El documento presenta la estructura atómica, comenzando con la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Explica que al aplicar coordenadas esféricas y el método de separación de variables, la función de onda puede expresarse como un producto de una función radial y una función angular. Luego, detalla que las soluciones contienen tres números cuánticos y la energía está cuantizada en función del número cuántico principal. Finalmente, resume los posibles orbitales atómicos en función de los números cuánticos.
El documento presenta una serie de problemas relacionados con la ecuación de Schrödinger dependiente e independiente del tiempo para un electrón en un pozo de potencial infinito. Se pide reemplazar términos para obtener la forma independiente del tiempo, demostrar una solución de la forma de onda, aplicar condiciones de frontera para calcular constantes, y encontrar la energía permitida para un electrón en un pozo de ancho L=2.5nm cuando n=1.
El documento introduce la ecuación de Schrödinger y su aplicación a diferentes sistemas cuánticos. 1) La ecuación de Schrödinger describe el movimiento de partículas como electrones. 2) Para un pozo cuadrado infinito, solo existen ciertos valores discretos de energía permitidos. 3) Para un oscilador armónico simple, la ecuación de Schrödinger conduce a funciones de onda dadas por polinomios de Hermite multiplicados por un factor exponencial, resultando en un espectro cuántico discreto de energ
El documento describe la función de onda para el átomo de hidrógeno. Explica que la función de onda se puede expresar como el producto de un factor radial y uno angular. Luego muestra cómo estos factores dan lugar a diferentes orbitales atómicos como 1s, 2s, 2p, etc. y cómo se pueden representar gráficamente.
La descripción mecanocuántica del átomo más sencillo que existe, el de hidrógeno, se puede hacer mediante la ecuación de Schrödinger, que tiene en cuenta el concepto de la dualidad onda-partícula. También es aplicable a cualquier átomo hidrogenoide, que es todo aquel que tienen un solo electrón, independientemente de la composición de su núcleo.
1) El documento describe las ondas electromagnéticas y su relación con las ecuaciones de Maxwell. 2) Al resolver las ecuaciones de Maxwell en el vacío sin fuentes de campo, se obtienen ondas electromagnéticas que se propagan a la velocidad de la luz. 3) Las ondas electromagnéticas son transversales, con los campos eléctrico y magnético perpendiculares a la dirección de propagación y relacionados entre sí.
Este documento describe las soluciones de la ecuación de Schrödinger para varios potenciales en una dimensión. Comienza con la partícula libre, donde las soluciones son ondas planas con un espectro continuo de energía. Luego analiza el potencial escalón, donde las soluciones dependen de si la energía es mayor o menor que la altura del escalón. Finalmente, introduce el oscilador armónico simple y calcula la densidad de estados para una partícula libre en tres dimensiones.
Este documento presenta los modelos atómicos desde el modelo atomista hasta el modelo cuántico relativista. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda asociadas. También introduce conceptos como las capas, subcapas y orbitales electrónicos, y las reglas de llenado como la de Pauli y Hund.
El documento presenta una serie de problemas relacionados con la ecuación de Schrödinger dependiente e independiente del tiempo para un electrón en un pozo de potencial infinito. Se pide reemplazar términos para obtener la forma independiente del tiempo, demostrar una solución de la forma de onda, aplicar condiciones de frontera para calcular constantes, y encontrar la energía permitida para un electrón en un pozo de ancho L=2.5nm cuando n=1.
El documento introduce la ecuación de Schrödinger y su aplicación a diferentes sistemas cuánticos. 1) La ecuación de Schrödinger describe el movimiento de partículas como electrones. 2) Para un pozo cuadrado infinito, solo existen ciertos valores discretos de energía permitidos. 3) Para un oscilador armónico simple, la ecuación de Schrödinger conduce a funciones de onda dadas por polinomios de Hermite multiplicados por un factor exponencial, resultando en un espectro cuántico discreto de energ
El documento describe la función de onda para el átomo de hidrógeno. Explica que la función de onda se puede expresar como el producto de un factor radial y uno angular. Luego muestra cómo estos factores dan lugar a diferentes orbitales atómicos como 1s, 2s, 2p, etc. y cómo se pueden representar gráficamente.
La descripción mecanocuántica del átomo más sencillo que existe, el de hidrógeno, se puede hacer mediante la ecuación de Schrödinger, que tiene en cuenta el concepto de la dualidad onda-partícula. También es aplicable a cualquier átomo hidrogenoide, que es todo aquel que tienen un solo electrón, independientemente de la composición de su núcleo.
1) El documento describe las ondas electromagnéticas y su relación con las ecuaciones de Maxwell. 2) Al resolver las ecuaciones de Maxwell en el vacío sin fuentes de campo, se obtienen ondas electromagnéticas que se propagan a la velocidad de la luz. 3) Las ondas electromagnéticas son transversales, con los campos eléctrico y magnético perpendiculares a la dirección de propagación y relacionados entre sí.
Este documento describe las soluciones de la ecuación de Schrödinger para varios potenciales en una dimensión. Comienza con la partícula libre, donde las soluciones son ondas planas con un espectro continuo de energía. Luego analiza el potencial escalón, donde las soluciones dependen de si la energía es mayor o menor que la altura del escalón. Finalmente, introduce el oscilador armónico simple y calcula la densidad de estados para una partícula libre en tres dimensiones.
Este documento presenta los modelos atómicos desde el modelo atomista hasta el modelo cuántico relativista. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda asociadas. También introduce conceptos como las capas, subcapas y orbitales electrónicos, y las reglas de llenado como la de Pauli y Hund.
El documento describe la solución de la ecuación de Schrödinger para una partícula en un pozo de potencial cuadrado de paredes infinitas. Se resuelve primero para un solo grado de libertad y luego se generaliza para dos grados de libertad. La solución implica funciones propias discretas que dependen de números cuánticos enteros y conducen a valores propios discretos de energía.
1) El documento describe la teoría cuántica, la cual surgió en 1927 cuando Schrödinger formuló la mecánica ondulatoria y Heisenberg formuló la mecánica de matrices. Ambas mecánicas iniciaron un nuevo enfoque para comprender la estructura atómica.
2) La mecánica cuántica es probabilística frente al determinismo de la mecánica clásica y utiliza matemáticas más complejas.
3) El modelo atómico actualmente aceptado es el propuesto por la me
Este documento resume los principales conceptos de la mecánica cuántica. Introduce la naturaleza probabilística e indeterminista de la mecánica cuántica en contraste con la mecánica clásica determinista. Explica el experimento de la doble rendija que demuestra la deslocalización de las partículas y los principios de incertidumbre de Heisenberg. Además, describe la función de onda que representa el estado cuántico de un sistema y la ecuación de Schrödinger que gobierna la evolución
Este documento describe el sistema de coordenadas polares. Define las coordenadas polares de un punto como la distancia (r) desde el origen y el ángulo (θ) medido desde el eje polar. Explica cómo convertir entre coordenadas polares y rectangulares y cómo trazar curvas dadas sus ecuaciones polares. También cubre conceptos como coordenadas polares generalizadas y ejercicios de conversión de sistemas.
1. La mecánica cuántica se desarrolló para explicar fenómenos como la radiación del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico y la difracción de partículas.
2. En la mecánica cuántica, el estado de un sistema se describe mediante una función de onda. La amplitud de la función de onda determina la probabilidad de encontrar una partícula en una posición dada.
3. Los principales postulados de la mecánica cuántica son que cada observable físico corresponde a un oper
C:\documents and settings\administrador\mis documentos\material suplementarioRobert Cazar
Este documento presenta conceptos clave de la química cuántica aplicada a átomos, incluyendo:
1) La ecuación de Schrödinger describe los estados de energía de los electrones en un átomo a través de la función de onda. 2) Cada electrón se describe por 4 números cuánticos que determinan su ubicación y propiedades. 3) Las configuraciones electrónicas muestran cómo los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor a mayor energía.
