PCE Quimica (T3) Estructura de la materia

Paschen

++ nivel llegada (n1) = 3 ++ region de espectro = infrarrojo cercano

Brackett

++ nivel llegada (n1) = 4 ++ region de espectro = infrarrojo medio

longitud de onda [en metros] (λ)

> c es la velocidad de la luz (en m/s) > f es la frecuencia de la radiación ++ en Hz o s^(-1)

modelo atómico cuántica - ondulatoria

> efecto fotoeléctrico ++ expulsión de electrones de la superficie de un metal usando energía de una radiación > dualidad onda-corpúsculo de Louis De Broglie ++ electrón se comportaba tanto como onda como partícula > principio de incertidumbre de Heisenberg ++ no se puede conocer la posición y la velocidad del electrón al mismo tiempo con suficiente precisión

(1/λ) ecuación de Rydberg

> n_1 < n_2 > constante de Rydberg ++ valor distinto para cada fórmula

(E) ecuación de Rydberg

> n_1 < n_2 > constante de Rydberg ++ valor distinto para cada fórmula

Numero atomico

Z = p

frecuencia de onda

número de veces que se repite un ciclo ondulatorio por unidad de segundo

isótopos

átomos de un mismo elemento > misma cantidad de protones > no la misma cantidad de neutrones

orbital s

++ l = 0 ~~~ esferica

E_r [energia de la radiacion usada] (Julios)

E_0 + E_c > E_0 = energia umbral (Julios) > E_c = energia cinetica (Julios)

principio de incertidumbre de Heisenberg

no se puede conocer la posición y la velocidad del electrón al mismo tiempo con suficiente precisión > concepto de orbital ++ la zona con probabilidad del 95% de encontrar al electrón

λ [longitud de onda del electrón] (metros)

++ h es la constante de Planck ~~~ 6,63 · 10^(-34) ++ m = masa del electron (kg) ++ v = velocidad del electron (m/s)

orbital p

++ l = 1 ~~~ leminscata

orbital d

++ l = 2 ~~~ forma variable

orbital f

++ l = 3 ~~~ forma variable

Lyman

++ nivel llegada (n1) = 1 ++ region de espectro = ultravioleta

Balmer

++ nivel llegada (n1) = 2 ++ region de espectro = visible

Pfund

++ nivel llegada (n1) = 5 ++ region de espectro = infrarrojo lejano

Humprey's

++ nivel llegada (n1) = 6 ++ region de espectro = infrarrojo lejano

E_c = [energia cinetica] (Julios)

0.5mv^2 > E_c = energia cinetica (Julios) > m = masa del electron (kg) > v = velocidad del electron (m/s)

Serie espectral

> Lyman ++ nivel llegada (n1) = 1 ++ region de espectro = ultravioleta > Balmer ++ nivel llegada (n1) = 2 ++ region de espectro = visible > Paschen ++ nivel llegada (n1) = 3 ++ region de espectro = infrarrojo cercano > Brackett ++ nivel llegada (n1) = 4 ++ region de espectro = infrarrojo medio > Pfund ++ nivel llegada (n1) = 5 ++ region de espectro = infrarrojo lejano > Humprey's ++ nivel llegada (n1) = 6 ++ region de espectro = infrarrojo lejano

energía de esa radiación [en Julios] (E)

> h es la constante de Planck ++ 6,63 · 10-34 > f es la frecuencia de la radiación ++ en Hz o s^(-1) > h es la constante de Planck > c es la velocidad de la luz ++ en m/s > λ 𝑒s la longitud de onda ++ en metros

Numero masico

A = p + n

modelo atómico de Böhr

Primer postulado > Las órbitas sobre las que se encuentra el electrón son circulares ++ fuerza electrica ++ fuerza "centripica" ~~~ son iguales Segundo postulado > Solo están permitidas las órbitas en las que el electrón tenga como momento angular un múltiplo de h/2π. Las órbitas están cuantizadas ++ radios permitidos Tercer postulado > Si pueden producir saltos de electrones entre órbitas la energía de tránsito es igual a la diferencia de energía entre los niveles ++ (delta) E = E_2 - E_1 > energía decrece con n^(2) ++ la órbita es menos energética si está más alejada porque "n" será mayor ~~~ E_n = E_0/(n^[2])

