sábado, 23 de abril de 2011

Unidad III. Enlace Químico

Mientras que solo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más sustancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas sustancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y fisicamente único y diferente de sus átomos originarios. Ejemplo, el elemento sodio es un metal color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue udado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando esto químicos se enlazan, estas dos peligrosas sustancias forman un compuesto tan inofensivo que lo comemos todos los dias- las sal de mesa común.

En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interractuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenian ocho electrones en su envoltura de valencia. El Sugirió que los átomos con menos de ocho electrones de valencia se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia. Los trabajos de Lewis establecieron las bases de los que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos.

Enlace Químico: se refiere a las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos.

Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.
Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes", mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como "débiles".

Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio relativamente fija. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos.

En un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de uno átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en iones de carga positiva o negativa.

miércoles, 20 de abril de 2011

Notas 001 parcial

19426558 4
23437086 4
21535966 3
21264549 4
22740086 3
24347518 2
23435360 3
18570251 9
21154040 3
22514217 3
21018388 6
17031923 3
22918254 2
22208275 3
22011417 3
20696984 2
18532321 4
23817160 4
18060116 4
22408710 3
22214025 3
22212328 8
84392681 1
22519344 2
21114370 4
22204386 2
24444118 6
22514300 3
18049123 5
17032951 3
19525083 4
18867044 3
18475153 4
24704840 2
20161001 1
17991168 3
19455341 4
22067691 4
18999087 2
21021661 4
22414260 4
19525018 3
23108172 8
19021697 3

Seguire publicando los totales, editando este mismo archivo, entre los errores cometidos estan: los despejes, la nomenclatura de las formulas ya que no se pueden colocar la simbologia que a ustedes les parezca, muchos no realizaron la parte II, entre otros....

domingo, 10 de abril de 2011

Recuerden

Repasar todo lo visto.

GUIA UNIDAD II. PARTE FINAL

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Se define como la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo o de un catión. En la medida que un electrón se encuentre fuertemente unido al núcleo, el energía de ionización será mayor. En este sentido, una de las primeras relaciones que se pueden hacer es con respecto al radio atómico. En la medida que el átomo presenta mayor radio atómico, menor será la fuerza que los une; y, por lo tanto, menor será la energía de ionización.


Un átomo puede perder varios electrones pero lo hace de uno en uno. La energía necesaria para que un átomo pierda su primer electrón se denomina primera energía de ionización. Para perder el segundo electrón se debe aplicar la segunda energía de ionización y así sucesivamente.
Al comparar las diferentes energías de ionización para un mismo átomo se tiene que la primera es siempre menor que la segunda, ya que en esta se parte de un catión que como vimos anteriormente posee mayor carga nuclear efectiva que el átomo neutro. Al ser la carga nuclear efectiva mayor la energía de ionización también es mayor.
X – 1e- X1+ I Energía de ionización
X1+ - 1e- X2+ II Energía de ionización
Esto explica también por qué la tercera energía de ionización es mayor que la segunda y así sucesivamente.
En resumen, las energías de ionización están relacionadas con el tamaño atómico: A mayor radio, menor energía de ionización.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica es la energía que se absorbe o se libera cuando un átomo acepta un electrón y se convierte en un anión. Esta energía tiene valores positivos cuando la energía es absorbida, o negativos cuando es liberada.
Para elementos de un mismo periodo la afinidad electrónica depende de la carga nuclear efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor afinidad electrónica.
ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es la fuerza con la que el núcleo de un átomo atrae al par de electrones de un enlace covalente.
Para elementos de un mismo periodo la electronegatividad depende de la carga nuclear efectiva, la cual depende principalmente de la carga nuclear ya que la variación del efecto de pantalla se desprecia. A mayor carga nuclear mayor carga nuclear efectiva y mayor electronegatividad.

