El documento trata sobre la teoría cuántica y la radiación electromagnética. Explica que los átomos y moléculas solo pueden absorber o emitir energía en cantidades discretas llamadas "cuantos". También describe las propiedades de las ondas electromagnéticas y cómo la mecánica cuántica surgió de la teoría de Planck.

1. TEORÍA CUÁNTICA Y RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

2. Teoría cuántica y Radiación Electromagnética Atomos y moléculas absorben o emiten energía sólo en ciertas cantidades discretas: “cuántos” Cuánto : mínima cantidad de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética Radiación Electromagnética : Emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas

3. ۷ = frecuencia λ = longitud onda c = velocidad luz

4. Onda: Perturbación vibracional  Transmisión de energía  = longitud de onda (m, nm) Propiedades c = 3 · 10 8 m/s  = frecuencia (Hz = ciclo/s)

5. Los rayos  , X y UV son radiaciones de alta energía. Micro-ondas y ondas de radio son de baja energía.

6. La región visible del espectro abarca de 400 nm (violeta) a 700 nm (rojo). Es un espectro contínuo

7. Introducción a la mecánica Cuántica (1925) Teoría Cuántica de Planck Los átomos y moléculas sólo pueden absorber y emitir energía en cantidades discretas o cuántos. La energía de un cuanto (E) es proporcional a la frecuencia de radiación (  ) E = h ·  h = 6.63 ·10 -34 J s  = c /  E = h · c /  ( a mayor  mayor E) ( a mayor  menor E)

8. La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck y surge como resultado de un conjunto de trabajos realizados por Heisenberg, Schrödinger, De Broglie.. Hipótesis de De Broglie: considerando que la luz tiene naturaleza dual: onda (E = h  ) y corpúsculo (fotones con E = mc 2 ), de Bröglie plantea que un fotón lleva asociada una  = h/mv Plantea que “Toda partícula en movimiento posee carácter ondulatorio” -> 

9. La aplicación de la ecuación al átomo de Hidrógeno, da las energías de cada estado , que se caracterizan por un conjunto de números cuánticos. La búsqueda de una ecuación que describa el comportamiento de las partículas sub-microscópicas, lleva a la ecuación de Schrödinger.

10. Espectro Atómico- Espectro Discontínuo

11. Representa los niveles de energía permitidos. Número Cuántico Principal : n Adopta sólo valores enteros. n = 1, 2, 3, 4, 5........... n = Nº cuántico principal l = Nº cuántico del momento angular m l = Nº cuántico magnético m s = Nº cuántico de espín Números Cuánticos

12. Número Cuántico Secundario ( l ) Indica la forma de los orbitales, sus valores numéricos son dependientes del número cuántico principal. Para un determinado n , el secundario adopta todos los valores posibles desde cero hasta (n-1) Para n = 1 l = 0 n = 2 l = 0, 1 Los valores numéricos de l tienen asociados letras, que asignan sus nombres a los orbitales. l 0 1 2 3 nombre orbital s p d f

13. Número Cuántico Magnético ( m l ) Describe la orientación en el espacio, en una determinada subcapa el valor de m l depende del valor del número cuántico secundario. Para cada valor de l hay ( 2 l + 1 ) valores enteros de m l como sigue: - l , ( - l + 1) , ...0,... ( l -1), + l l = 0 m l = 0 Si l =0, ( 2 l + 1 ) = 1 l = 1 m l = -1 , 0, 1 Si l =1, ( 2 l + 1 ) = 3 l = 2 m l = -2 -1 , 0, 1, 2 l = 3 m l = -3, -2 -1 , 0, 1, 2, 3

14. Número Cuántico del Spin, m s Indica el sentido de giro que tienen los electrones, alrededor de su eje. Los posibles sentidos de giro son DOS. Dos valores para este número cuántico. m s = + ½ ; - ½

17. Subnivel 1s, (n =1 y l = 0) hay un orbital 2s (n=2 y l =0) 3s ( n= 3 y l= 0)

18. Subnivel 2p (n =2 y l = 1 )hay 3 orbitales: 2p X ,2p Y , 2p Z Orbital 2p X (n = 2, l = 1 y m l = -1 ) 3 orbitales p

19. 5 orbitales d : d z 2 , d x 2 –y 2 , d xy ,d xz ,d yz

21. Niveles de Energía de los Orbitales en Átomo de Hidrógeno

22. Principios en Configuración Electrónica 1.- Exclusión de Pauli: Dos electrones en un átomo NO pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales En cada orbital atómico no pueden existir más de dos electrones 1s 3 1 2 3 n 1 1 1 l 0 0 0 m l 0 0 0 m s - ½ ½ -½ 1s 2 1 2 n 1 1 l 0 0 m l 0 0 m s - ½ ½