Tercer postulado de Böhr

Si pueden producir saltos de electrones entre órbitas la energía de tránsito es igual a la diferencia de energía entre los niveles ++ (delta) E = E_2 - E_1 > energía decrece con n^(2) ++ la órbita es menos energética si está más alejada porque "n" será mayor ~~~ E_n = E_0/(n^[2])

modelo atómico de Rutherford

Supuso la existencia del neutrón > estructura donde había una corteza que carecía de masa y con carga negativa > En el núcleo interior pequeno estaba concentrada la masa y tenía carga positiva > espacio vacío entre los electrones y el núcleo ++ presencia de los protones ++ átomo es neutro al compensarse la carga negativa de los electrones con la carga positiva de los protones ++ bombardeó láminas muy finas de oro con partículas alfa (α) positivas procedentes de un material radiactivo y ++ muy pocas partículas se desviaban tras atravesar los átomos de la lámina

simbolo del elemento

X

radiación electromagnética

conjunto de radiaciones eléctrica y magnética que transporta energía > longitud de onda > frecuencia de onda

modelo atómico de Thomson

descubrió el electrón; "modelo del pudding de pasas" > formado por una gran esfera positiva donde estaban incrustadas las cargas negativas > partícula más pequeña que el átomo > estudiaba los rayos catódicos

longitud de onda

distancia medida en metros entre dos puntos consecutivos que están en fase (a la misma altura) > radiación visible ++ 380 nm y 780 nm

Número cuántico del espín (m_s)

distinta rotación que tienen los electrones > valores -1/2 y +1/2

Principio de mínima energía

electrones van ocupando los orbitales menos energéticos en orden a su energía > más cercanos al núcleo

dualidad onda-corpúsculo de Louis De Broglie

electrón se comportaba tanto como onda como partícula > λ = h/(mv) ++ λ = longitud de onda del electrón (metros) ++ h es la constante de Planck ~~~ 6,63 · 10^(-34) ++ m = masa del electron (kg) ++ v = velocidad del electron (m/s)

espectro de emisión

electrón se relaja y baja de nivel energético se produce una liberación de energía > produce una radiación del color correspondiente a la energía liberada ++ electrones bajando nivel

energía umbral

energía de arranque de un electrón > característica de cada metal

efecto fotoeléctrico

expulsión de electrones de la superficie de un metal usando energía de una radiación > dos tareas: 1) arrancar el electrón 2) si sobra energía, expulsar al electrón con una cierta energía cinética (velocidad) > E_r = energia de la radiacion usada (Julios) > E_0 = energia umbral (Julios) > E_c = energia cinetica (Julios) > m = masa del electron (kg) > v = velocidad del electron (m/s)

modelo atómico de Demócrito y Leucipo

materia estaba formado por pequeñas partículas denominadas "átomos" y que no eran divisibles

Principio de construcción

orden energético de orbitales que los electrones son introducidos dentro de los orbitales > un orbital solo puede albergar dos electrones

modelo atómico de Dalton

partícula indivisible y sin estructura interna > distintos elementos solo se diferenciaban en sus masas > definiciones de ++ elemento ++ compuesto ++ reacción química

espectro de absorción

radiación puede ser absorbida y producir la excitación de los electrones > negro el color de la radiación que dicho átomo usa para producir excitación de electrones ++ electrones subiendo nivel

Número cuántico principal (n)

tamaño del orbital donde se encuentra el electrón > espectros atómicos ++ rayas que van apareciendo cuando los electrones realizan transiciones ~~~ 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ~~~ mayor "n" más grande es el orbital ===== más alejado del núcleo está el electrón

orbital atómico

zonas probabilísticas (orbital) con una serie de números cuánticos > modelo atómico actual > orbitales se definieron con 3 números cuánticos ++ Número cuántico principal (n) ++ Número cuántico secundario/azimutal (l) ++ Número cuántico del momento magnético (m_l) ++ (n, l, m_l) ++ electrones que los contenían, recibieron 4 números ~~~ Número cuántico del espín (m_s) ~~~ (n, l, m_l, m_s)

Principio de exclusión de Pauli

No existen dos electrones con los mismos números cuánticos (n, l, m_l, m_s)

Segundo postulado de Böhr

Solo están permitidas las órbitas en las que el electrón tenga como momento angular un múltiplo de h/2π. Las órbitas están cuantizadas ++ radios permitidos

Número cuántico secundario/azimutal (l)

Indica la forma del orbital en el que se encuentra el electrón > 0 hasta (n-1) > Indica la forma del orbital en el que se encuentra el electrón ++ l = 0 ~~~ orbital s ==== esferica ++ l = 1 ~~~ orbital p ==== leminscata ++ l = 2 ~~~ orbital d ==== forma variable ++ l = 3 ~~~ orbital f ==== forma variable

Número cuántico del momento magnético (m_l)

Indica la orientación del orbital en el que está el electrón > valores desde -"l" hasta + "l" ++ EJEMPLO ~~~ l = 1 (Orbital p), ==== tres orientaciones posibles (-1, 0, +1)

Primer postulado de Böhr

Las órbitas sobre las que se encuentra el electrón son circulares ++ fuerza electrica ++ fuerza "centripica" ~~~ son iguales

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Los electrones se colocan lo más separados posible dentro del mismo subnivel > Solo se ponen por parejas cuando ya no puedan colocarse aislados