En conclusión:

A mayor carga nuclear efectiva (para elementos de un mismo perÍodo): menor radio, mayor energía de ionización, mayor afinidad electrónica
mayor electronegatividad
________________________________________________________________________________


A mayor efecto pantalla (para elementos de un mismo grupo):mayor radio, menor primera energía de ionización, menor afinidad electrónica, menor electronegatividad

_________________________________________________________________________________
NÚMEROS DE OXIDACIÓN.
Los números de oxidación corresponden a los electrones que un átomo acepta o libera durante una reacción química para lograr una estructura electrónica estable.
_________________________________________________________________________

jueves, 7 de abril de 2011

TODAVIA FALTA

POR MOTIVOS AJENOS A MI VOLUNTAD SOLO HE PODIDO COLOCAR ESTA PARTE PERO TODAVIA FALTA

GUIA UNIDAD II CONTINUACION

PROPIEDADES PERIODICAS.
Son propiedades químicas de los elementos que dependen fundamentalmente de la carga nuclear efectiva ( Zefect.). La carga nuclear efectiva es la fuerza con la que el núcleo atrae a los electrones externos. La carga nuclear efectiva depende de la carga nuclear ( Z ) y el efecto de pantalla (σ ).
La carga nuclear es igual al número atómico o sea al número de protones en el núcleo del átomo del elemento. El efecto de pantalla depende de los electrones, de tal forma que a mayor número de electrones mayor es el efecto de pantalla.
La forma de calcular la carga nuclear efectiva es utilizando la siguiente fórmula:
Z efect.= Z- σ
Para poder explicar cómo varían las propiedades periódicas de los elementos es importante saber cómo varía la carga nuclear efectiva. Para ello los elementos se estudian en períodos y en grupos separadamente.
Analicemos qué sucede con la carga nuclear efectiva en elementos que pertenecen a un mismo período. Para ello utilizaremos al Li y al Ne elementos del segundo período

Li Ne variación
Carga nuclear (Z) 3 10 7
Efecto de pantalla (σ) 1,72 4,24 2,52

Como se puede observar la variación de la carga nuclear es más del doble que la del efecto de pantalla. Por eso decimos que para analizar la carga nuclear efectiva en elementos que pertenecen a un mismo periodo se desprecia la variación del efecto de pantalla y le damos importancia a la variación de la carga nuclear. De tal forma que al aumentar la carga nuclear aumenta también la carga nuclear efectiva.
Analicemos ahora lo que sucede con elementos de un mismo grupo. Para ello utilizaremos al He y al Ba elementos del grupo II.
He Ba variación
Carga nuclear (Z) 2 56 54
Efecto de pantalla(σ) 0,31 48,42 48,11

En este caso podemos observar que la variación de la carga nuclear y el efecto de pantalla son similares, de tal forma que los valores de la carga nuclear efectiva de los elementos de un mismo grupo no aumentan significativamente. Por esta razón despreciamos los valores de carga nuclear efectiva y le damos importancia a la variación del efecto de pantalla.
ESPECIES ISOELECTRÓNICAS
Las especies isoelectrónicas son aquellas que poseen el mismo número de electrones y por lo tanto el mismo efecto de pantalla.

Por ejemplo, un orden de carga nuclear efectiva entre especies isoelectrónicas es:

Ca2+> K1+ > Ar > Cl1- > S2-
Mayor menor

RADIO ATÓMICO

Se define como radio atómico la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales cuando se encuentran uno al lado del otro (estado sólido)
Al ir de izquierda a derecha atravesando un período de la Tabla Periódica, se observa una disminución del radio atómico de los elementos representativos, en forma regular a medida que se le agregan electrones a determinado nivel de energía.

Al descender por un grupo en la Tabla Periódica, se observa que los radios atómicos aumentan cuando se añaden más electrones a los niveles de mayor energía.
Así el radio atómico del 83Bi es mayor que el del 6C.

EL RADIO ATOMICO DECRECE AL DESPLAZRNOS HACIA LA DERECHA DENTRO DE UN MISMO PERIODO.

