domingo, 7 de abril de 2013

1.5.4 Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica


La configuración electrónica (o periódica)  estamos es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. Imagen 65.
Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar
Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando la regla de las diagonales.
Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s. Imagen 66.
Aplicando la regla de las diagonales, la configuración electrónica para cualquier átomo, quedara como la siguiente representación dependiendo del elemento y su numero atomico.
1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6


Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.
Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.


Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.



Configuración semidesarrollada


Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.


Niveles de energía o capas
Los diferentes modelos atómicos en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).
Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.
Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).
Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3,
N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7
Imagen 67.


2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

Como encontrar la configuración electrónica de los elementos:



ü  Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).
ü  Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).



Ejemplo:
Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones (Imagen 68), los pasos son muy sencillos: debemos seguir la regla de las diagonales.
En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.
Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.
Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2   2s2   2p6 3s1La configuración electrónica (o periódica)  estamos es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica.




Fuente: http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Configuracion_electronica.html

1.5.3 Principio de máxima multiplicidad de Hund



La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedich Hund en el estudio de los aspectos atómicos que enuncia lo siguiente:
Al llenar por lámpara orbitales de igual energía.

Los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus opiniones paralelas, es decir, que no se cruzan. La partícula mini atómica es mas estable ( tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados, que cuando esos electrones están apareados.
También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund:
Cuando varios electrones están descritos por orbitas degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los spines electrónicos están separados.
Para entender la regla de hund hay que saber que todas las orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se asigne un segundo. Imagen 3.1.



Imagen 3.1 .- Casos donde se precenta la estabilidad en un átomo.



Fuente: http://viri-quimica.blogspot.mx/2009/09/principio-de-maxima-multiplicidad-o.html

1.5.2 Principio de exclusión de Pauli


El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Paulien1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos(esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin).

Regla de exclusión de Pauli

Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón. De aquí salen los valores del espín o  giro  de  los  electrones que  es 1/2 y  con proyecciones.

También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este ordenamiento encada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos.


Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”. Imagen 62.
Imagen 61,. En la representacion de la cuarta columna nos dice que siempre se deben de llenar los niveles positivos 8flecha hacia arriba) y despues los negativos(flecha hacia abajo).

1.5.1 Principio de Aufbau o de construcción


El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.
Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.
Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con elnúmero cuántico l.
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).
La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.
Y así, sucesivamente:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo puede tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado energético con macromoléculas de hidrógeno, sin embargo se planteó que el átomo era una partícula que no existió.


Regla de las diagonales


Para llenar los orbitales correctamente, siga la dirección de la flecha tal como se muestra en la gráfica. Primero 1s, luego 2s, después sube a 2p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este punto, el siguiente nivel de energía más bajo no es 4p, sino que sube a 3d para luego bajar a 4p y 5s. Y así, sucesivamente.
Se le llama la regla del serrucho, debido a la acción de subir y bajar del modo descrito: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f.




Imagen 2.1.- Regla de las diagonales. en los números de la izquierda nos dice en no. de electrones que tiene como máximo tener en esa orbita.





Fuente: http://quimicafeliz2.blogspot.mx/2011/10/principio-de-aufbau-y-la-regla-de-las.html

1.5 Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos


La ecuación de onda de Schrodinger no tiene solución exacta. Hay que introducir soluciones aproximadas: Los orbitales atómicos son semejantes a los del hidrógeno.
También se pueden emplear los mismos números cuánticos (n, l, m l) para describir los orbitales
Sistemas con más de 1 electrón, hay que tener en cuenta:
Cuarto número cuántico (ms)

Limitar nº electrones por orbital (P. Exclusión Pauli)
Conjunto de niveles de energía más complejo
La configuración electrónica de un átomo es la distribución de los electrones en los subniveles de energía del átomo. La configuración electrónica de un átomo se obtiene escribiendo en orden ascendente de energía los símbolos de los subniveles ocupados indicando el número de electrones que contiene.

 El número de electrones que ocupan los subniveles de un átomo neutral debe ser igual al número atómico del elemento.


Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario observar el principio de Aufbau, el cual establece que los electrones del átomo se van añadiendo a los subniveles en orden ascendente de energía. Es decir, cada electrón entra en el subnivel de menor energía disponible hasta que este nivel esté lleno, entonces el próximo electrón entra en el subnivel que le sigue en energía. El arreglo así obtenido corresponde al estado de más baja energía posible del átomo y se conoce como el estado raso. Cualquier otro arreglo de los electrones produce un estado de mayor energía y se le llama, en este caso, estado excitado. La secuencia correcta de los subniveles en orden ascendente de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Imagen A.

Imagen A.- Regla de las diagonales

1.4.3.2 Números cuánticos y orbitales atómicos


Números cuánticos. Las expresiones matemáticas de la mecánica ondulatoria indican que el estado de energía de un electrón en un átomo se puede describir por medio de un set de cuatro números, llamados números cuánticos. Estos números describen el orbital espacial en el que el electrón se mueve en términos de (1) su posición con respecto al núcleo, (2) su forma, (3) su orientación espacial y (4) la dirección del spin (giro alrededor del propio eje) del electrón en el orbital.

El número cuántico principal, simbolizado por n, indica la distancia promedio del electrón desde el núcleo. Es una integral positiva, con valores 1, 2, 3, 4,...... y es la designación del nivel de energía principal de un orbital. El primer nivel de energía es más cercano al núcleo y los otros se encuentran a distancias crecientes. Los electrones del primer nivel de energía tienen las energías más bajas, mientras que los de los niveles más altos tienen niveles de energía crecientes.

 En algunos textos, los niveles de energía se designan por las letras K, L, M, N, etc.




El número cuántico principal, n, determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4.
Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal, y de hecho lo tienen, agrupándose en capas. Los orbitales que tienen el mismo número cuántico principal forman una capa electrónica.
Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será el tamaño del orbital y, a la vez, más lejos del núcleo estará situado.

El número cuántico orbital, indica la forma del orbital en el que se mueve el electrón. El número de posibles formas es igual al valor del número cuántico principal n. En el enésimo nivel de energía hay orbitales de n formas posibles. En el primer nivel es posible un orbital de una sola forma, en el segundo son posibles de dos formas, en el tercero de tres, etc. Como ya se indicó las designaciones de los cuatro primeros números cuánticos orbitales es s, p, d, y f. Están escritos en orden de energía creciente. Así, para un nivel de energía particular, el orbital s tiene menor energía que el p, el p menor que el d y el d menor que el f. .



El número cuántico magnético:

 Indica la orientación del orbital, cuya forma está dada por el número cuántico orbital, en relación a los tres ejes del espacio, en un campo magnético. Hay sólo una orientación para un orbital s, mientras que hay tres para el orbital p, cinco para el orbital d y siete para el f.
El número cuántico magnético, m, determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número cuántico azimutal, m, variando desde - l hasta + l.

El número cuántico de spin:

Indica la dirección de giro sobre su eje del electrón. El electrón gira sobre su eje como lo hace la tierra. Hay dos posibilidades de spin, en la dirección de giro de los punteros del reloj o en contra.
Así, cada uno de los orbitales orientados en el espacio, descritos por los tres primeros números cuánticos puede ser ocupado sólo por dos electrones, y éstos deben tener spin opuesto.

Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones con los mismos números cuánticos. Esto se correlaciona con la observación que no existen dos electrones con exactamente la misma energía en un átomo. Consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede girar en torno a sí misma, como la Tierra gira ocasionando la noche y el día. Son posibles dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha.

Este giro del electrón sobre sí mismo está indicado por el número cuántico de espín, que se indica con la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro, el número de espín puede tener dos valores: ½ y - ½.
Podemos resumir indicando que la corteza electrónica se organiza en capas, indicadas por el número cuántico principal, n, que indica su lejanía al núcleo.
Dentro de las capas hay distintos orbitales, especificados por el número cuántico azimutal, l, y que indica la forma del orbital. El número de orbitales de cada tipo está dado por el número cuántico magnético, m, que nos señala la orientación del orbital. Además hay otro número cuántico, de espín, s, que sólo puede tomar dos valores e indica el giro del electrón sobre sí mismo.



