TEORIA CUÁNTICA Y LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
3. El espectro de líneas del hidrógeno, que aún era un misterio para los físicos del siglo XIX, también se explicaba con la teoría cuántica. El modelo que desarrolló Bohr para el átomo de hidrógeno suponía que la energía de su único electrón está cuantizada, es decir, limitada a ciertos valores definidos de energía por un entero, el número cuántico principal. 4. El estado de energía más estable de un electrón es el estado fundamental. Se dice que un electrón que se encuentra en un nivel de energía superior al de su estado más estable está en un estado excitado. En el modelo de Bohr, un electrón emite un fotón cuando pasa de un estado de mayor energía (un estado excitado) a otro de menor energía (el estado fundamental u otro estado menos excitado). La liberación de cantidades específicas de energía en forma de fotones explica las líneas del espectro de emisión del hidrógeno. 5. De Broglie amplió la descripción de Einstein del comportamiento onda-partícula de la luz a toda la materia en movimiento. La longitud de onda de una partícula en movimiento, de masa m y velocidad u, se expresa con la ecuación A hlmu formulada por De BrogUe. 6. La ecuación de SchrOdinger describe los movimientos y energías de partículas subatómicas. Esta ecuación revolucionó la mecánica cuántica y abrió una nueva era para la física. 7. La ecuación de SchrOdinger expresa los posibles estados de energía del electrón de un átomo de hidrógeno y la probabilidad de hallarlo en cierta región alrededor del núcleo. Estos resultados son aplicables con una exactitud razonable a los átomos polielectrónicos. 8. Un orbital atómico es una función (t/!) que define la distribución de densidad electrónica (!fJ) en el espacio. Los orbitales se representan con diagramas de densidad electrónica o diagramas de contorno de superficie. 9. Cada electrón presente en un átomo se define por cuatro números cuánticos: el número cuántico principal n, que identifica la capa o nivel de energía principal del orbital, el número cuántico del momento angular que determina la forma del orbital; el número cuántico magnético me, que especifica la orientación del orbital en el espacio; y el número cuántico de espín electrónico m" que indica la dirección del espín del electrón en su propio eje. 10. El orbital individual s de cada nivel de energía es esférico y está centrado alrededor del núcleo. Cada uno de los tres orbitales p presentes en el nivel n = 2 y superiores tienen dos lóbulos; los pares de lóbulos forman ángulos rectos entre sí. A partir de n 3, hay cinco orbitales d, de formas y orientaciones complejas. 11. La energía del electrón del átomo de hidrógeno está determinada sólo por su número cuántico principal. En los átomos polielectrónicos, el número cuántico principal y el número cuántico de momento angular determinan la energía de un electrón. 12. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos (principio de exclusión de Pauli). l3. La distribución electrónica más estable en un subnivel es la que tiene el mayor número de espines paralelos (regla de Hund). Los átomos que tienen uno o más espines desapareados son paramagnéticos. Los átomos que tienen todos los electrones apareados son diamagnéticos. 14. El principio de Autbau es la guía para la construcción de los elementos. La tabla periódica Jos . clasifica según sus números atómicos y, por tanto, por las configuraciones electrónicas de sus átomos.
e,
Palabras clave Amplitud, p. 247 Átomo polielectrónico, p.265 Configuración electrónica, p.272 Cuanto, p. 250 Densidad electrónica, p. 264 Diagrama de contorno de superficie, p. 268 Diamagnético, p. 273 Efecto fotoeléctrico, p. 250
Espectro de emisión, p. 252 Espectro de líneas, p. 252 Estado fundamental, p. 254 Fotón, p. 251 Frecuencia (v), p. 246 Longitud de onda (A), p. 246 Metales de transición, p. 278 Nivel (o estado) excitado, p.254 Nivel (o estado) fundamental, p. 254
Nodo,p.258 Núcleo de gas noble, p. 278 Números cuánticos, p. 265 Onda electromagnética, p.248 Onda, p. 246 Orbital atómico, p. 264 Paramagnético, p. 273 Principio de Autbau, p. 277 Principio de exclusión de Pauli, p. 272
Principio de incertidumbre de Heisenberg, p. 263 Radiación electromagnética, p.248 Regla de Hund, p. 275 Serie de las tierras raras, p. 280 Serie de los actínidos, p. 280 Serie de los lantánidos (o de las tierras raras), p. 280