Integrantes de equipo CalificaciónDomínguez Vergara Raúl

  

Gómez LaraDiana Paola  

 

Bastar Hernández Belén  

Lara Montalvo Eduardo Alejandro 

 

Karla Paola Vázquez Rosas  

Navarrete Mendoza Ana Laura 

 

INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE COATZACOALCOSIngeniería petrolera

Nombre de la asignatura: Periodo: Química inorgánica Agosto-Diciembre 2015

Semestre: 1° Grupo: “B”

Nombre del docente: Ing. Angélica Gómez Molina

Teorías de la luz

Las principales teorías de la luz son:1.Teoria corpuscular2.Teoria ondulatoria

3.Teoria electromagnética4.Teoria de los cuentos

5.Teoria mecánica ondulatoria

Teoría corpuscular

• Isaac Newton fue el creador de esta teoría la cual dice que la luz tiene pequeñas partículas llamadas corpúsculos los cuales no tienen masa, y son emitidos por fuentes luminosas.

• Solo permite explicar algunos fenómenos de la luz como la refracción y la reflexión pero no las interferencias y la difracción.

Teoría ondulatoria• Fue creada por el científico Christian Huygens,

su teoría postula que la luz que es emitida por una fuente luminosa forma ondas, las cuales son formadas por el movimiento natural de las ondas cuando estas se propagan por algún medio o por el vacio, ya que la luz pertenece a las ondas electromagnéticas.

Teoría Electromagnética• Pertenece a Maxwell, quien relaciona los

fenómenos magnéticos con los fenómenos eléctricos. Lo que postula Maxwell es que una variación en el campo eléctrico genera una variación en el campo magnético y viceversa. Por lo tanto la luz es una onda transversal y electromagnética que se propaga a través de ondas perpendiculares entre si.

Teoría de los Cuentos

• Fue creada por Planck, y postulada que los intercambios de energía entre la materia y la luz son posibles pero en cantidades finitas o cuantos de luz, los que llamaremos fotones.

Teoría Mecánica ondulatoria

• Creada por Broglie junta las otras teorías, con lo que demuestra que la luz tiene un doble comportamiento. Ósea que puede comportarse como onda y como partícula, además agrego que los fotones se mueven de manera ondulatoria.

¿Qué es un fotón?

• Partícula mínima de energía luminosa o de otra energía electromagnética que se produce, se transmite y se absorbe.

Base experimental de la teoría Cuántica

¿Qué es la 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. En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones.

• Supuso tres hipótesis: • 1.- Todos los puntos de un frente de ondas

eran centros emisores de ondas secundarias;• 2.- De todo centro emisor se propagaban

ondas en todas direcciones del espacio con velocidad distinta en cada medio;

• 3.- Como la luz se propagaba en el vacío y necesitaba un material perfecto sin rozamiento, se supuso que todo el espacio estaba ocupado por éter, que hacía de soporte de las ondas.

Espectros de emisión y seres espectrales

Espectro continuo El que no presenta interrupción alguna en su distribución.

EspectroDistribución de la intensidad de una radiación en función de una magnitud característica, como la longitud de onda, la energía, la frecuencia o la masa.

Espectro de emisiónEl que presenta una o más líneas brillantes, producidas por un determinado elemento, que destacan sobre los otros colores

Espectro de absorciónEl luminoso que presenta líneas negras causadas por laabsorción de la radiación correspondiente.

Dispositivo experimental para estudiar los espectros de emisión de átomos y moléculas.

El gas en estudio se encuentra en un tubo de descarga que contiene dos electrodos.

Al fluir los electrones del electrodo negativo al positivo chocan con el gas.

Este proceso de choque finalmente provoca la emisión de la luz por parte de los átomos o moléculas).

La luz emitida se separa en sus componentes por medio de un prisma. Cada componente de color de enfoca en una posición definida de acuerdo a su longitud de onda y da lugar a una imagen colorida sobre la placa fotográfica.