Este documento presenta un resumen de las ecuaciones de Maxwell y la teoría de propagación de ondas electromagnéticas. Introduce las ecuaciones de Maxwell en forma diferencial y fasorial, y explica cómo Maxwell corrigió la ley de Ampere para incluir el término de corriente de desplazamiento. También resume la teoría del flujo de potencia electromagnético y las ecuaciones de onda para campos electromagnéticos que se propagan en medios dieléctricos ideales.
El documento presenta la solución a un problema de física cuántica. Se calcula el nivel de energía de un electrón confinado en una caja unidimensional de 0,200 nm de ancho, dibujando el diagrama de niveles hasta n=4. Luego se calculan las longitudes de onda de los fotones emitidos en las transiciones entre los diferentes niveles de energía al decaer el electrón del estado n=4 al n=1.
El documento introduce conceptos básicos de física atómica como los modelos atómicos de Bohr y el modelo cuántico. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda asociadas. También resume las configuraciones electrónicas de los elementos y la tabla periódica.
Este documento presenta tres temas de la asignatura Teoría Electromagnética I. El primer tema calcula el potencial absoluto en un punto dado dos conductores paralelos con cargas opuestas. El segundo tema determina el radio de separación de dos dieléctricos en un cable coaxial para que la diferencia de potencial sea igual en cada uno, y calcula la capacitancia por unidad de longitud. El tercer tema calcula la carga total contenida en una esfera dada un campo eléctrico expresado en coordenadas cartesianas.
1. La ecuación de Dirac es una ecuación relativista que describe partículas con espín semientero como los electrones. 2. Dirac postuló que el hamiltoniano de la ecuación podía expresarse como una combinación lineal del impulso y la masa usando matrices. 3. Esto llevó a la forma matricial de la ecuación de Dirac, la cual es covariante bajo transformaciones de Lorentz y permite formular una ecuación de continuidad análoga a la del caso no relativista.
El efecto Stark ocurre cuando un átomo se coloca en un campo eléctrico constante. Las líneas espectrales del átomo se dividen en múltiples componentes. La teoría cuántica explica este efecto usando la teoría de perturbaciones, donde el campo eléctrico perturba los estados atómicos. Para estados no degenerados, solo hay un efecto Stark cuadrático, mientras que para estados degenerados también hay un efecto Stark lineal. El estado base del átomo de hidrógeno solo muestra un efecto Stark cu
Selectividad EXTREMADURA Química Septiembre 2012-2013KALIUM academia
1) El documento presenta las configuraciones electrónicas de varios iones y átomos, así como la explicación de por qué el ion nitruro y el ion manganesio (II) son isoelectrónicos.
2) Explica que la molécula de tricloruro de boro es apolar a pesar de tener enlaces polares debido a su geometría triangular plana.
3) Define la isomería de cadena y presenta como ejemplo el n-butano e isobutano. Luego define los isómeros de función y presenta como ejemplo el
Este documento presenta 39 problemas de física cuántica relacionados con conceptos como la longitud de onda de De Broglie, la difracción de partículas, los niveles de energía en átomos y moléculas, la función de onda y los números cuánticos. Los problemas abarcan temas como la difracción de electrones, la energía de transiciones atómicas, las configuraciones electrónicas y la producción de rayos X.
Este documento describe cómo obtener las ecuaciones de Maxwell en su forma tensorial utilizando la métrica de Minkowski para un espacio-tiempo tetradimensional. Se parte de las ecuaciones de Maxwell covariante y resolviendo por componentes se obtienen las cuatro ecuaciones de Maxwell familiares para un espacio tridimensional. Esto muestra que incluyendo la dimensión temporal, las ecuaciones de Maxwell se pueden describir de manera más completa con solo dos ecuaciones tensoriales en lugar de cuatro escalares.
Este documento resume conceptos clave de la mecánica cuántica. Explica que la mecánica cuántica es indeterminista a diferencia de la mecánica clásica que es determinista. Describe experimentos como la doble rendija que muestran la naturaleza ondulatoria de partículas como electrones. También introduce los principios de incertidumbre de Heisenberg y explica que la función de onda describe el estado cuántico de un sistema. Finalmente, presenta la ecuación de Schrödinger como la herramienta fundamental
Este documento trata sobre el análisis estático de vigas sometidas a fuerzas laterales o transversales. Explica que se determinarán las fuerzas y momentos internos en las vigas aplicando las condiciones de equilibrio estático. Distingue entre vigas isoestáticas e hiperestáticas dependiendo del número de ecuaciones de equilibrio disponibles. A continuación, presenta varios ejemplos resueltos de cálculo de reacciones y diagramas de fuerzas internas para vigas con distribuciones de carga uniforme.
Este documento presenta los modelos atómicos desde el modelo atomista hasta el modelo cuántico relativista. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda asociadas. También introduce conceptos como las capas, subcapas y orbitales electrónicos, y las reglas de llenado como la de Pauli y Hund.
Este documento presenta los modelos atómicos históricos y la mecánica cuántica aplicada a los átomos. Introduce los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda. Explica conceptos como las capas, subcapas y orbitales atómicos, así como el principio de exclusión de Pauli. Finalmente, muestra cómo la descripción cuántica permite representar las configuraciones electrónicas de los elementos.
El documento introduce conceptos básicos de física atómica como los modelos atómicos históricos, los números cuánticos, las funciones de onda electrónicas, las configuraciones electrónicas de los elementos y las transiciones electrónicas. Explica cómo la mecánica cuántica resolvió problemas con el modelo de Bohr al introducir cuatro números cuánticos que describen completamente cada estado electrónico y permiten explicar las propiedades atómicas.
El documento describe la solución de la ecuación de Schrödinger para una partícula en un pozo de potencial cuadrado de paredes infinitas. Se resuelve primero para un solo grado de libertad y luego se generaliza para dos grados de libertad. La solución implica funciones propias discretas que dependen de números cuánticos enteros y conducen a valores propios discretos de energía.
1) El documento describe la teoría cuántica, la cual surgió en 1927 cuando Schrödinger formuló la mecánica ondulatoria y Heisenberg formuló la mecánica de matrices. Ambas mecánicas iniciaron un nuevo enfoque para comprender la estructura atómica.
2) La mecánica cuántica es probabilística frente al determinismo de la mecánica clásica y utiliza matemáticas más complejas.
3) El modelo atómico actualmente aceptado es el propuesto por la me
Este documento resume los principales conceptos de la mecánica cuántica. Introduce la naturaleza probabilística e indeterminista de la mecánica cuántica en contraste con la mecánica clásica determinista. Explica el experimento de la doble rendija que demuestra la deslocalización de las partículas y los principios de incertidumbre de Heisenberg. Además, describe la función de onda que representa el estado cuántico de un sistema y la ecuación de Schrödinger que gobierna la evolución
Este documento describe el sistema de coordenadas polares. Define las coordenadas polares de un punto como la distancia (r) desde el origen y el ángulo (θ) medido desde el eje polar. Explica cómo convertir entre coordenadas polares y rectangulares y cómo trazar curvas dadas sus ecuaciones polares. También cubre conceptos como coordenadas polares generalizadas y ejercicios de conversión de sistemas.
1. La mecánica cuántica se desarrolló para explicar fenómenos como la radiación del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico y la difracción de partículas.
2. En la mecánica cuántica, el estado de un sistema se describe mediante una función de onda. La amplitud de la función de onda determina la probabilidad de encontrar una partícula en una posición dada.