1.4.3.1 Significado físico de la función de onda ψ2


La ecuación de Schrödinger para una partícula libre describe la evolución temporal de la onda asociada a la partícula (una onda de probabilidad según la regla de Born):


 

Voy a mostrar como un cambio a un sistema de coordenadas uniformemente acelerado es equivalente a considerar que la partícula está sujeta a un potencial gravitatorio uniforme, dando lugar a una curiosa realización del principio de equivalencia.

1.4.3 Ecuación de onda de Schrödinger


En1926 Erwin Schrödinger formula la ecuación de onda de Schrödinger, que describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función análoga a las leyes de Newton para los sólidos macroscópicos que incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en términos de una función de onda Ψ ( psi).

1.4.2 Principio de incertidumbre de Heisenberg


Principio enunciado en 1927 por el alemán Werner Heisenberg según el cual no puede ser conocida con exactitud y simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de un electrón.
El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1932. El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX.
El principio de incertidumbre desempeñó un importante papel en el desarrollo de la mecánica cuántica y en el progreso del pensamiento filosófico moderno.
En mecánica cuántica, la relación de indeterminación de Heisenberg o relación de incertidumbre de Heisenberg afirma que no se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un objeto dado. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal. Este principio fue enunciado por Werner Heisenberg en 1927.

Si se preparan varias copias idénticas de un sistema en un estado determinado las medidas de la posición y el momento variarán de acuerdo con una cierta distribución de probabilidad característica del estado cuántico del sistema. Las medidas del objeto observable sufrirá desviación estándar Δx de la posición y el momento Δp verifican entonces el principio de incertidumbre que se expresa matemáticamente como:




Donde: h es la constante de Planck (para simplificar, (delta) suele escribirse como ḣ)
Explicación cualitativa de la relación de incertidumbre

Podemos entender mejor este principio si pensamos en lo que sería la medida de la posición y velocidad de un electrón: para realizar la medida (para poder "ver" de algún modo el electrón) es necesario que un fotón de luz choque con el electrón, con lo cual está modificando su posición y velocidad; es decir, por el mismo hecho de realizar la medida, el experimentador modifica los datos de algún modo, introduciendo un error que es imposible de reducir a cero, por muy perfectos que sean nuestros instrumentos.
No obstante hay que recordar que el principio de incertidumbre es una limitación sobre el tipo de experimentos realizables, no se refiere a la sensibilidad del instrumento de medida. No debe perderse de vista que la explicación "divulgativa" del párrafo anterior no se puede tomar como explicación del principio de incertidumbre.
Consecuencias de la relación de incertidumbre

Este Principio supone un cambio básico en nuestra forma de estudiar la Naturaleza, ya que se pasa de un conocimiento teóricamente exacto (o al menos, que en teoría podría llegar a ser exacto con el tiempo) a un conocimiento basado sólo en probabilidades y en la imposibilidad teórica de superar nunca un cierto nivel de error.
El principio de indeterminación es un resultado teórico entre magnitudes conjugadas (posición - momento, energía-tiempo, etcétera). Un error muy común es decir que el principio de incertidumbre impide conocer con infinita precisión la posición de una partícula o su cantidad de movimiento. Esto es falso. El principio de incertidumbre nos dice que no podemos medir simultáneamente y con infinita precisión un par de magnitudes conjugadas.
Es decir, nada impide que midamos con precisión infinita la posición de una partícula, pero al hacerlo tenemos infinita incertidumbre sobre su momento.


ü Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

1.4.1 Principio de dualidad. Postulado de De Broglie


1.4.1 Principio de dualidad. Postulado de De Broglie
 Louis de Broglie, era un aristócrata francés que ganó el premio Nobel de Física de 1929 por una tesis que elucidaba las propiedades ondulatorias de los orbitantes electrones. Se trató de un trabajo que ayudó a resolver una antigua paradoja al mostrar que los electrones pueden ser descritos ya sea como partículas o como ondas, según las circunstancias.

El punto de partida que tuvo Broglie para desarrollar su tesis fue la inquietante dualidad en el comportamiento de la luz, que en ciertos fenómenos se manifiesta como onda, en otros como partícula.