Alto voltaje

Rendija

Tubo de descarga

Prisma

Placa fotográfica

Luz separada en sus componentes

Espectro de líneas

¿Qué pasa cuando un átomo de hidrogeno es irradiado con energía?

Cuando irradiamos energía a los átomos en su estado funcional (n=1) lo que puede ocurrir son transiciones energéticas a niveles superiores (n=2, n=3, n=4…) y como son varias las muestras las transiciones serán a diferentes niveles.

En el momento en que se deja de obtener la radiación externa, los estados excitados que son energéticamente inestables van a emitir energía y eso será lo que se registre en el espectro fotón y a lo que se le llamara espectro de emisión.

Espectro de emisión del hidrogeno de Bohr

Las líneas espectrales equivalen al traslado de electrones entre varias orbitas

Caídas o transiciones de niveles superiores a inferiores

Nombre

X a n=1 SERIE DE LYMAN X a n=2 SERIE DE BALMER X a n=3 SERIE DE PASCHEN X a n=4 SERIE DE BRACKET X a n=5 SERIE DE PFUND

Efecto fotoeléctrico

Hertz 1887: Publica observaciones de este efecto.

Planck 1990: Presenta su teoría cuántica.

Albert Einstein 1905: Utiliza la teoría de Plack para resolver el misterio del efecto fotoeléctrico

Fenómeno en el los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima conocida como frecuencia de umbral.

¿Qué es?

Partículas de luz = fotones

E

E = hv Frecuencia de luz

• Los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas de atracción.

• Para emitirlos se necesita una luz que tenga una frecuencia lo suficientemente alta.

• Si la frecuencia de los fotones es de una magnitud tal que hv es exactamente igual a la energía de enlace de los electrones en el metal , entonces la luz tendrá la energía suficiente para emitirlos.

• Con una luz de mayor frecuencia, los electrones no solo serán emitidos, también adquirirán energía cinética.

Hv= KE + WKE = Energía cinética del electrón emitidoW= Función del trabajo

KE = hv -WCuanto más energético sea el fotón (mayor frecuencia) mayor será la energía cinética del electrón emitido

Principio de La DualidadPrincipio 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.El principio de la dualidad descansa sobre el efecto fotoeléctrico, el cual plantea que la luz puede comportarse de dos maneras según las circunstancias:

• 1.- Luz como una Onda: esta es usada en la física clásica, sobre todo en óptica, donde los lentes y los espectros visibles requieres de su estudio a través de las propiedades de las ondas.

• 2.- Luz como Partícula: Usada sobre todo en física cuántica, según los estudios de Planck sobre la radiación del cuerpo negro, la materia absorbe energía electromagnética y luego la libera en forma de pequeños paquetes llamados fotones, estos cuantos de luz, tienen de igual manera una frecuencia, pero gracias a éstos, se pueden estudiar las propiedades del átomo.

Planck realizó varios experimentos para probar su teoría, con los cuales logro estableces que la energia de estos cuantos o fotnes es directamente proporcinal a la frecuencia de la radiación que los emite, estableciendo asi la formula que decia que la energia(E) es igual a la constante de Planck(h) por la frecuencia de la radiación(f).E = h . fPor último, dió el valor para dicha constante que quedo establecido con el siguiente valor:h = 6.63 x 10−34 J.s

EJEMPLO DEL PRINCIPIO DE LA DUALIDAD:

Teoría CuánticaTeoria física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subátomicas y las interacciones entre la materia y la radiacíon; las bases de la teoría fueron sentadas por el fisico aléman Max Planck, que en 1900 postuló que la materia solo puede emitir o absorber energia en pequeñas unidades discretas llamadas cuantums. Otra contribucion fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulada por el cientifico alemán Werner Heinsberg en 1927 y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultaneamente la posición y el momento de una particula subatomica.