3. Los principales postulados de la mecánica cuántica son que cada observable físico corresponde a un oper
C:\documents and settings\administrador\mis documentos\material suplementarioRobert Cazar
Este documento presenta conceptos clave de la química cuántica aplicada a átomos, incluyendo:
1) La ecuación de Schrödinger describe los estados de energía de los electrones en un átomo a través de la función de onda. 2) Cada electrón se describe por 4 números cuánticos que determinan su ubicación y propiedades. 3) Las configuraciones electrónicas muestran cómo los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor a mayor energía.
Este documento presenta un resumen de las ecuaciones de Maxwell y la teoría de propagación de ondas electromagnéticas. Introduce las ecuaciones de Maxwell en forma diferencial y fasorial, y explica cómo Maxwell corrigió la ley de Ampere para incluir el término de corriente de desplazamiento. También resume la teoría del flujo de potencia electromagnético y las ecuaciones de onda para campos electromagnéticos que se propagan en medios dieléctricos ideales.
El documento presenta la solución a un problema de física cuántica. Se calcula el nivel de energía de un electrón confinado en una caja unidimensional de 0,200 nm de ancho, dibujando el diagrama de niveles hasta n=4. Luego se calculan las longitudes de onda de los fotones emitidos en las transiciones entre los diferentes niveles de energía al decaer el electrón del estado n=4 al n=1.
El documento introduce conceptos básicos de física atómica como los modelos atómicos de Bohr y el modelo cuántico. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda asociadas. También resume las configuraciones electrónicas de los elementos y la tabla periódica.
Este documento presenta tres temas de la asignatura Teoría Electromagnética I. El primer tema calcula el potencial absoluto en un punto dado dos conductores paralelos con cargas opuestas. El segundo tema determina el radio de separación de dos dieléctricos en un cable coaxial para que la diferencia de potencial sea igual en cada uno, y calcula la capacitancia por unidad de longitud. El tercer tema calcula la carga total contenida en una esfera dada un campo eléctrico expresado en coordenadas cartesianas.
1. La ecuación de Dirac es una ecuación relativista que describe partículas con espín semientero como los electrones. 2. Dirac postuló que el hamiltoniano de la ecuación podía expresarse como una combinación lineal del impulso y la masa usando matrices. 3. Esto llevó a la forma matricial de la ecuación de Dirac, la cual es covariante bajo transformaciones de Lorentz y permite formular una ecuación de continuidad análoga a la del caso no relativista.
El efecto Stark ocurre cuando un átomo se coloca en un campo eléctrico constante. Las líneas espectrales del átomo se dividen en múltiples componentes. La teoría cuántica explica este efecto usando la teoría de perturbaciones, donde el campo eléctrico perturba los estados atómicos. Para estados no degenerados, solo hay un efecto Stark cuadrático, mientras que para estados degenerados también hay un efecto Stark lineal. El estado base del átomo de hidrógeno solo muestra un efecto Stark cu
Selectividad EXTREMADURA Química Septiembre 2012-2013KALIUM academia
1) El documento presenta las configuraciones electrónicas de varios iones y átomos, así como la explicación de por qué el ion nitruro y el ion manganesio (II) son isoelectrónicos.
2) Explica que la molécula de tricloruro de boro es apolar a pesar de tener enlaces polares debido a su geometría triangular plana.
3) Define la isomería de cadena y presenta como ejemplo el n-butano e isobutano. Luego define los isómeros de función y presenta como ejemplo el
Este documento presenta 39 problemas de física cuántica relacionados con conceptos como la longitud de onda de De Broglie, la difracción de partículas, los niveles de energía en átomos y moléculas, la función de onda y los números cuánticos. Los problemas abarcan temas como la difracción de electrones, la energía de transiciones atómicas, las configuraciones electrónicas y la producción de rayos X.
Este documento describe cómo obtener las ecuaciones de Maxwell en su forma tensorial utilizando la métrica de Minkowski para un espacio-tiempo tetradimensional. Se parte de las ecuaciones de Maxwell covariante y resolviendo por componentes se obtienen las cuatro ecuaciones de Maxwell familiares para un espacio tridimensional. Esto muestra que incluyendo la dimensión temporal, las ecuaciones de Maxwell se pueden describir de manera más completa con solo dos ecuaciones tensoriales en lugar de cuatro escalares.
Este documento resume conceptos clave de la mecánica cuántica. Explica que la mecánica cuántica es indeterminista a diferencia de la mecánica clásica que es determinista. Describe experimentos como la doble rendija que muestran la naturaleza ondulatoria de partículas como electrones. También introduce los principios de incertidumbre de Heisenberg y explica que la función de onda describe el estado cuántico de un sistema. Finalmente, presenta la ecuación de Schrödinger como la herramienta fundamental
Este documento trata sobre el análisis estático de vigas sometidas a fuerzas laterales o transversales. Explica que se determinarán las fuerzas y momentos internos en las vigas aplicando las condiciones de equilibrio estático. Distingue entre vigas isoestáticas e hiperestáticas dependiendo del número de ecuaciones de equilibrio disponibles. A continuación, presenta varios ejemplos resueltos de cálculo de reacciones y diagramas de fuerzas internas para vigas con distribuciones de carga uniforme.
Este documento presenta los modelos atómicos desde el modelo atomista hasta el modelo cuántico relativista. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda asociadas. También introduce conceptos como las capas, subcapas y orbitales electrónicos, y las reglas de llenado como la de Pauli y Hund.
Este documento presenta los modelos atómicos históricos y la mecánica cuántica aplicada a los átomos. Introduce los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y las funciones de onda. Explica conceptos como las capas, subcapas y orbitales atómicos, así como el principio de exclusión de Pauli. Finalmente, muestra cómo la descripción cuántica permite representar las configuraciones electrónicas de los elementos.
El documento introduce conceptos básicos de física atómica como los modelos atómicos históricos, los números cuánticos, las funciones de onda electrónicas, las configuraciones electrónicas de los elementos y las transiciones electrónicas. Explica cómo la mecánica cuántica resolvió problemas con el modelo de Bohr al introducir cuatro números cuánticos que describen completamente cada estado electrónico y permiten explicar las propiedades atómicas.
El documento introduce conceptos básicos de física atómica como los modelos atómicos históricos, los números cuánticos, las funciones de onda electrónicas, las configuraciones electrónicas de los elementos y las transiciones electrónicas. Explica cómo la mecánica cuántica resolvió limitaciones de modelos previos al introducir conceptos como los números cuánticos para describir átomos multielectrónicos.
Fisica Atómica http://fisicamoderna9.blogspot.com/Carlos Luna
El documento introduce conceptos básicos de física atómica como los modelos atómicos históricos, los números cuánticos, las funciones de onda electrónicas, las configuraciones electrónicas de los elementos y las transiciones electrónicas. Explica cómo la mecánica cuántica resolvió limitaciones de modelos anteriores al introducir conceptos como los números cuánticos para describir los estados atómicos permitidos.
T. CuáNtica Y RadiacióN ElectromagnéTica MeteorologíApookyloly
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.
Este documento presenta los modelos atómicos desde los átomos como partículas hasta el modelo cuántico. Explica los cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms) que describen los estados electrónicos y cómo estos números dan cuenta de las líneas espectrales. También describe las funciones de onda para los electrones en diferentes orbitales y cómo el principio de exclusión de Pauli determina cómo se llenan los orbitales. Finalmente, resume cómo se describen las configuraciones electrónicas de los elementos en la tabla periódica en t
1) La teoría cuántica propone números cuánticos que describen la configuración electrónica de los átomos. Estos números son: principal (n), secundario (l), magnético (m) y de espín (s).