RADIO IONICO

Es el radio de un anión o un catión. Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta, dado que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión resultante de la adición de electrón (es) extiende el dominio de la nube electrónica. El catión es más pequeño que su átomo neutro, dado que al quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón-electrón y se contrae la nube electrónica.

lunes, 4 de abril de 2011

APRENDA MAS

EFECTO PANTALLA:(del inglés Shielding o Screening) es una barrera de electrones de un mismo nivel, los cuales ejercen fuerzas de repulsión sobre electrones de mayor nivel, disminuyendo así la probabilidad de encontrar estos electrones en niveles inferiores. Cada nivel produce efecto de pantalla; a mayor número de electrones mayor es el efecto de pantalla. En física atómica, el efecto pantalla sobre los electrones más externos de un átomo se describe como la atenuación de la fuerza atractiva neta sobre el electrón, debido a la presencia de otros electrones en capas inferiores y del mismo nivel energético.

CARGA NUCLEAR EFECTIVA
En los átomos polielectrónicos, los protones que se encuentran en el núcleo no ejercen la misma fuerza de atracción sobre todos los electrones por igual. Esto se debe a los efectos pantalla que causan los electrones más cercanos al núcleo sobre los que se encuentran más alejados.

CUERPO NEGRO
Es un objeto teórico o ideal que absorbe toda la luz y toda la energía radiante que incide sobre él. Nada de la radiación incidente se refleja o pasa a través del cuerpo negro. A pesar de su nombre, el cuerpo negro emite luz y constituye un modelo ideal físico para el estudio de la emisión de radiación electromagnética. El nombre Cuerpo negro fue introducido por Gustav Kirchhoff en 1862. La luz emitida por un cuerpo negro se denomina radiación de cuerpo negro.

ONDA ELECTROMAGNETICA
Es la forma de propagación de la radiación electromagnética a través del espacio. A diferencia de las ondas mecánicas, las ondas electromagnéticas no necesitan de un medio material para propagarse; es decir, pueden desplazarse por el vacío.

ONDAS LUMINOSAS
Son ondas electromagnéticas cuya frecuencia está dentro del rango de la luz visible.

ESPECTRO ELECTOMAGNETICO
Se denomina así a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión) o absorbe (espectro de absorción) una sustancia.

DUALIDAD ONDA-PARTICULA
es un “concepto de la mecánica cuántica según el cual no hay diferencias fundamentales entre partículas y ondas: las partículas pueden comportarse como ondas y viceversa”. (Stephen Hawking, 2001)

PARTICULA SUBATOMICA
Es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser una partícula elemental o una compuesta. Ejemplos de partículas subatómicas son las que constituyen los átomos: protones, electrones y neutrones.

CORPUSCULO
Partícula subatómica.