• Cómo pueden encontrarse los electrones en los átomos de forma que absorban y emitan energía como cuantos?. Para resolver esta pregunta, Bohr sugirió que los electrones deben hallarse en órbitas de cierto tamaño, moviéndose a cierta velocidad. Entonces, los electrones deben tener cierta energía. Si el electrón absorbe energía, se moverá en un órbital de mayor energía y más alejada del núcleo. Si pierde energía, el electrón se moverá en otra órbita más cercana al núcleo. La teoría cuántica indujo la idea de que los electrones en las orbitas, tienen una cantidad de energía (se dice que los electrones se encuentran en ciertos niveles de energía). Bohr aplico estas ideas al átomo de hidrógeno y calculo matemáticamente cual seria la frecuencia de la radiación emitida por el hidrógeno, desafortunadamente, esa teoría no funciono también con elementos cuyos átomos son más complejos que los del hidrógeno.

Los números cuánticos más importantes son 4:

• Número Cuántico Principal.El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón y por lo tanto también el nivel de energía. Este número cuántico toma valores enteros 1, 2, 3, 4, 5, 6, ó 7.• Número Cuántico Secundario.ste número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón. Este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1). Según el número atómico tenemos los valores para l:

n=1 l = (n-1) = 0 = s "sharp"n=2 l = (n-1) = 0, 1 = p "principal"n=3 l = (n-1) = 0, 1, 2 = d "diffuse"n=4 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3 = f "fundamental"n=5 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4 = gn=6 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4, 5 = hn=7 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 = i

• Número Cuántico Magnético.Número Cuántico Magnético (m): El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio. Los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones. Este número cuántico depende de l y toma valores desde -l pasando por cero hasta +l. La fórmula para encontrar cuántos orbitales posee un subnivel es: m = 2l +1

Número Cuántico de Spin (s): El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital. Ya sea si se mueve al igual que las manecillas del reloj, o en sentido contrario, este número cuántico toma los valores de -1/2 y de +1/2.

Utilizando los 4 números cuánticos se puede especificar dónde se encuentra un determinado electrón, y los niveles de energía del mismo. Este tema es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Principio de incertidumbre de Heidelberg

• El principio de incertidumbre plantea algo novedoso para la ciencia de la época: la posibilidad de que algo no sea exacto.

• Es curioso escuchar algo así como “principio”, que está más bien asociado a una ley o a una certeza, seguido de la palabra “incertidumbre”, más asociada a algo dudoso.

• En el año 1927, Werner Heisenberg postula su principio.

• Fue apoyado por su destacado colega Niels Bohr.

• Y discutido por el no menos destacado físico Albert Einstein.

Niels Bohr

Albert Einstein

El enunciado

• Un observador puede determinar o bien la posición exacta de una partícula en el espacio o su momento (el producto de la velocidad por la masa) exacto, pero nunca ambas cosas simultáneamente. Cualquier intento de medir ambos resultados conlleva imprecisiones.

• 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.

Ejemplo

• Supongamos que frente a nosotros tenemos un electrón que va muy rápido, conocemos su velocidad, pero no sabemos en qué posición está en un momento dado.

Ahora, para saber dónde está, le sacamos una foto.

• Sabemos ahora donde está, pero no sabemos su velocidad, ya que al sacar la foto modificamos su momento o, en términos más prácticos, su velocidad.

ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER.

• La ecuación de Schrödinger fue desarrollada por el físico austríaco Erwin Schrödinger en 1925. Describe la evolución temporal de una partícula masiva no relativista.

Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.

• Es de importancia central en la teoría de la mecánica cuántica, donde representa para las partículas microscópicas un papel análogo a la segunda ley de Newton en la mecánica clásica. Las partículas microscópicas incluyen a las partículas elementales, tales como electrones, así como sistemas de partículas, tales como núcleos atómicos a masiva no relativista

Formulación moderna de la ecuación

i es la unidad imaginaria• : es la constante de Planck normalizada (h/2π) ; • : es el hamiltoniano, dependiente del tiempo en general, el observable corresponde a la energía total del sistema ; • : es el observable posición ; • : es el observable impulso.•v : es la energía potencial

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

son parámetros que describen el estado energético de un electrón y

las características de un orbital

Los 3 primeros números cuánticos (principal, secundario, magnético) son obtenidos como consecuencia de la resolución matemática de la ecuación de onda de Schrödinger, mientras que el cuarto número cuántico (spin magnético) lo introdujo Paul Dirac en 1928, reformulando la ecuación de onda.