2) El número principal determina la energía y tamaño de los orbitales, el secundario su forma, el magnético su orientación espacial y el de espín la rotación del electrón.
3) La configuración electrónica se expresa mediante estos números cuánticos y sigue principios como el de mín
Este documento trata sobre la estructura electrónica y la tabla periódica. Explica conceptos clave como la naturaleza ondulatoria y corpuscular de la luz, los espectros atómicos, los números cuánticos y los orbitales atómicos. También describe modelos históricos como el de Bohr y la mecánica cuántica de Schrödinger para explicar la estructura del átomo.
Este documento trata sobre la estructura electrónica y la tabla periódica. Explica conceptos clave como la naturaleza ondulatoria y corpuscular de la luz, los espectros atómicos, los números cuánticos y los orbitales atómicos. También describe modelos históricos como el de Bohr y la mecánica cuántica de Schrödinger para explicar la estructura del átomo.
El documento describe la estructura atómica moderna, incluyendo el modelo de mecánica cuántica, los números cuánticos, y los principios de Aufbau, Exclusión de Pauli y Hund. Explica cómo se escribe la configuración electrónica de los elementos usando estos conceptos.
El documento explica los números cuánticos y la configuración electrónica. Los números cuánticos son el número cuántico principal n, que indica la energía y tamaño del orbital; el número cuántico secundario l, que indica la forma del orbital; el número cuántico magnético m, que indica la orientación espacial del orbital; y el número cuántico de espín s, que indica el sentido de rotación del electrón. La configuración electrónica describe la distribución de electrones en los orbitales atómicos y se basa en los
El documento explica los números cuánticos y la configuración electrónica. Los números cuánticos son el número cuántico principal n, que indica la energía y tamaño del orbital; el número cuántico secundario l, que indica la forma del orbital; el número cuántico magnético m, que indica la orientación espacial del orbital; y el número cuántico de espín s, que indica el sentido de rotación del electrón. La configuración electrónica describe la distribución de electrones en los orbitales atómicos y se basa en los
Este documento resume los principales conceptos y teorías que llevaron al desarrollo del modelo atómico cuántico, incluyendo las contribuciones de Planck, Einstein, Bohr, De Broglie, Heisenberg y Schrödinger. Explica los números cuánticos, orbitales atómicos y sus propiedades, así como ejercicios para aplicar estos conceptos.
El documento describe los principios fundamentales de la estructura atómica según la mecánica cuántica. Explica que los electrones solo pueden existir en determinados niveles de energía y que cambian de nivel mediante la absorción o emisión de fotones. Los niveles de energía están determinados por los números cuánticos como el principal, azimutal, magnético y de spín. También describe cómo los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor a mayor energía, formando la configuración electrónica de los elementos
La teoría cuántica describe la estructura electrónica de los átomos a través de la ecuación de Schrödinger. Esta ecuación utiliza números cuánticos como n, l, ml y ms para determinar la energía, probabilidad y distribución espacial de los electrones en un átomo. Los electrones se distribuyen en orbitales atómicos de acuerdo con el principio de Aufbau y la regla de Hund.
El documento describe los orígenes de la física cuántica. Las experiencias conflictivas del siglo XIX, como la radiación del cuerpo negro y el efecto fotoeléctrico, mostraron que la radiación se comporta como ondas y partículas. Esto llevó al desarrollo de la dualidad onda-partícula y la mecánica cuántica, con ecuaciones como la de Schrödinger. La ecuación de Schrödinger permite determinar los estados cuánticos y energías discretas de sistemas como
Clase 3 teoría atómica ii números cuánticos y configuración electrónica 2015Gaby Pérez Orellana
El documento presenta información sobre la teoría atómica, incluyendo números cuánticos y configuración electrónica. Explica que los números cuánticos describen las características de los electrones en un átomo y que la configuración electrónica resume esta información. También cubre conceptos como el orden de llenado electrónico y las reglas que rigen la configuración, incluyendo el principio de exclusión de Pauli.
METODOS DE VALUACIÓN DE INVENTARIOS.pptxBrendaRub1
Los metodos de valuación de inentarios permiten gestionar y evaluar de una manera más eficiente los inventarios a nivel económico, este documento contiene los mas usados y la importancia de conocerlos para poder aplicarlos de la manera mas conveniente en la empresa
Bienvenido al mundo real de la teoría organizacional. La suerte cambiante de Xerox
muestra la teoría organizacional en acción. Los directivos de Xerox estaban muy involucrados en la teoría organizacional cada día de su vida laboral; pero muchos nunca se
dieron cuenta de ello. Los gerentes de la empresa no entendían muy bien la manera en que
la organización se relacionaba con el entorno o cómo debía funcionar internamente. Los
conceptos de la teoría organizacional han ayudado a que Anne Mulcahy y Úrsula analicen
y diagnostiquen lo que sucede, así como los cambios necesarios para que la empresa siga
siendo competitiva. La teoría organizacional proporciona las herramientas para explicar
el declive de Xerox, entender la transformación realizada por Mulcahy y reconocer algunos pasos que Burns pudo tomar para mantener a Xerox competitiva.
Numerosas organizaciones han enfrentado problemas similares. Los directivos de
American Airlines, por ejemplo, que una vez fue la aerolínea más grande de Estados
Unidos, han estado luchando durante los últimos diez años para encontrar la fórmula
adecuada para mantener a la empresa una vez más orgullosa y competitiva. La compañía
matriz de American, AMR Corporation, acumuló $11.6 mil millones en pérdidas de 2001
a 2011 y no ha tenido un año rentable desde 2007.2
O considere los errores organizacionales dramáticos ilustrados por la crisis de 2008 en el sector de la industria hipotecaria
y de las finanzas en los Estados Unidos. Bear Stearns desapareció y Lehman Brothers se
declaró en quiebra. American International Group (AIG) buscó un rescate del gobierno
estadounidense. Otro icono, Merrill Lynch, fue salvado por formar parte de Bank of
America, que ya le había arrebatado al prestamista hipotecario Countrywide Financial
Corporation.3
La crisis de 2008 en el sector financiero de Estados Unidos representó un
cambio y una incertidumbre en una escala sin precedentes, y hasta cierto grado, afectó a
los gerentes en todo tipo de organizaciones e industrias del mundo en los años venideros.
Mario Mendoza Marichal — Un Líder con Maestría en Políticas Públicas por ...Mario Mendoza Marichal
Mario Mendoza Marichal: Un Líder con Maestría en Políticas Públicas por la Universidad de Chicago
Mario Mendoza Marichal es un profesional destacado en el ámbito de las políticas públicas, con una sólida formación académica y una amplia trayectoria en los sectores público y privado.
1. Tema 3: Estructura atómica - 1 -
BIBLIOGRAFÍA:
* “Química. Curso Universitario” B.M. Mahan y R.J. Myers
* “Química Física” I.N. Levine
* “Química Física” T. Engel y P.Reid
* “Introducción al enlace químico” S. Tolosa Arroyo
* “Química General” R.H. Petrucci, W.S. Harwood y F.G. Herring
* “Química: La Ciencia Básica ”M.D. Reboiras
* “Fundamentos de Química General” J.L. Lozano y J.L. Vigata
CONTENIDOS DEL TEMA:
3.1. Ecuación de schrödinger para el átomo de hidrógeno
3.2. Funciones de onda del átomo de hidrógeno.
3.3. Función de distrubución radial.
3.4. Átomos polielectrónicos.
3.1.- ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
* Además de ser una comprobación de la Mecánica Cuántica, el estudio teórico del átomo
de hidrógeno es importante ya que sirve de base para el estudio y predicción del
comportamiento del electrón en sistemas más complejos (átomos polielectrónicos y
moléculas).
