Resumen Formulas quimica capitulo 6 brown

Capítulo 6
Estructura electrónica de los átomos

6.1 La naturaleza ondulatoria de la luz
Relación inversa entre la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética: ν λ = c. Donde ν (nu) es la frecuencia, λ (lambda) es la longitud de onda y c es la velocidad de la luz. c es una constante fundamental c = 3.00 x 108 m/s

6.2 Energía cuantizada y fotones
(1) Objetos calientes ycuantización de la energía.
Planck propuso que la cantidad mínima de energía radiante que un objeto puede ganar o perder está relacionada con la frecuencia de la radiación: E= hv. Esta cantidad mínima se llama cuanto de energía. La constante h se denomina constante de Planck; h = 6.63 x 10-34 joule-segundos (J-s).
(2) El efecto fotoeléctrico y los fotones.
Einstein utilizó la teoría cuántica paraexplicar el efecto fotoeléctrico, la expulsión de electrones de superficies metálicas por la acción de la luz. Él propuso que la luz se comporta como si consistiera en paquetes de energía cuantizados, llamados fotones. Cada fotón transporta una energía E = hv.

6.3 Espectros de líneas y modelo de Bohr
La dispersión de la radiación en sus longitudes de onda componentes produce un espectro. Si elespectro contiene todas las longitudes de onda se dice que es un espectro continuo; si sólo están presentes ciertas longitudes de onda específicas, se tiene un espectro de líneas.
Ecuación de Rydberg, permite calcular las longitudes de onda de todas las líneas espectrales del hidrógeno:

Donde λ es la longitud de onda de la línea espectral, RH es la constante de Rydberg (1.096776 x 107 m-1) y n1 y n2son enteros positivos, siendo n2 mayor que n1.

Modelo de Bohr
Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno que explica su espectro de líneas. La energía del átomo de hidrógeno depende del valor de un número, n:

El valor de n debe ser un entero positivo (1, 2, 3, ...), y cada valor de n corresponde a una energía específica diferente, En. La energía del átomo aumenta al aumentar n. Se lograla energía más baja cuando n=1; éste se denomina estado basal del átomo de hidrógeno. Otros valores de n corresponden a estados excitados del átomo.

Bohr propuso, si un electrón salta de un estado inicial con energía Ei a un estado final con energía Ef, el cambio de energía estará dado por:


6.4 Comportamiento ondulatorio de la materia
De Broglie propuso que la materia, tal como los electrones,debía exhibir propiedades ondulatorias; esta hipótesis de ondas de materia se comprobó experimentalmente observando la difracción de electrones. Un objeto tiene una longitud de onda característica que depende de su trayectoria (momentum), mv; λ = h/mv.
Heisenberg relacionó matemáticamente la incertidumbre de la posición (Δx) y la incertidumbre de la trayectoria (momentum) (Δmv) con una cantidad enla que interviene la constante de Planck (principio de incertidumbre):


6.5 Mecánica cuántica y orbitales atómicos
La resolución de la ecuación de Schrödinger da lugar a una serie de funciones matemáticas llamadas funciones de onda que describen la onda de materia del electrón. La función cuadrado de onda Ψ2 proporciona información acerca de la ubicación de un electrón cuando está en un estadode energía permitido.
La densidad electrónica es otra forma de expresar la probabilidad: las regiones en las que es muy probable encontrar electrones son regiones de alta densidad electrónica.

Orbitales y números cuánticos
La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda con sus correspondientes energías, denominadas orbitales. Cadaorbital describe una distribución específica de densidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por tanto, cada orbital tiene una energía y una forma característica.



6.6 Representaciones de orbitales
Los orbitales s aparecen como esferas que incrementan de tamaño al aumentar n. La función de onda de cada orbital p tiene dos lóbulos en lados opuestos del núcleo,...