sábado, 2 de abril de 2011

CONSIDERANDO

EN VIRTUD DE TODO LO QUE TIENEN QUE HACER, DEJAREMOS LOS VIDEOS PARA OTRA OPORTUNIDAD. FELIZ FIN DE SEMANA

GUIA UNIDAD II

Tabla periódica moderna
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Este sistema periódico actual se debe a Werner y Paneth y consta de 18 columnas, de metales y no metales organizadas en grupos, subgrupos y períodos.
Los elementos se encuentran ordenados en una tabla periódica en orden ascendente del número atómico tomando en cuenta la ley periódica que dice que cada cierto número de elementos las propiedades periódicas se repiten. Los elementos se ordenan en periodos, en forma horizontal, y en grupos en forma vertical allí se ordenan los 118 elementos conocidos en la actualidad.
Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas y físicas similares. Esto se debe a que tienen la misma estructura electrónica terminal.
Los elementos se dividen en tres grandes grupos que son: Representativos, transición y tierras raras. Esta clasificación depende de la posición del electrón diferenciante de cada elemento. Los elementos representativos poseen su electrón diferenciante en los subniveles s y p, los de transición en d y las tierras raras en f
Existen grupos de tres elementos que repiten sus propiedades en forma horizontal. Estos elementos se denominan triadas y son elementos de transición. Las triadas son Fe, Co y Ni ; Ru, Rh y Pd; Os ,Ir y Pt.
Además los elementos se clasifican como metales y no-metales. Esta clasificación se denota en la tabla periódica con una línea punteada. Los metales son todos elementos sólidos con excepción del mercurio que es líquido. Los no-metales existen en los tres estados de agregación siendo el bromo un líquido. Los elementos a ambos lados de la línea punteada se denominan metaloides ya que poseen propiedades de metales y no-metales, como por ejemplo el Al , Si, Ge y As.
GRUPOS O FAMILIAS.- Los grupos se representan con las letras A y B, siendo el grupo A, el de los llamados representativos y el grupo B el de los elementos metálicos de transición.

GRUPO I A: Llamado de los metales alcalinos. (Na, K, Rb, Cs, Fr)
• Son elementos de color blanco como la plata, blandos y ligeros, se funden a bajas temperaturas, ocasionan quemaduras al tocarlos y reaccionan con el aire, además no se encuentran libres en la naturaleza.
• Son llamados alcalinos por su reacción con el agua formando bases.
• Son agentes reductores fuertes.
• Presentan un e- en su último nivel de energía.

GRUPO II A: Llamados metales alcalino - térreos. (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
• Entran en la composición de las rocas corrientes, todos sus isótopos son radioactivos.
• Todos se pueden separar por electrólisis de sus sales fundidas.
• El berilio es utilizado en la fabricación de transmisiones, muelles y otras partes de maquinaria.

GRUPO III y IV A: Grupos del Boro (B, Al, Ga, In, Ti) y del Carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb).

• Poseen elementos metálicos y No metálicos.
• Presentan tres y cuatro e- en su último nivel de energía.


GRUPO V y VI A: Nitrogenoides (N, P, As, Sb, Bi) y Anfígenos (O, S, Se, Te, Po)
• Los elementos sólidos y gaseosos existen en la naturaleza en más de una forma .
• Presenta 5 o 6 e- en su último nivel de energía.

GRUPO VII A: Halógenos. (F, Cl, Br, I, At)
• Tienen siete e- en su último nivel de energía, el término halógeno significa que producen sales.

GRUPO VIII A ó grupo cero. Gases nobles o inertes. (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

METALES DE TRANSICIÓN
Los metales de transición (subgrupos) se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra B en la mayoría de las tablas.
En general los metales de transición tienen propiedades bastante similares. Estos metales son menos reactivos que los metales alcalinos y alcalino-térreos.


METALES DE TRANSICIÓN
Los metales de transición (subgrupos) se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra B en la mayoría de las tablas.
En general los metales de transición tienen propiedades bastante similares. Estos metales son menos reactivos que los metales alcalinos y alcalino-térreos.


PERÍODOS
Las filas horizontales corresponden a los denominados períodos.
1er Período está formado por H y He (2 elementos)
2do Período Li, Be, B, C, N, O, F, Ne (8 elementos)
3er Período Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar (8 elementos)
4to Período K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr (18 elementos)
5to Período Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe (18 elementos)
6to Período Cs, Ba, La(*), Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Ti, Pb, Bi, Po, At, Rn (32 elementos)
(*)Lantánidos:
7mo Período está incompleto ya que podría tener hasta 32 elementos pero hasta el momento aparecen identificados 17, la mayor parte de ellos de síntesis artificial. En todo caso allí se van añadiendo los últimos elementos descubiertos.