* En la Mecánica Cuántica no hay que postular la existencia de números cuánticos, surgen
al aplicar el postulado, más general, de que “la ecuación de Schrödinger describe
correctamente el comportamiento de cualquier sistema atómico”.
* Sistema átomo de hidrógeno: Sistema de 2 partículas en el que un núcleo, de carga
+Z·e, y un electrón, de carga –e, interaccionan según la Ley de Coulomb. (Átomos
hidrogenoides: para H, Z=1; para He+
, Z=2, para Li2+
, Z=3).
El movimiento interno se puede reducir a un problema de una sola partícula de masa
reducida µ, como se vio en el tema anterior.
La energía potencial de atracción entre núcleo y electrón, viene determinada por la ley de
Coulomb:
r
Ze
V
0
2
4πε
−
= , donde r es la distancia entre el núcleo y el electrón.
V depende sólo de r, V(r), es decir, depende de las coordenadas relativas, V(x,y,z), y es
independiente del tiempo. Así, al aplicar la ecuación de Schrödinger independiente del
tiempo:
(
(
(
( )
)
)
) (
(
(
( )
)
)
) (
(
(
( )
)
)
)
ψ
ψ
ψ
ψ
ψ
µ
E
)
z
,
y
,
x
(
V
z
z
,
y
,
x
y
z
,
y
,
x
x
z
,
y
,
x
=
=
=
=
+
+
+
+
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
+
+
+
+
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
+
+
+
+
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
−
−
−
− 2
2
2
2
2
2
2
2
h
.
Y aplicando la función de energía potencial: ψ
ψ
πε
ψ
ψ
ψ
µ
E
r
Ze
z
y
x
=
−
∂
∂
+
∂
∂
+
∂
∂
−
0
2
2
2
2
2
2
2
2
4
2
h
Repaso: Número atómico y configuración electrónica, derivación e integración.
2. Tema 3: Estructura atómica - 2 -
Como se ha comentado, V tiene simetría esférica, depende de r, por lo que es más sencillo
resolver la ecuación de Schrödinger si se utiliza, en lugar de coordenadas cartesianas, un
sistema de coordenadas esféricas polares:
r : Módulo del vector r
r
que une el origen de
coordenadas con el punto. ∞
≤
≤ r
0
2
2
2
z
y
x
r +
+
=
θ : Ángulo entre el vector r
r
y el eje z+.
φ: Ángulo entre la proyección del vector r
r
sobre el plano xy y el eje x+.
La ecuación de Schrödinger para el
hidrógeno en coordenadas esféricas
polares es la siguiente:
Parte de la ecuación depende sólo de r y parte sólo de θ y φ; por lo tanto se puede aplicar
el método de separación de variables y buscar soluciones del tipo:
Así la función de onda para el átomo de hidrógeno, ψ, puede expresarse como producto
de 2 funciones: una depende sólo de r y se denomina parte radial, R, y la otra depende de
θ y φ y se denomina parte angular, χ; ésta se descompone a su vez en el producto de 2
funciones, que dependen cada una de una variable independiente: ( ) ( ) ( )
φ
θ
φ
θ
χ Φ
Θ
= ·
, .
* Las soluciones representadas por: ( ) ( ) ( )
φ
θ
χ
φ
θ
ψ ,
·
,
, ,
,
,
, l
l m
l
l
n
m
l
n r
R
r = contienen 3 números
cuánticos (n, l, ml), es decir, cada solución posible viene determinada por la asignación de
3 números enteros a la función solución general. Estos números cuánticos aparecen de
forma análoga al caso del sistema de “la partícula en una caja de potencial” (debido a las
condiciones de contorno del sistema).
φ
θ
φ
φ
θ
φ
θ
cos
rsen
cos
r
x
sen
rsen
sen
r
y
cos
r
z
z
y
x
r
=
′
=
=
′
=
=
+
+
= 2
2
2
π
φ
π
θ
2
0
0
0
≤
≤
≤
≤
∞
≤
≤ r
Parte angular
φ
θ
θ
φ
θ
θ
τ d
drd
sen
r
d
rsen
rd
dr
d 2
·
· =
=
( )
[ ] 0
2
1
1 2
2
2
2
2
2
2
=
−
+
∂
∂
+
∂
∂
∂
∂
−
∂
∂
∂
∂
− ψ
µ
φ
ψ
θ
θ
ψ
θ
θ
θ
ψ
E
r
V
r
sen
sen
sen
r
r
r
h
h
( ) ( ) ( )
φ
θ
χ
φ
θ
ψ ,
·
r
R
,
,
r l
l m
,
l
l
,
n
m
,
l
,
n =
(r , θ , φ)
r´sinθ
θ
θ
θ
(r , θ , φ)
r´sinθ
θ
θ
θ
r´=
(r , θ , φ)
r´sinθ
θ
θ
θ
(r , θ , φ)
r´sinθ
θ
θ
θ
(r , θ , φ)
r´sinθ
θ
θ
θ
(r , θ , φ)
r´sinθ
θ
θ
θ
r´=
3. Tema 3: Estructura atómica - 3 -
L
r
z
L
r
z
* Al resolver la ecuación de Schrödinger independiente del tiempo se obtiene que las
funciones resultantes sólo existen para valores de energía determinados por la expresión:
,....)
3
,
2
,
1
( =
n
=
πµ
ε
2
2
0
0
e
h
a
La energía, en los átomos hidrogenoides, está cuantizada solamente por el número
cuántico principal, n, y es independiente de los otros 2 números cuánticos, l y ml, por lo
que habrá niveles de energía degenerados. El estado fundamental de los átomos
hidrogenoides se corresponde con n=1, para el hidrógeno: E1=-13.6 eV. Los valores
obtenidos se corresponden con los deducidos por el modelo atómico de Bohr.
Las funciones de onda, soluciones de la ecuación de Schrödinger para el hidrógeno e
hidrogenoides, se suelen llamar orbitales.
* Números cuánticos: Hay 3 números cuánticos para definir los orbitales y un cuarto
número cuántico relacionado con el “espín” del electrón.
+ Número cuántico principal, n: (n = 1, 2, 3, 4, ..., ∞). Es el único que interviene en la
expresión de la energía (ver más arriba) para los niveles energéticos del átomo de
hidrógeno e hidrogenoides. No tiene nada que ver con el momento angular, más bien
es responsable de precisar la distancia media del electrón al núcleo.
+ Número cuántico azimutal, l: (l = 0, 1, 2, ..., n-1).
Describe el momento angular del electrón en el átomo,
L
r
, mediante la ecuación: h
·
)
l
(
l
L 1
+
= . Los valores
permitidos de l están limitados por el valor de n, ya que
si el electrón tiene momento angular, implica energía
cinética, la cual no puede superar a la energía total.
+ Número cuántico magnético, ml: (ml= 0, ±1, ±2, ...±l).
Describe el valor de la componente z del momento angular, z
L , esto es, la orientación
del vector L
r
: l
z m
L ·
h
= . Lógicamente los valores de ml están condicionados por el
valor de l, ya que la componente z no puede ser mayor que el momento angular total.
+ Número cuántico magnético del espín del electrón, ms: (ms=±1/2). Describe el
momento angular intrínseco del electrón, denominado “espín”. Se puede imaginar
como una rotación del electrón alrededor de su propio eje, pero esta descripción no
tiene por qué ser cierta, ni siquiera se sabe cómo es la estructura de un electrón.
