Estructura electronica

• Luz, energías de fotón y espectros atómicos.
Longitud de onda y frecuencia.
Naturaleza corpuscular de la luz. Energías del fotón.
Espectros atómicos.

• El átomo de hidrógeno.
El modelo de Bohr.
El modelo mecanocuántico.

• Configuraciones electrónicas de los átomos.
El llenado de los subniveles y la tabla periódica
Configuración electrónica de los iones monoatómicos.

•Propiedades periódicas.
Radio atómico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad

Longitud de onda y frecuencia
La luz viaja por el espacio en forma de onda, definida por:
-Longitud de onda (λ)
-Frecuencia (ν)
λ
Amplitud (ψ)

λ

Baja
frecuencia

Alta
frecuencia

Longitud de onda: distancia
entre dos crestas o dos valles
consecutivos. Se suele medir en
nm o en m (1nm = 10-9 m)

Frecuencia: número de ciclos de
onda (valles o crestas) que pasan
por un punto en la unidad de
tiempo. Ej: si pasan 108 ciclos
por segundo, entonces ν = 108/s
= 108 Hz.
λν = c
c = 2.998 x 108 m/s

El espectro electromagnético
El

espectro

visible

es

sólo

una

pequeña

parte

del

espectro

electromagnético, que contiene todas las radiacionesexistentes en el
Universo.
λ

ν

Naturaleza corpuscular de la luz

Einstein

Energía
radiante

Electrones
emitidos

demostró

mediante

el

efecto fotoeléctrico que la luz está
formada por un haz de partículas
denominadas fotones. La energía de

Superficie
metálica

estos fotones viene dada por la
ecuación de Planck:

Efecto fotoeléctrico
•Los electrones sólo searrancan
cuando la luz incidente supera un
cierto valor de la energía.
•El
número
de
electrones
arrancados es proporcional a la
intensidad de la luz.

E = hν = hc/λ

h = cte de Planck = 6.626 x 10-34 J . s

Espectros atómicos

En

el

siglo

demostró

XVII

que

la

luz

Newton
visible

Pantalla

(blanca) puede descomponerse
en

sus

diferentes

colores,Prisma

originando un espectro continuo,
donde

aparecen

todas

las

longitudes de onda entre 400 y

Rendija

700 nm (aproximadamente).
Por el contrario, los espectros
de

los

continuos,

elementos
sino

que

no

son
están

formados por líneas a longitudes
de onda determinadas .

Fuente

Espectros atómicos

Espectro atómico de emisión del hidrógeno(región del visible)

Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía para desplazarse de un
nivel de energía a otro distinto. Ello significa que sólo algunos niveles de energía están
permitidos, es decir, que los niveles están cuantizados (limitados a determinados
valores).
El espectro del hidrógeno consiste en distintos grupos de líneas en el Ultravioleta,
Visible e Infrarrojo:Ultravioleta
(Lyman)

Visible
(Balmer)

Infrarrojo
(Paschen)

121.53

656.28

1875.09

102.54

486.13

1281.80

97.23

434.05

1093.80

94.95

410.18

1004.93

93.75

397.01

93.05

Rydberg demostró que estas líneas podían
predecirse utilizando la ecuación que lleva su
nombre:

1
1
− 2
2

 n1 n2 

ν = 2.179 x10 −18 


Ecuación de Rydberg delhidrógeno

El modelo de Bohr
v
e-, me
r
p+,

En el átomo de hidrógeno el electrón
gira en una órbita circular alrededor del
núcleo. Esta es una órbita estable en la
que el electrón no emite energía, donde
Fa = Fc.
Orbita estable es aquella en la que el
momento angular del electrón está
cuantizado:

mp

Niels Bohr

mvr = nh/2π
donde n = 1, 2, 3
El valor del radio vienedeterminado por:

22

nh
r=
mZe 2

Y el de la energía de la órbita por:

mZ 2e 2  1 
E=
 2
2
2h  n 
es la cte de Rydberg RH

El modelo de Bohr
Mediante este modelo tan simple, Bohr obtuvo una ecuación para la
energía del electrón del hidrógeno:
donde k = 2.179 x 10-18J, valor prácticamente idéntico al obtenido
empíricamente por Rydberg, por lo que puede escribirse:
n es...