Capitulo 2 Estructura Electrónica De Los Átomos

QUÍMICA GENERAL / DPTO CS QUÍMICAS

ana maría rufs

Capítulo 2
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

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Radiación Electromagnética :
La luz que vemos con nuestros ojos, es luz visible. Es una radiación
electromagnética, que se propaga en forma de ondas a través del vacío a
una velocidad de 3.00 x108 m/s.

Las ondas poseen

:

Longitud (λ) :distancia entre puntos iguales de ondas sucesivas
Se mide en nanómetro (nm), centimetro(cm), metro(m)
Frecuencia (ν) : número de ondas que pasan por un punto dado en un
segundo . Se mide en Hertz (Hz) = 1ciclo / seg.

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velocidad de la luz ( c ) = γ λ = 3.00 x108 m/s
γ = frecuencia = Hertz ( Hz) = s -1
λ = longitud de onda = m

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Tipos de Radiación Electromagnética

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Unidades comunes de las longitudes de onda para las
radiaciones electromagnéticas

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LITIO

COBRE

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SODIO

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Cuantización de la Energía
Cuando el filamento deWolframio de una ampolleta se
calienta emite radiación a cierta longitudes de onda.
(T).
Max Planck (1900) propuso la hipótesis que la energía solo puede ser

liberada o absorbida por los átomos como pequeños paquetes o cuantos

E

h

= hc
λ

h = constante de Planck 6,626x10-34 Js (Joule-segundo)
γ = frecuencia de la onda electromagnética

La Energía esta cuantizada y puede tomar solo valores enterosde h , (h ,
2h , 3h , 4h …)

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Ejemplo :

La longitud de onda de la luz roja del semáforo es de 720 nm .
Calcular la frecuencia y la energía asociada a esta radiación .

c = γ λ = 3.00 x108 m/s

E

h

λ = 720 nm = 720 x 10 -9 m
γ = c / λ = 3 x 108 m/s = 4.16 x 1014 s -1 = 4.16 x 1014 Hz
720 x10-9 m
E = h γ = 6,626x10-34 Js x 4.16 x 1014 s -1 =2.75 x 10-19 J

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Ejemplo :
Una lámpara de sodio emite una luz amarilla de λ 589 nm.
Calcular la frecuencia (ν) y la Energía . c = 3.00 x108 m/s

c= γ λ

γ=c/λ

ν = 5.093x1014 s-1
E= 3.37x10-19J

lámpara de sodio

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Efecto Fotoeléctrico
Una superficie metálica es irradiada con luz defrecuencia
adecuada, el metal emite electrones .
Energía de fotón es : E = hγ

Cuando un fotón choca con el metal, necesita una cantidad
mínima de energía para que uno de los electrones del metal
venza la fuerza de atracción y sea emitido , si no posee la
energía necesaria no hay emisión de electrón.

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Estructura Electrónica del Átomo
Newton , en elsiglo XVII, demostró que la luz solar (visible) está
formada por varios colores, los que al recombinarse forman la luz
blanca. La luz blanca puede ser separada en el espectro continuo de colores.

La radiación que posee solo un , es llamada monocromática (láser)

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Se observó que al energizar una sustancia (térmicamente o
descarga eléctrica dealto voltaje en caso de gas ) emitía luz
de determinadas longitudes de onda: espectro de emisión.
Espectro Continuo

Espectro de Líneas

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Espectro de Emisión Hidrógeno

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Teoría de Bohr : átomo de hidrógeno
Niels Bohr en 1913 propone que el electrón dentro del átomo, gira
alrededor delnúcleo siguiendo sólo ciertas órbitas circulares y que
cada órbita tiene una energía fija , es decir es tan cuantizadas .

Fotón = h ν = Energía
La emisión del átomo de Hidrógeno se debía
a la caída de un electrón de una órbita de
mayor energía a una órbita de menor energía,
liberando un fotón o cuanto de energía en
forma de luz.
n : número cuántico principal
n = 1, 2, 3, … (números enteros)

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