2
2
2
0
2
4
0
0
2
2
2
8
4
2 h
n
Z
e
a
e
n
Z
En
ε
µ
ε
π
−
=
−
=
4. Tema 3: Estructura atómica - 4 -
* La distribución del electrón alrededor del núcleo viene descrita por una función de onda
(orbital) que está determinada por los 3 números cuánticos: n, l y ml. El “espín” del
electrón se especifica por el 4º número cuántico ms. Este espín se predice al plantear la
ecuación relativista mecanocuántica para un sistema unielectrónico (Dirac, 1928); en la
versión no relativista de la mecánica cuántica de Schrödinger que se está explicando, la
existencia del espín del electrón debe añadirse a la teoría como un postulado adicional.
* Como el valor de n restringe los valores posibles de l y el valor de l, a su vez, restringe
los valores permitidos de ml, solamente son posibles ciertas combinaciones de los
números cuánticos que describen correctamente los diferentes estados del sistema. En
general, el número de combinaciones posibles de números cuánticos con el mismo valor
de n es 2n2
.
Nomenclatura de los posibles orbitales:
ms = +1/2: electrón α (↑”up”)
ms = -1/2: electrón β (↓”down”)
* El estado de energía más bajo o estado fundamental del átomo de hidrógeno viene
determinado por los números cuánticos: n =1, l = 0, ml = 0, ms = ±1/2. El estado
fundamental del átomo de hidrógeno tiene degeneración doble.
Otras combinaciones de los números cuánticos corresponden a estados de mayor energía,
a estados electrónicos excitados.
* El cambio de distribución de un electrón alrededor del núcleo se llama transición entre
orbitales. Las transiciones entre orbitales son las que dan lugar a la aparición de las
líneas espectrales en los espectros atómicos.
3.2.- FUNCIONES DE ONDA DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO.
Las soluciones de la ecuación de Schrödinger para el hidrógeno e hidrogenoides se
suelen llamar orbitales y vienen representadas por: ( ) ( ) ( )
φ
θ
χ
φ
θ
ψ ,
·
,
, ,
,
,
, l
l m
l
l
n
m
l
n r
R
r = .
La densidad de probabilidad es: ( ) ( )
2
2
φ
θ
χ
ψ ,
·
r
R
P l
l
l m
,
l
l
,
n
m
,
l
,
n
m
,
l
,
n =
=
Orbital n l ml Orbital n l ml
1s 1 0 0 3py 3 1 ±1
2s 2 0 0 3pz 3 1 0
2px 2 1 ±1 3d 2
2
y
x − 3 2 ±2
2py 2 1 ±1 3dxz 3 2 ±1
2pz 2 1 0 3dz
2
3 2 0
3s 3 0 0 3dyz 3 2 ±1
3px 3 1 ±1 3dxy 3 2 ±2
5. Tema 3: Estructura atómica - 5 -
Y la probabilidad de encontrar el electrón en elemento de volumen dτ es:
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) φ
θ
θ
φ
Φ
θ
Θ
τ
φ
θ
χ
τ
ψ d
drd
sen
r
·
·
r
R
d
,
·
r
R
d
l
m
,
l
,
n
2
2
2
2
=
=
Un orbital es una función de onda espacial de un electrón. Suele representarse como una
superficie de densidad de probabilidad constante que encierra una gran probabilidad (por ej.
90%) de encontrar al electrón.
* Todos los orbitales de un mismo tipo (s, p ó d) tienen el mismo comportamiento angular
(igual χ) independientemente del número cuántico principal, n, que posean, es decir, χ
depende de los números cuánticos l y ml.
* La parte radial, R, depende de n y l, pero es independiente de ml.
Para encontrar la función de onda, ψ, de un estado particular, basta con multiplicar las partes
angular y radial apropiadas.
* Orbitales tipo s:
)
(
)·
3
(
)
3
(
)
(
)·
2
(
)
2
(
)
(
)·
1
(
)
1
(
s
s
R
s
s
s
R
s
s
s
R
s
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
=
=
=
2
2
2
2
2
2
2
2
2
3
3
2
2
1
1
)
s
(
·
)
s
(
R
)
s
(
)
s
(
·
)
s
(
R
)
s
(
)
s
(
·
)
s
(
R
)
s
(
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
=
=
=
La parte angular para los orbitales tipo s es común, χ(s), y no depende de las coordenadas
angulares, θ y φ, es una constante. Esto da lugar a que los orbitales s tengan simetría esférica.
Partes angular y radial de las funciones de onda del átomo de hidrógeno
(l, ml) Parte angular χ
χ
χ
χ (θ
θ
θ
θ,φ
φ
φ
φ) (n,l) Parte radial R(r)
(0,0) 2
1
4
1
=
=
=
=
π
χ )
s
( (1,0) 2
2
3
0
2
1
σ
−
−
−
−
=
=
=
= e
a
Z
)
s
(
R
(1,±1) φ
θ
π
χ ·cos
sen
)
p
( x
2
1
4
3
=
=
=
= (2,0) (
(
(
( )
)
)
) 2
2
3
0
2
2
2
1
2
σ
σ
−
−
−
−
−
−
−
−
=
=
=
= e
·
a
Z
)
s
(
R
(1,±1) φ
θ
π
χ sen
·
sen
)
p
( y
2
1
4
3
=
=
=
= (2,1) 2
2
3
0
6
2
1
2
σ
σ
−
−
−
−
=
=
=
= e
·
a
Z
)
p
(
R
(1,0) θ
π
χ cos
)
p
( z
2
1
4
3
=
=
=
=
(2,0) (((( ))))
1
3
16
5 2
2
1
2 −
−
−
−
=
=
=
= θ
π
χ cos
)
d
( z
(2,±1) φ
θ
θ
π
χ ·cos
·cos
sen
)
d
( xz
2
1
4
15
=
=
=
= (3,0) (((( )))) 2
2
2
3
0
6
6
3
9
1
3
σ
σ
σ
−
−
−
−
+
+
+
+
−
−
−
−
=
=
=
= e
·
a
Z
)
s
(
R
(2,±1) φ
θ
θ
π
χ sen
·
·cos
sen
)
d
( yz
2
1
4
15
=
=
=
= (3,1) (
(
(
( )
)
)
) 2
2
3
0
4
6
9
1
3
σ
σ
σ
−
−
−
−
−
−
−
−
=
=
=
= e
·
·
a
Z
)
p
(
R
(2,±2) φ
θ
π
χ 2
16
15 2
2
1
2
2 ·cos
sen
)
d
( y
x
=
=
=
=
−
−
−
−
(3,2) 2
2
2
3
0
30
9
1
3
σ
σ
−
−
−
−
=
=
=
= e
·
a
Z
)
d
(
R
(2,±2) φ
θ
π
χ 2
16
15 2
2
1
sen
·
sen
)
d
( xy
=
=
=
=
0
2
na
Zr
=
=
=
=
σ
2
2
0
0
me
h
a
π
ε
=
=
=
=
6. Tema 3: Estructura atómica - 6 -
La parte radial, R(ns), varía dependiendo del valor de n, pero en todos ellos aparece un valor
máximo para r=0, en el propio núcleo, y un factor exponencial que hace que R(ns) tienda a
cero cuando r tiende a infinito.
0
0
0
3
2
0
2
2
0
2
3
0
2
0
2
3
0
2
3
0
9
4
4
6
3
9
1
3
2
2
2
1
2
2
1
a
Zr
a
Zr
a
Zr
e
·
a
r
Z
a
Zr
a
Z
)
s
(
R
e
·
a
Zr
a
Z
)
s
(
R
e
a
Z
)
s
(
R
−
−
−
+
−
=
−
=
=
Nodos radiales: son valores de r para los que la
densidad de probabilidad,
2
ψ , es cero. Para encontrar
dichos nodos se puede ver para qué valores
2
R =0, o
también R=0. El número de nodos radiales= n-l-1.
