estructura electronica de los atomos

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Química General. Grupo B. Curso 1993/94

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3 La estructura electrónica de los átomos
3.1
3.2
3.3
3.4
3.5
3.6
3.7
3.8

La luz: frecuencia, cuantos y efecto fotoeléctrico
El espectro del hidrógeno atómico. El modelo de Bohr y sus ampliaciones
El modelo mecano-cuántico. La ecuación de Schrödinger
El átomo dehidrógeno en el modelo mecano-cuántico. Forma de los orbitales atómicos
Los átomos polielectrónicos
Configuraciones electrónicas de los átomos polielectrónicos en su estado fundamental
El sistema periódico: bloques, períodos y grupos
Periodicidad de algunas propiedades físicas

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3.1 La luz: frecuencia,cuantos y efecto fotoelŽctrico
Naturaleza ondulatoria de la luz. La luz es una radiación electromagnética, es decir, una onda de campos eléctricos y magnéticos. La frecuencia (ν) es el número de ciclos por unidad de tiempo. Su unidad
del SI es el hertzio (Hz), que equivale a un ciclo/s. La longitud de onda (λ ) es la distancia entre picos. La
relación entre frecuencia y longitud de onda es λ = c/ν,donde c es la velocidad de la luz. La frecuencia
de una luz determina su color. Sólo es visible una parte del espectro electromagnético (figura 3.1).
Película

a)

Rejilla
colimadora
Luz
blanca

Prisma

b)

λ (m)

10

19

-11

3 10
10

-10

10

Rayos γ

-9

10

Rayos X

-8

10

15

3 10

-7

Ultravioleta

10

Visible

ν (1/s) 3 10

-6

10

-5

10

-4

Infrarrojo

Violeta

λ (m)
ν (1/s)

4,00 10–7
147,50 10

15

-3

10

Figura 3.1. a) La luz blanca es una
mezcla de radiaciones de todas las
longitudes de onda de la luz visible.
Si un rayo estrecho se pasa a través de
un prisma, se separa en un espectro
continuo de todas las longitudes de
onda que componen la luz visible. El
color de una luz depende de su
frecuencia o longitud de onda.
b) La luz visible es sólo una porción
del espectroelectromagnético.
-2

10

Microondas

Ondas
de radio

Rojo

5,00 10–7
14
6,00 10

6,00 10–7
14
5,00 10

7,00 10–7
14
4,28 10

La luz como un haz de partículas. En 1900, Max Planck estudia la radiación emitida por un cuerpo
negro y observa que es como si ésta fuera emitida en porciones E = hν, donde h es la constante de Planck
(6,63 10–34 J s). En 1906, Einstein estudia el efecto fotoeléctrico (figura 3.2)y propone que la luz puede
ser considerada como un haz de partículas o como una onda, con una relación E = hν entre la energía
cinética de cada partícula y la frecuencia de la onda. Una partícula de luz es un fotón y su energía es un
cuanto de energía. Al chocar la luz con un electrón, ésta le transmite la energía de un fotón (hν).
3.2 El espectro del hidr—geno at—mico. El modelo de Bohr y susampliaciones
El espectro del hidrógeno atómico. Cuando se pasa una corriente eléctrica a través de un gas en un tubo
a presión muy baja, se emite una luz cuyo espectro no es continuo sino a líneas (figura 3.3). Cada gas da
un espectro característico. Al estudiar el espectro del hidrógeno, se encontró una relación matemática en-

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Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá

a)
+

e

hν

E c = 12mv

2

Tubo a
vacío
–

e

Placa
metálica

ν 0A

B
M
et
al

M
et
al

A

b) E
c

ν 0B

λ (m) 4,00 10–7

ν

5,00 10 –7

6,00 10 –7

Figura 3.2. a) Efecto fotoeléctrico. Cuando una radiación
electromagnética de frecuencia suficiente choca contra la
superficie de un metal (electrodo negativo) en el interior de un
tubo con vacío, se desprenden electrones del metal y crean una
corriente eléctrica. Estacorriente crece con la intensidad de la
radiación.
b) La gráfica relaciona la energía cinética de salida de los
electrones con la frecuencia de la luz. Para cada metal, hay una
frecuencia umbral por debajo de la cual la luz no es capaz de
arrancar electrones de la placa metálica. A partir de dicha
frecuencia umbral, la energía cinética aumenta linealmente con
la frecuencia. La pendiente de la...