1.4 Teoría cuántica


La teoría cuántica, es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación.
 Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.
Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica. Imagen 52.

Imagen 52.- Relación entre la teoría cuántica de Planck y la física cuántica



Introducción del cuanto de Planck

A principios del siglo XX, los físicos aún no reconocían claramente que éstas y otras dificultades de la física estaban relacionadas entre sí.
 El primer avance que llevó a la solución de aquellas dificultades fue la introducción por parte de Planck del concepto de cuanto, como resultado de los estudios de la radiación del cuerpo negro realizados por los físicos en los últimos años del siglo XIX (el término "cuerpo negro" se refiere a un cuerpo o superficie ideal que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna).
Un cuerpo a temperatura alta (al rojo vivo) emite la mayor parte de su radiación en las zonas de baja frecuencia (rojo e infrarrojo); un cuerpo a temperatura más alta (al rojo blanco) emite proporcionalmente más radiación en frecuencias más altas (amarillo, verde o azul).
Durante la década de 1890, los físicos llevaron a cabo estudios cuantitativos detallados de esos fenómenos y expresaron sus resultados en una serie de curvas o gráficas. La teoría clásica, predecía un conjunto de curvas radicalmente diferentes de las observadas.
Lo que hizo Planck fue diseñar una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud; después dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula.
Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en cuantos cuya energía es h·n donde es la frecuencia de la radiación y h es el ‘cuanto de acción’, ahora conocido como constante de Planck.
La energía es discontinua y depende de la frecuencia de la radiación:
Ecuación de Planck:  E=h·n = h·c/l





Fuente: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2-8Cuantica/Cuantica-TeoriaWeb/FisiCuanti.htm



1.3.1 Teoría atómica de Bohr-Sommerfeld


En 1916, el físico alemán Arnold Sommerfeld modificó el modelo de Bohr en el sentido que las órbitas permitidas para los electrones debían ser elípticas más que circulares. Imagen 51.

El modelo de Bohr - Sommerfeld es un buen ejemplo de un tipo de evolución de las teorías científicas: un modelo antiguo es modificado para incorporar y explicar datos nuevos.

El modelo mecánico cuántico. La teoría de Bohr - Sommerfeld fue una pieza maestra de simplicidad, que explicó satisfactoriamente el espectro del hidrógeno. Sin embargo, tenía una contradicción fatal: funcionaba sólo con átomos de hidrógeno e iones que contenían sólo un electrón.
Imsgen 51.- El átomo contiene órbitas circulares y elípticas.

Bohr hizo una contribución, significativa para la comprensión de los átomos y su sugerencia que la energía de un electrón en un átomo está cuantizada permanece inalterada. Pero su teoría no proporciona una descripción completa del comportamiento electrónico en los átomos.

 Cuando los científicos se dieron cuenta de esto, empezaron a buscar una ecuación fundamental que pudiera describir el comportamiento y la energía de partículas submicroscópicas, la ecuación de Schrödinger.

Es importante destacar que esta ecuación incorpora ambos comportamientos, en términos de masa m, y ondulatorio, en términos de una función de onda Ψ (psi) que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo).






1.3 Teoría atómica de Bohr

El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción. Imagen 50



Imagen 50.- Atomo


Postulados:


1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón
Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica.
Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga.
2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos
En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h.
3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía
Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total permanece constante.

4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía
Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h.




Fuente: http://www.fullquimica.com/2011/04/teoria-atomica-de-niels-bohr.html

1.2.4 Espectros de emisión y series espectrales


ESPECTROS
Cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente. Imagen 48


La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.  Imagen 49
Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometido a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden onda.


 Espectros de Absorción

Cuando la luz del sol pasó por una pequeña hendidura y luego a través del prisma, formó un espectro con los colores del arco iris, tal como Fraunhofer   esperaba, pero para su sorpresa, el espectro contenía una serie de líneas oscuras.
Eso es lo que ocurre cuando un elemento es calentado. En términos del modelo de Bohr, el calentar los átomos les dá una cierta energía extra, así que algunos electrones pueden saltar a niveles superiores de energía. Entonces, cuando uno de estos electrones vuelve al nivel inferior, emite un fotón en una de las frecuencias especiales de ese elemento y a eso es lo que se llama espectro de emisión.