También es interesante conocer los puntos de máxima
densidad de probabilidad de encontrar al electrón, es decir, para
qué coordenadas
2
ψ toma valores máximos. En el caso de los
orbitales tipo s, al ser la parte angular constante, los valores
máximos de
2
)
(ns
ψ serán los mismos que para
2
)
(ns
R . Se
observa que el máximo valor se da para r=0, y para los orbitales
2s y 3s aparecen máximos locales (en un número igual a n-1).
* Orbitales tipo p:
)
(
)·
2
(
)
2
(
)
(
)·
2
(
)
2
(
)
(
)·
2
(
)
2
(
z
z
y
y
x
x
p
p
R
p
p
p
R
p
p
p
R
p
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
=
=
=
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
)
p
(
·
)
p
(
R
)
p
(
)
p
(
·
)
p
(
R
)
p
(
)
p
(
·
)
p
(
R
)
p
(
z
z
y
y
x
x
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
=
=
=
)
(
)·
3
(
)
3
(
)
(
)·
3
(
)
3
(
)
(
)·
3
(
)
3
(
z
z
y
y
x
x
p
p
R
p
p
p
R
p
p
p
R
p
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
=
=
=
2
2
2
2
2
2
2
2
2
3
3
3
3
3
3
)
p
(
·
)
p
(
R
)
p
(
)
p
(
·
)
p
(
R
)
p
(
)
p
(
·
)
p
(
R
)
p
(
z
z
y
y
x
x
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
=
=
=
Para los orbitales tipo p la parte angular no es una constante y depende de las coordenadas
angulares por lo que no tienen simetría esférica. Se pueden definir los nodos angulares:
como superficies del espacio donde la densidad de probabilidad es cero debido a que la parte
angular es cero (planos nodales). El número de planos nodales es igual a l.
2a0
1,9a0
7,1a0
2a0
1,9a0
7,1a0
7. Tema 3: Estructura atómica - 7 -
El número de nodos radiales es n-l:
Para los orbitales 2p, 0
2
0
2
3
0
6
2
1
2 a
Zr
e
·
a
Zr
a
Z
)
p
(
R
−
−
−
−
=
=
=
= , será cero para r=0
Para los orbitales 3p, 0
3
0
0
2
3
0 3
2
3
2
4
6
9
1
3 a
Zr
e
·
a
Zr
·
a
Zr
·
a
Z
)
p
(
R
−
−
−
−
−
−
−
−
=
=
=
= ,
será cero para r=0 y para r=6a0/Z
Los nodos angulares, 0
)
( , =
yóz
x
p
χ :
φ
θ
π
χ cos
4
3
)
(
2
1
sen
px
= →
0
cos
0
=
=
φ
θ
ó
sen
→
2
3
,
2
,
0
π
π
φ
π
θ
=
=
ó
Calcule los planos nodales para los otros dos casos.
Los orbitales px, py y pz presentan las mismas superficies de densidad de probabilidad, pero
con diferentes orientaciones. Son orbitales degenerados energéticamente, pero en presencia
de un campo magnético externo al átomo dependiendo cada una de las orientaciones se
producirán pequeñas diferencias de energía debidas al efecto del campo magnético externo.
Para conocer los puntos de máxima densidad de probabilidad de encontrar al electrón, es
decir, los valores máximos de
2
)
np
(
ψ , habrá que determinar los puntos en los que la parte
radial al cuadrado y la parte angular al cuadrado tengan valores máximos de forma
simultánea: Ejemplo para el orbital 2px :
2
2
2
2
2 )
p
(
·
)
p
(
R
)
p
( x
x χ
ψ = :
0
2
5
0
2
24
1
2 a
Zr
e
·
r
·
a
Z
)
p
(
R
−
−
−
−
=
=
=
= : Para calcular el/los valor/es de r para los que
2
2 )
p
(
R es
máxima, se obtienen los valores para los que su primera derivada se hace cero, y de esos
valores los que den un valor negativo en su segunda derivada serán máximos. Para el 2p
hay un único valor de r para los que
2
2 )
p
(
R es máxima, r=2a0/Z.
φ
θ
π
χ 2
2
2
4
3
·cos
sen
·
)
p
( x
= : Se realiza de forma análoga, mediante el cálculo de la
primera y segunda derivadas; en algunos casos, como en éste se puede obtener los máximos
mediante un razonamiento lógico.
2
)
p
( x
χ va a tomar valores máximos para los puntos que
tengan como coordenadas: θ=π/2 rad (plano xy) y φ=0, π rad (plano xz), esto es, los puntos
que se encuentren a la vez en el plano xy y en el plano xz, es decir, los puntos del eje x.
Por lo tanto,
2
2 )
p
( x
ψ será máximo para los puntos en el eje x y con un valor de r=2a0/Z.
Eje z
Plano yz (1 plano nodal)
8. Tema 3: Estructura atómica - 8 -
* Orbitales tipo d:
)
d
(
)·
d
(
R
)
d
(
)
d
(
)·
d
(
R
)
d
(
)
d
(
)·
d
(
R
)
d
(
)
d
(
)·
d
(
R
)
d
(
)
d
(
)·
d
(
R
)
d
(
xy
xy
y
x
y
x
yz
yz
xz
xz
z
z
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
χ
ψ
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
2
2
2
2
2
2
=
=
=
=
=
−
−
Como los orbitales p, los 5 orbitales 3d son
energéticamente degenerados, y están
orientados en el espacio porque dependen
de los ángulos, la parte angular no es
constante. Presentan un nodo radial (n-l): r=0
Tienen 2 nodos, o planos, angulares (l).
Es conveniente que se calculen y determinen
los planos nodales para cada orbital; así
como también determinar los puntos de máxima probabilidad de encontrar al electrón
(
2
3 )
d
(
ψ máxima).
3.3.- FUNCIÓN DE DISTRUBUCIÓN RADIAL.
Función de distribución radial: Es la probabilidad total de encontrar el electrón en un
elemento diferencial de capa esférica, es decir, a una
distancia del núcleo entre r y r+dr, es decir, dentro de
un diferencial de volumen esférico.
Se obtiene sumando la densidad de probabilidad para
todos los ángulos:
=1 =1
Así, la función de distribución radial es:
2
2
r
·
)
r
(
R
• La probabilidad de encontrar al electrón muy cerca del núcleo es pequeña, porque en esta
región r2
es pequeño.
• El máximo de las curvas de distribución radial corresponde a las distancias al núcleo en
que es más probable que se encuentre el electrón.
d
d
( ) ( ) ( ) ( )
∫ ∫ =
π π
φ
φ
Φ
θ
θ
θ
Θ
0
2
0
2
2
2
2
2
2
dr
r
R
r
dr
r
r
R
·
d
·
d
sen
9. Tema 3: Estructura atómica - 9 -
• La distancia del electrón al núcleo en el máximo
de las curvas de distribución radial en las que
sólo hay 1 máximo (1s, 2p, 3d, ...) es exactamente
igual al radio de la correspondiente órbita
calculada por la Teoría de Bohr (n2
a0/Z).
• En promedio, el electrón 2s se encuentra a más
distancia del núcleo que el 1s, por lo que va a
tener una mayor energía.
• La probabilidad total de encontrar al electrón
muy cerca del núcleo, para igual n, disminuye al
aumentar l. (Penetración en el núcleo).
3.4.- ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS.
