext{ extless}= +l).

Orbitales

  • Región en un subnivel que contiene un máximo de dos (2) electrones. El número de orbitales en una subcapa se calcula con 2l+12l + 1.

  • Subniveles (subcapas): Conjunto de orbitales de igual energía (s, p, d, f).

6.8 Configuraciones electrónicas
Principio de Exclusión de Pauli

  • Dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Los orbitales se llenan con un máximo de dos electrones con espines opuestos.

Configuración electrónica

  • Arreglo de los electrones de un átomo en orbitales. Ej: 1s21s^2 (nivel, tipo, número de electrones).

Diagrama de Orbitales

  • Representación visual: cajas para orbitales, flechas para electrones (la dirección indica el espín).

Regla de Hund

  • Para orbitales de igual energía (degenerados), los electrones se acomodan individualmente con espines paralelos antes de aparearse.

Configuración electrónica de cationes y aniones

  • Cationes: Se forman removiendo electrones del nivel (nn) de mayor energía.

  • Aniones: Se forman añadiendo electrones.

Propiedades Magnéticas

  • Diamagnético: Átomo/ion con todos los electrones pareados, repele el campo magnético.

  • Paramagnético: Átomo/ion con electrones sin parear, atraído a un campo magnético.

Ecuaciones y Constantes Importantes

  • Velocidad de la luz: c=3.00×108 m/sc = 3.00 \times 10^8 \text{ m/s}

  • Relación entre longitud de onda y frecuencia: c=λ×νc = \lambda \times \nu

    • Despejada para frecuencia: ν=cλ\nu = \frac{c}{\lambda}

  • Energía de un cuanto/fotón (Teoría de Planck y Efecto Fotoeléctrico): E=hνE = h\nu

  • Constante de Planck: h=6.626×10−34 J-sh = 6.626 \times 10^{-34} \text{ J-s}

  • Transiciones Energéticas (Modelo de Bohr): ΔE=−hcR<em>H(1n</em>f2−1ni2)\Delta E = -hcR<em>H \left(\frac{1}{n</em>f^2} - \frac{1}{n_i^2}\right)

  • Constante de Rydberg: RH=1.097×107 m−1R_H = 1.097 \times 10^7 \text{ m}^{-1}

  • Energía del fotón emitida/absorbida: E<em>fotoˊn=−ΔE</em>electroˊnE<em>{fotón} = -\Delta E</em>{electrón}

  • Longitud de onda de De Broglie (para la materia): λ=hmv\lambda = \frac{h}{mv}

  • Número de orbitales dentro de una subcapa: 2l+12l + 1