Existen formas de que un elemento pueda producir un espectro.
En este caso en lugar de una muestra calentada de un elemento, se tiene ese mismo elemento en la forma de un gas relativamente frío. Una fuente de luz blanca contiene todas las longitudes de onda visibles se es dirigida al gas. Cuando los fotones de la luz blanca pasan a través del gas, algunos de ellos pueden interactuar con los átomos siempre que tengan la frecuencia apropiada para empujar un electrón de ese elemento hasta un nivel superior de energía.


Es correcto. El espectro con estas frecuencias faltantes se llama espectro de absorción. (Note que las líneas oscuras en un espectro de absorción aparecen en las mismas exactas frecuencias de las líneas brillantes en el correspondiente espectro de emisión.)
Para llegar a la tierra, la luz del sol necesita pasar a través de la atmósfera del sol, que está mucho más fría que la parte del sol en que la luz es emitida. 



Fuente: http://quimica-tec8.blogspot.mx/2011/02/espectros-cuando-hacemos-pasar-la-luz.html

1.2.3 Efecto fotoeléctrico


Este efecto, se trata de otro fenómeno que, al igual que la radiación de cuerpo negro, también involucra la interacción entre la radiación y la materia. Pero esta vez se trata de absorción de radiación de metales.

Heinrich Hertz (1857-1894), científico alemán, fue el primero en observar el efecto fotoeléctrico, en 1887, mientras trabajaba en la generación de ondas de radio. Informó esta observación pero no se dedicó a explicarla. Imagen 44.
Al incidir luz ultravioleta sobre el cátodo metálico (fotocátodo) se detecta el paso de una corriente eléctrica.

Se trata de electro­nes que abandonan el cátodo (colector) y se dirigen al ánodo a través del vacío dentro del tubo. Imagen 45.
Los electrodos se hallan conec­tados a una diferencia de potencial de sólo unos pocos voltios.

La teoría electromagnética clásica considera que la radiación de mayor intensidad (o brillo, si es visible), que corresponde a ondas de mayor amplitud, transporta mayor energía.
Esta energía se halla distribuida uniformemente a lo largo del frente de onda. La intensidad es igual a la energía que incide, cada unidad de tiempo, en una unidad de superficie. Imagen 46.

Con radiación ultravioleta de diferentes in­tensidades, los electrones salen del metal con la misma velocidad.
La radiación más intensa arranca mayor número de electrones. Esta observación también resultaba inexplicable. Imagen 47.



1.2.2 Radiación del cuerpo negro y teoría de Planck


¿Qué es un cuerpo negro?
Un cuerpo negro hace referencia a un objeto opaco que emite radiación térmica. Un cuerpo negro perfecto es aquel que absorbe toda la luz incidente y no refleja nada.

 A temperatura ambiente, un objeto de este tipo debería ser perfectamente negro (de ahí procede el término cuerpo negro). Imagen 35. 36 y 37.
 Sin embargo, si se calienta a una temperatura alta, un cuerpo negro comenzará a brillar produciendo radiación térmica.Imagen 35, 36 y 37.

Imagen 35.- cuerpos a temperatura ambiente

Todos los objetos emiten radiación térmica (siempre que su temperatura esté por encima del cero absoluto, o -273,15 grados Celsius), pero ningún objeto es en realidad un emisor perfecto, en realidad emiten o absorben mejor unas longitudes de onda de luz que otras.
Estas pequeñas variaciones dificultan el estudio de la interacción de la luz, el calor y la materia utilizando objetos normales. Imagen 36.
Afortunadamente, es posible construir un cuerpo negro prácticamente perfecto. Se construye una caja con algún material que sea conductor térmico, como el metal.
 La caja debe estar completamente cerrada por todas sus caras, de forma que el interior forme una cavidad que no reciba luz del exterior. Entonces se hace un pequeño agujero en algún punto de la caja.
 La luz que salga de ese agujero tendrá un parecido casi exacto a la luz de un cuerpo negro ideal, a la temperatura del aire del interior de la caja. Imagen 38.

