Breve presentación acerca de la Teoría Cuántica y configuración electrónica

1. Ingeniería Industrial
Lic. Jason Rodríguez Retana
Tema: Teoría Cuántica y Configuración
Electrónica

2. Propiedades de las ondas
• Max Planck dio inicios a la nueva era de la física en el año de 1900.
• Definición de una onda: es una alteración vibrátil mediante la cual se
transmite la energía.

3. Las características básicas de una onda
son las siguientes
1. Amplitud de onda: distancia entre la línea de equilibrio y una
cresta o un valle.
2. Longitud de onda: distancia entre dos crestas y se representa con
la letra griega lambda ( λ).
3. Frecuencia: número de ondas que pasan por un mismo punto
durante un segundo.
4. Periodo: Tiempo que se tarda en realizar una vibración completa.
5. Rapidez de onda (Velocidad de propagación): depende del
tiempo que tarda en propagarse y el medio donde se propaga la
onda.

4. Radiación Electromagnética
 James Maxwell propuso que una onda como la luz está conformada por un
componente eléctrico y otro magnético.
 Tanto el componente magnético, así como el eléctrico, presentan la misma
longitud de onda y misma frecuencia, pero viajan en planos perpendiculares
 El modelo de Maxwell describe como se puede propagar la energía en forma de
radiación a través del espacio, como una vibración electromagnética, a través del
espacio.
 Las ondas electromagnéticas viajan a 3,00x108 m/s y no requieren un medio para
transportarse.

5. Teoría Cuántica de Planck
 Proponía que los átomos emitían o absorbían energía solamente en cantidades
discretas, como pequeños paquetes o cúmulos.
 Planck los llamó Cuantos
 La energía E, está dada por la fórmula: E = h*v.

 h es la constante de Planck: 6,63x10-34 J

6. El Efecto Fotoeléctrico
 En 1905 Albert Einstein utiliza la Teoría Cuantica de Max Planck para explicar el efecto
fotoeléctrico.

 Fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos
metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima, y
que se conoce como frecuencia umbral.

 Einstein dedujo que cada una de estas partículas de luz, que ahora se conocen como
fotones debe poseer una energía E, de acuerdo con la ecuación E = h*v

7. Teoría de Bohr del átomo de Hidrógeno (Espectro
de Emisión)
• Así se denomina al espectro continuo o de líneas de radiación emitidas por las sustancias
• Ejemplo: el resplandor de una descarga eléctrica, al calentar una barra de metal hasta
el rojo vivo, este resplandor es un espectro.
•
• Cada elemento tiene un espectro de emisión único.

8. Mecánica Cuántica
 El modelo atómico de Bohr no lograba explicar con claridad la localización de una
partícula subatómica.

 Werner Heisenberg formuló una teoría (Principio de Incertidumbre de Heisenberg)
 Principio de Incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p
(definido como la masa por la rapidez) y la posición de una partícula simultáneamente.

 Para el átomo de Hidrógeno, se puede ver como el electrón no viaja en una órbita
alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida.

9. Descripción Mecánica Cuántica del Átomo de
Hidrógeno
o No deja claro en que parte del átomo se puede encontrar un electrón con exactitud.
o El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón, en
cierta región del átomo (nube de electrones).

10. Números Cuánticos
 Para distribuir los electrones en cualquier átomo la mecánica cuántica precisa de
tres números cuánticos.
 Los números cuánticos son: número cuántico principal, número cuántico de
momento angular y número cuántico magnético.
 Estos números cuánticos se utilizan para identificar los electrones que están dentro.
 El número cuántico de espín es un cuarto número cuántico que describe el
comportamiento de determinado electrón y completa la descripción de los
electrones en los átomos.

11. Número Cuántico Principal (n)
 Puede tomar valores enteros de 1,2,3,……
 En el átomo de hidrógeno define el valor de la energía en un orbital (no es
aplicable para átomos polielectrónicos)
 Se relaciona con la longitud promedio entre el electrón y el orbital.
 Cuanto más grande sea el valor de n, mayor será la longitud entre ele
electrón en el orbital, con respecto al núcleo.

12. Número Cuántico de Momento Angular (l)
 Expresa la forma de los orbitales.
 Dependen de los valores del número cuántico principal (n).
 Para ciertos valores de n, l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n-1.
 Para n=1, solo existe un posible valor de l, l = 0, si n = 2, l, puede tener los valores: 0 y
1, si n =3 l puede tener los valores: 0,1 y 2.
 El valor de l se designa con las letras s,p,d,f,g,h. (buscar imágenes)

13. Número Cuántico Magnético (ml)
 Describe la orientación del orbital en el espacio
 Para determinar el valor de ml se realiza mediante la fórmula (2 l+ 1), tomando
en cuenta valores de negativo a positivo.
 Si l = 0, entonces ml = 0.
 Si l = 1 entonces ml tendrá valores de -1, 0, 1.
 Si l = 2 entonces ml tendrá valores de -2, -1,0,1,2.

14. Número Cuántico de espín del electrón
(ms)
 Para tomar en cuenta el espín del electrón, es preciso añadir un
cuarto número cuántico, que toma valores de + ½ y -1/2.
 Este número cuántico permite determinar la orientación del electrón
 Relación números cuánticos y orbitales atómicos.