Número cuántico

Valores permitidos

Determina para el electrón Define para el orbital

Principal (n) n= 1;2;3;… Su nivel principal de energía Su tamaño o volumen

Secundario o azimutal (l)

l= 0;1;2;..(n-1) El subnivel de energía donde se encuentra, y que esta contenido en un determinado nivel de energía.

La forma geométrica espacial

Magnético (ml)

Ml=+1:-..0;..-1 El orbital al cual pertenece y que es parte de un subnivel de energía

La orientación especial que adopta bajo la influencia de un campo magnético externo intenso

Spin Magnético (ms)

Ms= -1/2; +1/2

Su sentido de rotación alrededor de su eje imaginario

Nos indica: Para el electrónEl nivel de energía principal que ocupa el electrón. Por ejemplo:Si : n = 2 ; entonces el electrón ocupa el nivel 2Si : n = 5 ; entonces el electrón ocupa el nivel 5Para el Orbital: El tamaño o volumen del orbital, por lo cual a mayor valor de “n” , mayor es tamaño del orbital. Por ejemplo:Sean los orbitales: Ψ(2s) y Ψ(5s)Por lo tanto, el orbital Ψ(5s) es de mayor tamaño que el orbital Ψ(2s).Valores Permitidos: El número cuántico principal toma valores enteros positivos, sin considerar el cero.n = 1 ; 2 ; 3 ; 4 ; 5 ……… ∞

Nº cuántico principal (n):

numero cuántico principal también define el volumen de un orbital; por lo tanto, a mayor valor de “n” , mayor es el tamaño del orbital.

Cuanto mas alejado del núcleo se encuentre un electrón, ocupará un nivel con mayor energía y será menos estable.

El número cuántico principal también define el volumen de un orbital; por lo tanto, a mayor valor de “n” , mayor es el tamaño del orbital.Cuanto mas alejado del nucleo se encuentre un electrón, ocupará un nivel con mayor energía y será menos estable.La capacidad electrónica de un determinado nivel “n” se halla con la regla de Rydberg:# máximo de electrones = 2 n2

Donde:Si n = 1 : el número máximo de electrones en el nivel 1 es = 2 (1)2 = 2 e-

Si n = 2 : el número máximo de electrones en el nivel 2 es = 2 (2)2 = 8 e-

Si n = 5 : el número máximo de electrones en el nivel 5 es = 2 (5)2 = 50 e-

Nº cuántico secundario (ℓ):

También es denominado número cuántico azimutal o del momento angular.Para el electrón determina el subnivel de energía donde este debe encontrarse dentro de un nivel “n”.Además define la forma geométrica del orbital o nube electrónica.Para cada nivel de energía se cumple que “l” puede tomar valores enteros desde cero hasta (n-1)l = 0 ; 1 ; 2 ; 3 ; … (n-1)

Se usa una notación con letras minúsculas o notación espectroscópica (s, p, d , f, g, …) para representar a ciertos valores de “l” que definen un determinado subnivel, tal como se indica en la siguiente tabla:

SUBNIVELES

DENOMINACIÓN ESPECTROSCÓPICA

VALORES DE «L»

FORMAS DE LOS ORBITALES

S SHARP 0 ESFÉRICA

P PRINCIPAL 1 DILOBULAR

D DIFUSE (DIFUSO) 2 TETRALOBULAR

F FUNDAMENTAL 3 COMPLEJA

nos describe la cantidad de formas y orientaciones del orbital en el espacio.Para el electrón, indica el orbital donde se encuentra dentro de un determinado subnivel de energía.Para el orbital, determina la orientación especial que adopta cuando el átomo es sometido a la acción de un campo magnético externo.En cada subnivel (l), “m” puede tomar valores permitidos : 0 , +/- 1 , +/- 2 , +/- 3 , …. +/- lSabemos que los subniveles son:

Nº cuántico magnético (mℓ)