Imagen 38.- cuerpo negro con abertura

A principios del siglo XX, los científicos Lord Rayleigh, y Max Planck (entre otros) estudiaron la radiación de cuerpo negro utilizando un dispositivo similar. Tras un largo estudio, Planck fue capaz de describir perfectamente la intensidad de la luz emitida por un cuerpo negro en función de la longitud de onda.



Fue incluso capaz de describir cómo variaría el espectro al cambiar la temperatura. Imagen 40.
El trabajo de Planck sobre la radiación de los cuerpos negros es una de las áreas de la física que llevaron a la fundación de la maravillosa ciencia de la mecánica cuántica.

Lo que Planck descubrio era que a medida que se incrementaba la temperatura de un cuerpo negro, la cantidad total de luz emitida por segundo también aumentaba, y la longitud de onda del máximo de intensidad del espectro se desplazaba hacia los colores azulados.



Teoría de Max Planck
En 1889, Max Planck (Imagen 43) descubrió una constante fundamental, la denominada constante de Planck, usada para calcular la energía de un fotón.
Esto significa que la radiación no puede ser emitida ni absorbida de forma continua, sino solo en determinados momentos y pequeñas cantidades denominadas cuantos o fotones.
La energía de un cuanto o fotón depende de la frecuencia de la radiación:
E = h\nu\,
donde h es la constante de Planck y su valor es 6,62 por 10 elevado a -34 julios por segundo o también 4,13 por 10 elevado a -15 electronvoltios por segundo.

Un año después descubrió la ley de la radiación electromagnética emitida por un cuerpo a una temperatura dada, denominada Ley de Planck, que explica el espectro de emisión de un cuerpo negro.
Imagen 41.
Esta ley se convirtió en una de las bases de la mecánica cuántica, que emergió unos años más tarde con la colaboración de Albert Einstein y Niels Bohr, entre otros. 





Funte: http://docs.kde.org/stable/es/kdeedu/kstars/ai-blackbody.html

1.2.1 Teoría ondulatoria de la luz


Huygens (Imagen 30) en el año 1678, describe y explica lo que hoy se considera como leyes de reflexión y refracción.
 Define a la luz como un movimiento ondulatorio semejante al que se produce con el sonido.


Young demostró experimentalmente el hecho paradójico que se daba en la teoría corpuscular de que la suma de dos fuentes luminosas pueden producir menos luminosidad que por separado.
 En una pantalla negra practica dos minúsculos agujeros muy próximos entre sí: al acercar la pantalla al ojo, la luz de un pequeño y distante foco aparece en forma de anillos alternativamente brillantes y oscuros. Imagen 31.

Para poder describir una onda electromagnética podemos utilizar los parámetros habituales de cualquier onda (imágenes 32 y 33) :


        Amplitud (A): Es la longitud máxima respecto a la posición de equilibrio que alcanza la onda en su desplazamiento.
        Periodo (T): Es el tiempo necesario para el paso de dos máximos o mínimos sucesivos por un punto fijo en el espacio.
        Frecuencia (v): Número de oscilaciones del campo por unidad de tiempo. Es una cantidad inversa al periodo.
        Longitud de onda (λ' '): Es la distancia lineal entre dos puntos equivalentes de ondas sucesivas.
        Velocidad de propagación (V): Es la distancia que recorre la onda en una unidad de tiempo. En el caso de la velocidad de propagación de la luz en el vacío, se representa con la letra c.
La velocidad, la frecuencia, el periodo y la longitud de onda están relacionadas por las siguiente ecuación: 


Algunos de los fenómenos más importantes de la luz se comprenden fácilmente si se considera que tiene un comportamiento ondulatorio.
Un fenómeno de la luz identificable con su naturaleza ondulatoria es la polarización.
La luz no polarizada está compuesta por ondas que vibran en todos los ángulos, al llegar a un medio polarizador, sólo las ondas que vibran en un ángulo determinado consiguen atravesar el medio, al poner otro polarizador a continuación, si el ángulo que deja pasar el medio coincide con el ángulo de vibración de la onda, la luz pasará íntegra, si no sólo una parte pasará hasta llegar a un ángulo de 90º entre los dos polarizadores, donde no pasará nada de luz.