Reglas para ubicar el elemento químico en la Tabla Periódica.
• El período se asignará siempre de acuerdo al número cuántico principal más elevado que presente la distribución electrónica.
• Si en la penúltima capa hay 2 u 8 electrones, el elemento pertenecerá a la serie A, y el grupo será numéricamente igual a la cantidad de electrones que se encuentran en la última capa.
• En el caso de tener 18 electrones en la penúltima y 1 ó 2 en la última capa, pertenecerá a la serie B y el grupo será 1 ó 2 de acuerdo a la cantidad de electrones presentes en la última.
• En el caso de tener 18 electrones en la penúltima y más de 2 en la última capa, será la serie A, y el grupo se asignará de acuerdo a la cantidad de electrones que tenga en la última.
• Si en la penúltima capa tiene más de 8 pero menos de 18, pertenecerá a la serie B; el grupo será igual al número de electrones contenidos en el último orbital “d” y “s”, al grupo 8 pertenecerán los elementos que contengan 8, 9 ó 10 electrones.
• En el caso de contener el orbital “f” lleno o semilleno pertenecerá a la serie B, al grupo de elementos de transición interna.


ESTA ES LA PARTE UNO DE LA GUIA RECUERDE COMPLEMENTAR LA INFORMACION.

PARA INTERVENIR

RESPONDER
1. El inicio del descubrimiento del átomo fue por:
2. ¿Qué se conoce como electricidad estática?
3. La palabra átomo significa:
4. Alessandro Volta, fue el descubridor de:
5. En 1803, ¿Qué postuló John Dalton, con respecto el átomo?
6. Dalton formulo la ley:
7. La ley de conservación de la masa postulada por Dalton plantea:
8. La ley de proporciones definidas postulada por Dalton plantea:
9. La ley de las propiedades múltiples postulada por Dalton plantea:
10. Amadeo Avogadro en 1811, formula la ley de Avogadro que dice:
11. En 1833, Michael Faraday enuncia la ley de:
12. Michael Faraday midió las propiedades de una partícula con carga negativa muy ligera que llamo:
13. ¿A qué se denominan espectros átomicos y quienes los descubren?
14. En 1897, Joseph Thomson, ¿Cuál modelo átomico propuso y qué representaban las cargas positivas y negativas?
15. En 1911, Ernest Rutehrford ¿qué identificó?
16. ¿Cuál fue la teoría átomica de Ernest Rutehrford?
18. ¿Qué formulo Niels Bohr en 1913?
19. Las propiedades de onda de los electrones fue propuesta por:
20. ¿Cuál fue el modelo atómico propuesto por Edwin Schröndinger y que se mantiene hasta nuestros días?
21. ¿Quién descubre el neutrón?
22. El átomo esta compuesto por:
23. El protón es una partícula de carga:
24. El neutrón es un partícula de carga:
25. El electrón es un partícula de carga:

EJERC ICIO 1

ESTOS EJECICIOS SON PARA REALIZARLOS EN CLASE
Calculo de frecuencia y longitud de onda
1. ¿Cuál es la frecuencia de la luz que tiene una longitud de onda de 5 * 10E5 A (angstrom)?
2. Calcular la longitud de onda de la luz que tiene una frecuencia de 2 * 10E15 segE-1.
3. Calcular la longitud de onda para cada caso:
a) v = 3 * 10E18 segE-1
b) v = 6 * 10E14 seg E-1
c) v = 1,5 * 10E15 seg E-1
Calculo de Energía, longitud de onda utlilizando la ecuación de Planck.
1. ¿Cuál es la frecuencia y la longitud de onda de un fotón cuya energía es de 16,3 * 10 E-12 erg.?
1er paso calcular la frecuencia por la ecuación E=h*v
2do paso Calcular utilizando la ecuación de los primeros ejercicios, de longitud de onda.
3. Con los siguientes datos de longitudes de onda calcular la energia asociada al fotón en cada caso.
Espectro de luz blanca:
a) Violeta 4100 A
b) Azul 4700 A
c) Verde 5200 A
d) Amarillo 6200 A
c) Rojo 7100 A

Nota: Debe convertir A a cm.