La aplicación de la Mecánica Cuántica a los átomos polielectrónicos es un procedimiento
matemático muy complejo. Para un átomo con N electrones, su ecuación de Schrödinger
tendrá 3N coordenadas, además hay que tener en cuenta la atracción culómbica del núcleo
hacia todos y cada uno de los electrones, así como las repulsiones de cada electrón con todos
los restantes. Esto implica que la solución de la ecuación de Schrödinger para los átomos
polielectrónicos es inviable, por lo que es necesario el uso de modelos aproximados.
* Ejemplo: Átomo de helio; el sistema consta de 3 partículas: por el núcleo (carga +Ze) y
por dos electrones, e1 y e2, (carga -e).
La función de onda depende de 6 variables:
( ) ( )
2
2
2
1
1
1
2
2
2
1
1
1 ,
,
,
,
,
,
,
,
,
, φ
θ
φ
θ
ψ
ψ r
r
z
y
x
z
y
x =
La energía potencial se puede desglosar en 3 aportaciones:
• Atracción del e1 por el núcleo:
1
0
2
1 4 r
Ze
V
πε
−
=
• Atracción del e2 por el núcleo:
2
0
2
2 4 r
Ze
V
πε
−
=
• Repulsión entre los 2 electrones:
12
0
2
12 4 r
e
V
πε
+
=
12
0
2
2
0
2
1
0
2
12
2
1
4
4
4 r
e
r
Ze
r
Ze
V
V
V
V
πε
πε
πε
+
−
−
=
+
+
=
El hamiltoniano viene dado por el término de energía cinética de cada uno de los dos
electrones y por los tres términos desglosados de la energía potencial:
12
0
2
2
0
2
1
0
2
2
2
2
2
1
2
4
4
4
2
2 r
e
r
Ze
r
Ze
Ĥ
πε
πε
πε
µ
µ
+
−
−
∇
−
∇
−
=
h
h
+Ze
-e1
-e2
r1
r2
r12
+Ze
-e1
-e2
r1
r2
r12
10. Tema 3: Estructura atómica - 10 -
Si se pudiera ignorar V12 se podrían escribir dos ecuaciones de Schrödinger independientes,
una para cada electrón, y la energía del átomo de helio y su función de onda serían:
2
1
)
( E
E
He
E +
= 2
1·
)
( ψ
ψ
ψ =
He
Esto es un modelo de aproximación que se denomina aproximación orbital. En este modelo
se supone que las funciones de onda de un átomo polielectrónico, con N electrones, pueden
escribirse como el producto de N funciones de onda monoelectrónicas (de átomos
hidrogenoides), ya que se consideran a los N electrones independientes unos de otros. Es una
aproximación demasiado simple para calcular energías reales (ej: la energía así calculada
para el He es de –1.74·10-17
J, mientras que la experimental es de –1.26·10-17
J), ya que el
componente de energía potencial de repulsión entre electrones es cuantitativamente bastante
importante. Para evitar estas diferencias Slater introduce unos valores modificados de Z y n:
son los valores efectivos Z*
y n*
, variando las expresiones de la energía y de la parte radial de
las funciones de onda para hidrogenoides (para más detalles, ver “Introducción al enlace
químico” de S. Tolosa en el Tema 2, apartado 2.4).
La aproximación orbital tiene gran importancia porque nos permite describir la estructura
electrónica de un átomo de forma cualitativa con gran acierto, mediante la descripción de su
configuración, es decir, indicando los orbitales hidrogenoides ocupados por los electrones
pertenecientes al átomo. Por lo general, cuando se habla de la configuración electrónica de un
átomo, se hace referencia al estado de mínima energía (estado fundamental).
• Para un átomo en su estado fundamental los electrones tenderán a ocupar los orbitales,
estados, de menor energía que estén disponibles; es lo que se conoce como Principio de
“Building-Up” , de “Aufbau”, o de mínima energía.
• El número máximo de electrones que pueden ser descritos por un mismo orbital (igual ψ)
viene determinado por el Principio de exclusión de Pauli: “En un átomo no pueden
existir 2 electrones con idénticos valores para los cuatro números cuánticos (n, l, ml y
ms)”. Los electrones que ocupan el mismo orbital (igual ψ) pero presentan diferente valor
de ms se denominan electrones apareados.
• Mientras que para el átomo de hidrógeno los orbitales 2s y 2p tienen la misma energía,
para los átomos polielectrónicos no es así, siendo el orbital 2s de menor energía que el 2p;
la razón de este hecho está relacionada con el apantallamiento de la carga nuclear por
los otros electrones. Este apantallamiento es el resultado de la repulsión entre electrones
(componente V12 de la energía potencial). (Modificación de Slater )
En los átomos polielectrónicos, la energía de los orbitales de un mismo nivel energético
(igual n) viene determinada en “gran medida” por el carácter penetrante de los diferentes
11. Tema 3: Estructura atómica - 11 -
ns np nd
Funciones de
distribución radial
+ carácter penetrante -
- apantallamiento +
- energía del orbital +
ns np nd
Funciones de
distribución radial
+ carácter penetrante -
- apantallamiento +
- energía del orbital +
Orden de energía de los orbitales
para átomos neutros en función de Z
Z
+ Para Z=8 : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s …
+ Para Z=30 : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 5s …
Orden de energía de los orbitales
para átomos neutros en función de Z
Z
Orden de energía de los orbitales
para átomos neutros en función de Z
Orden de energía de los orbitales
para átomos neutros en función de Z
Z
+ Para Z=8 : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s …
+ Para Z=30 : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d < 4s < 4p < 5s …
tipos de orbitales. Por lo general, cuanto mayor sea el carácter penetrante de un orbital,
menor será el apantallamiento de la carga nuclear y, por tanto, menor la energía de ese
orbital. Vamos a comentar este hecho con un ejemplo, el átomo de litio (Z=3):
El átomo de Li tiene 2 electrones descritos por el orbital 1s, que se van a encontrar la
mayor parte del tiempo próximos al núcleo, como
se deduce de la función de distribución radial;
mientras que los electrones descritos por los
orbitales 2s y 2p están la mayor parte lejos del
núcleo. Para el átomo de Li, la presencia de los 2
electrones internos del orbital 1s, debido a las
repulsiones electrón-electrón, va a producir una
menor atracción neta del núcleo por el tercer
electrón situado en 2s ó 2p (carga nuclear
efectiva Zef). Como se observa de la función de
distribución radial, para el orbital 2s el electrón tiene un pequeño aumento de
probabilidad cerca del núcleo, lo que da lugar a que este electrón penetre más en la zona
de los electrones internos 1s que un electrón 2p. Esto da como resultado un
apantallamiento y una energía menores para un electrón 2s que un 2p en el caso de un
átomo de Li.
* En realidad, la naturaleza del apantallamiento
de la carga nuclear es más compleja y
depende del número de electrones existentes
en el átomo, por lo que el orden creciente de
energía de los orbitales hidrogenoides puede
variar de un tipo de átomo a otro, según su
número de electrones.
* De todas formas, para poder recordar el orden
creciente de energía de los orbitales para
muchos de los casos se puede describir una
regla nemotécnica conocida como regla n+l:
+ La energía aumenta cuanto mayor sea n + l.
+ Para el caso de orbitales con el mismo valor
de n+l, la energía será mayor cuanto mayor
sea el valor de n.
12. Tema 3: Estructura atómica - 12 -
* Regla de máxima multiplicidad de Hund:
“Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, éstos se disponen, en lo posible,
ocupando orbitales diferentes y con los spines desapareados”. Se aplica cuando se debe
decidir cómo ocupar orbitales degenerados.
* Otra regla nemotécnica: Cuando, siguiendo el “orden normal” de llenado, se dan
configuraciones (n-1)d4
ns2
ó (n-1)d9
ns2
la configuración de menor energía será (n-1)d5
ns1
ó (n-1)d10
ns1
.