SUBNIVELES DENOMINACIÓN ESPECTROSCÓPICA

VALORES DE «L»

FORMAS DE LOS ORBITALES

S SHARP 0 ESFÉRICA

P PRINCIPAL 1 DILOBULAR

D DIFUSE (DIFUSO) 2 TETRALOBULAR

F FUNDAMENTAL 3 COMPLEJA

El subnivel “s”, toma valor de 0El subnivel “p”, toma un valor de 1El subnivel “d”, toma un valor de 2El subnivel “f”, toma un valor de 3

Los valores que toma el número cuántico magnético para cada subnivel (l) son:

Para el subnivel s : m = 0Para el subnivel p : m = –1 , 0 , +1Para el subnivel d : m = –2 , –1 , 0 , +1 , +2Para el subnivel f : m = –3 , –2 , –1 , 0 , +1 , +2 ,+3

En la tabla se muestra el número máximo de orbitales y electrones para cada subnivel de energía

Nº cuántico de espín (ms)ms = +/- 1/2

Cuando un electrón gira o rota genera un pequeño campo magnético .En base a esta cualidad del electrón en el sistema atómico y molecular, se logra explicar las propiedades magnéticas de una sustancia química

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI

Principios exclusivos de Pauli

• El principio de Pauli establece que dos electrones de un átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.

n,l,m,s

El electrón con menor energía será el que tenga estos números

cuánticos.

n=1

l= 0

m=0

S=+1/2

• (n) Numero cuántico principal: Indica el nivel de energía donde es posible localizar al electrón. Su valor es n= 1,2,3,4,5,6,7

• (l) Numero cuantico secundario o azimutal: Indica el subnivel donde se encuentra el electrón. Se representa con s, p, d, f

• (m) Numero cuántico magnético: expresa la orientación espacial del electrón en el campo magnético que crea al girar alrededor. Se representa con x, y, z.

• (s) Numero cuántico de giro o spin: expresa el giro del electrón sobre su propio eje.

El principio de exclusión de Pauli es utilizado ampliamente en física y química porque nos ayuda a comprender mejor el mundo cuántico, además podemos extender este principio incluso al ámbito social.

• ¿Que significa la exclusión de Pauli ?

• ejemplosB = 1S2 2S3 (2,0,0+1/2)

(2,0,0-1/2) NO CUMPLE CON LA EXPRECION DE PAULI

(2,0,0+1/2)

B=1S2 2S2 2p1 (2,0,0+1/2)

(2,0,0-1/2)

(2,1,-1 ,+1/2)

 SIGNIFICA QUE "EN UN ORBITAL PUEDE HABER HASTA DOS ELECTRONES DE SPIN OPUESTO" O SEA QUE NO ES POSIBLE LA EXISTENCIA DE DOS ELECTRONES EN EL MISMO ATOMO QUE TENGAN SUS CUATRO NUMEROS CUANTICOS IGUALES

Si cumple el Principio de pauli

1S

2S

2s

1s

2p

• Para el caso de 2 He

• Configuración electrónica es 1s2.

n=1 1=0 m1 =0

Los números cuánticos para ambos electrones serán:

(1,0,0+1/2)

(1,0,0-1/2)

El principio de exclusión de Pauli también explica la estabilidad de la que constan los orbitales atómicos, así

como la presión que realiza la materia degenerada.

Se denomina materia degenerada a aquella en la cual una fracción importante de la presión proviene del principio de exclusión de Pauli, que establece que dos fermiones no pueden tener los mismos números cuánticos.

Máxima multiplicidad • El principio de máxima multiplicidad de Hund

establece que cuando en un subnivel existen varios orbitales (por ejemplo, en el subnivel l =1, existen los orbitales px, py y pz), en primer lugar se semiocupan todos los orbitales para después completarlos emparejando los spines de los electrones.

• Dice que en el caso de orbitales degenerados (orbitales p,d o f), se alcanza la menor energía cuando se maximiza el numero de electrones que tienen el mismo espín.

• Por ejemplo : colocar 3 electrones en los orbitales p

px py pz