4. ¿Cuál es la frecuencia y la longitud de onda de una radiación con una energía de 5 * 10E-13 erg?
5. ¿Cuál es la longitud de onda asocIada a un fotón de rAyos X, que tiene una longitud de onda de 10E2 A?

LECTURA PARTE II

EFECTO FOTOELÉCTRICO
Formación y liberación de partículas eléctricamente cargadas que se produce en la materia cuando es irradiada con luz u otra radiación electromagnética.
ESPECTROS DE EMISIÓN
Una forma familiar de esta radiación es la luz, que emite un elemento que se conoce como espectro. El instrumento que se utiliza en espectroscopia, llamado espectroscopio, separa la luz en sus longitudes de onda componentes. Entonces, las diferentes longitudes de onda se enfocan como líneas sobre una pantalla o película. Se ha establecido, que cada elemento absorbe y emite, únicamente ciertas longitudes de onda.
PRINCIPIO O TEORÍA DE LA DUALIDAD
El físico francés Louis de Broglie en 1924, considero, que la luz no solo es un efecto corpuscular sino también ondulatorio. La dualidad onda-corpúsculo es la posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. La teoría de la dualidad de la materia considera que la materia tiene un comportamiento corpúsculo-onda ó partícula-onda.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
El físico alemán Werner Heisenberg en 1926, expreso que es imposible conocer con presión y simultáneamente la posición y velocidad del electrón, ya que al determinar la velocidad se altera el valor real de su posición.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
En un órbital existen como máximo dos electrones, debido a que no pueden existir, en un átomo, dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.
PRINCIPIO DE AUFBAU Ó DE CONSTRUCCIÓN ESTABLE
Los electrones buscan un lugar entrando en el átomo, en los distintos orbitales de energía, ocupando primero los de menor energía.
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l), Ni puede existir apareamiento electrónico en orbítales iguales, mientras no exista un electrón por lo menos en cada orientación.
INVESTIGAR
1. QUE ES ESPECTRO?
2. CUERPO NEGRO
3.CORPUSCULO

LECTURA PARTE I

BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORÍA CUÁNTICA APLICADA A LA ESTRUCTURA ATÓMICA
¿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. Como resultado del trabajo teórico y experimental, se ha llegado a desarrollar una representación de la estructura atómica, que explica en forma satisfactoria los fenómenos químicos. Más que describir al electrón como si se encontrase en un orbital perfectamente definido, la nueva teoría cuántica sugiere que existen en regiones que se conocen como capas. Cada capa tiene la capacidad para contener a mas de un electrón, aun cuando existe un limite superior, dependiendo de la capa que sé este considerando. A diferencia de la orbita, una capa tiene una ubicación menos definida alrededor del núcleo.
CUERPO NEGRO Y TEORÍA DE PLANCK
El físico alemán Max Karl Ernst Ludwig Planck en 1900, dice que la interacción entre la materia y la radiación, no se verifica de manera continua, sino por pequeñas pulsadas llamados cuantos (radiaciones electromagnéticas emitidas en unidades discretas de energía), como resultado de los estudios de la radiación del cuerpo negro (cuerpo o superficie ideal, que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna). Planck diseño una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud, para demostrar que no todas las formas de radiación electromagnética estaban constituidas por ondas, después, dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula. Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en cuantos cuya energía es E, donde ð es la frecuencia de la radiación y h es el `cuanto de acción', ahora conocido como constante de Planck. Según Planck, la energía de un “cuanto de luz” (fotón), es igual a la frecuencia de la luz multiplicada por una constante. La primera medida fiable de la constante de Planck (1916) se debió al físico estadounidense Robert Millikan. El valor actualmente aceptado es h = 6,626 × 10-34 julios•segundo.

Bienvenidos alumnos I-2011

AQUI ENCONTRARA ALGUNAS ACTIVIDADES INTERESANTES PARA QUE COMPLEMENTE UN POCO LO VISTO EN CLASE ESPERO SEA DE SU TOTAL AGRADO