23. 2.-Máxima Multiplicidad o de Hund: Distribución más estable es aquella que tenga mayor número de espines paralelos. distribución más estable 3 .- Construcción Progresiva o Aufbau: Los electrones se van agregando de a uno en los orbitales de más baja energía disponible. 2p x 2p y 2p z 2p x 2p y 2p z 2p x 2p y 2p z

24. Orden de Energía Creciente de Orbitales en Átomos Polielectrónicos 7s 7p 6s 6p 6d 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Regla Nemotécnica

26. Elementos Paramagnéticos y Diamagnéticos Las sustancias paramagnéticas son aquellas que son atraídas por un imán, para que ello ocurra, se necesita que hayan electrones desapareados. Ej: 3 Li 1s 2 2s 1 1s 2 2s 1 Las sustancias diamagnéticas son aquellas que son repelidas ligeramente por un imán, para que ello ocurra, deben existir electrones apareados . Ej: 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

27. Regla General Cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético. 3 Li 7 N 19 K Atomos con un número par de electrones pueden ser paramagnéticos o diamagnéticos. 6 C = paramagnético 10 Ne y 12 Mg diamagnéticos

28. Configuración Electrónica por compresión Cuando se desarrolla la configuración de un elemento, esta puede ser abreviada , si escribimos el símbolo del gas noble que lo antecede, agregando los orbitales restantes que describen todos sus electrones 22 Ti [ Ar ] 4s 2 3d 2 56 Ba [ Xe ] 6s 2 101 Md [ Rn ] 7s 2 5f 13

29. Configuración Electrónica de Iones 1.-Cationes (+) : Se forman por pérdida de electrones, hasta alcanzar configuración electrónica terminal de gas noble. 13 Al (aluminio) 12 Mg (magnesio) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 13 Al 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 2s 2 2p 6 3s 2 12 Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 11 Na (sodio) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 11 Na 1+ 1s 2 2s 2 2p 6 10 Ne (neón) 1s 2 2s 2 2p 6

30. 2.- Aniones (-): Se forman por ganancia de electrones, hasta alcanzar configuración electrónica terminal de gas noble. 9 F (fluor) 1s 2 2s 2 2p 5 9 F 1 - 1s 2 2s 2 2p 6 8 O (oxígeno) 1s 2 2s 2 2p 4 8 O 2 - 1s 2 2s 2 2p 6 7 N (nitrógeno) 1s 2 2s 2 2p 3 7 N 3 - 1s 2 2s 2 2p 6 10 Ne (neón) 1s 2 2s 2 2p 6

31. Series isoelectrónicas: Cationes ? 13 Al 3+ 12 Mg 2+ 11 Na 1+ 9 F 1 - 8 O 2 - 7 N 3 - 10 Ne (neón) 1s 2 2s 2 2p 6 Aniones ? 18 Ar (argón) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

32. 1.- Elabore una tabla con los valores de n, l y m l para los orbitales del nivel 4 2.- Cuál es el número de orbitales asociado con el número cuántico principal n = 3? 9 orbitales: 1 orbital s, 3 orbitales p y 5 orbitales d n l m l 4 0 1 2 3 0 - 1 0 1 -2 -1 0 1 2 -3 -2 -1 0 1 2 3

33. Excepciones: Algunas configuraciones no siguen el orden de llenado acordado: Ejemplo: 29 Cu [Ar] 4s 1 3d 10 46 Pd [Kr] 4d 10 42 Mo [Kr] 4d 5 5s 1 La configuración más estable corresponde a aquella en que los orbítales están mediana o completamente llenos.

34. 3.- Los números cuánticos que se listan a continuación corresponden a cuatro electrones distintos del mismo átomo. Ordénelos por energía creciente. Indique si hay dos que tengan la misma energía. a) n = 3 l = 0 m l = 0 m s = + ½ b) n = 3 l = 2 m l = 1 m s = +½ c) n = 3 l = 2 m l = -2 m s = - ½ d) n = 3 l = 1 m l = 1 m s = - ½ El orden por energía creciente de los orbitales de la lista anterior, viene indicado por los valores numéricos que pueden ser deducidos de la relación (n + l ) a) 3 + 0 = 3 (3s) b) 3 + 2 = 5 (3d) c) 3 + 2 = 5 (3d) d) 3 + 1 = 4 (3p) 3s 3p 3d