2 Periodicidad 1

Química
Modelo atómico, periodicidad, estructura de la
materia

Electromagnetismo
Propiedades de las ondas
Se puede pensar en una onda como una alteración vibrátil
mediante la cual se transmite la energía.

Electromagnetismo
Radiación electromagnética

En 1873, James Clerk Maxwell propuso
que la luz visible se compone de ondas
electromagnéticas.
De acuerdo con esta teoría, una ondaelectromagnética tiene un componente
de campo eléctrico y un componente
de campo magnético.

Electromagnetismo
Teoría cuántica de Planck
Cuando los sólidos se someten a calentamiento emiten radiación
electromagnética que abarca una amplia gama de longitudes de onda.
La luz rojiza tenue de un calentador eléctrico o la luz blanca brillante
de una lámpara de tungsteno son algunos ejemplos de radiación que
emitenlos sólidos calentados.
Teoría: Los átomos y las moléculas emiten (o absorben) energía sólo
en cantidades discretas, como pequeños paquetes o cúmulos.
A la mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) en
forma de radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto
h es la constante de Planck (6.63 X 10-34 J . s) y v es la
frecuencia de radiación.
 De acuerdo con la teoría cuántica,la energía siempre se emite en
múltiplos de hv; por ejemplo, hv, 2 hv, 3 hv, .. . , etc.,

Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno
Espectro de emisión del átomo de Hidrogeno (Bohr)

Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno
Espectro de emisión del átomo de Hidrogeno (Bohr)

 Los electrones se movían en órbitas circulares, pero imponía
restricciones rigurosas: el único electrón del átomo dehidrógeno
podía estar localizado sólo en ciertas órbitas.
 Dado que cada" órbita tiene una energía particular, las energías
asociadas al movimiento del electrón en las órbitas permitidas
deberían tener un valor fijo, es decir, estar cuantizada.
 la emisión de radiación por un átomo de hidrógeno energizado se
debía a la caída del electrón desde una órbita de mayor energía a
otra de menor energía, y estooriginaba un cuanto de energía (un
fotón) en forma de luz.

Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno
Espectro de emisión del átomo de Hidrogeno (Bohr)

Rydberg 2.18 x 10-18 J.

Mecánica cuántica
Principio de incertidumbre
Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer
con certeza el momento p (definido como la masa por la
velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.
lamecánica cuántica queda claro que no se puede saber en qué
parte del átomo se localiza un electrón, sí define la región en la
que puede encontrarse en un momento dado.
El concepto de densidad electrónica da
la probabilidad de encontrar un electrón
en cierta región del átomo

Mecánica cuántica
Números cuánticos
Para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y otros
átomos, lamecánica cuántica precisa de tres números cuánticos
(derivados de la solución matemática de la ecuación de Schrodinger)

El número cuántico principal (n)
puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc., y corresponde
al número cuántico en la ecuación
El número cuántico del momento angular (l)
El número cuántico del momento angular (l) expresa la "forma" de los
orbitales, Los valores de e dependen delvalor del número cuántico
principal, n. Para cierto valor de n, l tiene todos los valores enteros
posibles desde 0 hasta (n - 1). El valor de e se designa con las letras s,
p, d, ...

Mecánica cuántica
Números cuánticos
Para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y otros
átomos, la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos
(derivados de la solución matemática de laecuación de Schrodinger)

El número cuántico magnético (ml)
El número cuántico magnético (ml) describe la orientación del orbital
en el espacio.
Para cierto valor de l existen (2l + 1) valores enteros de ml
El número cuántico de espín del electrón (ms)

Configuración electrónica
Reglas
1. Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n
subniveles. Por ejemplo, si n = 2, hay dos...