2.2 Configuración electronica Flashcards
Espectro electromagnético
Un espectro de longitudes de onda que comprende los diversos tipos de radiación electromagnética.
Relación entre energía, longitud de onda y frecuencia
a) La energía es inversamente proporcional a la longitud de onda.
b) La energía es proporcional a la frecuencia.
Radiación electromagnética
Una forma de energía que se propaga a través del espacio a la velocidad de la luz en forma de fotones.
Espectro continuo
Radiación que abarca todas las frecuencias/longitudes de onda de la luz presente.
Espectro de líneas
Radiación que emite solo ciertas frecuencias/longitudes de onda de luz presente.
Cuantización
La radiación electromagnética viene en paquetes discretos.
Ecuación de energía
E = hv = hc / λ
Transición electrónica en niveles de energía
a) El electrón puede moverse a un nivel de energía superior mediante la absorción de un fotón.
b) El electrón puede moverse desde un estado excitado a un nivel de energía inferior mediante la emisión de un fotón.
Espectro de líneas del hidrógeno
Líneas discretas que convergen en energías más altas y forman un continuo.
Ionización en el espectro de líneas
Más allá del límite de convergencia, el electrón puede tener cualquier energía y ya no está en el átomo.
Series de líneas en el espectro de emisión de hidrógeno
a) Serie de Balmer
b) Serie de Lyman
c) Serie de Paschen
Serie de Balmer
a) Región visible
b) Transiciones electrónicas desde niveles de energía superiores hacia el nivel de energía n = 2.
Serie de Lyman
a) Región ultravioleta
b) Transiciones electrónicas desde niveles de energía superiores hacia el nivel de energía n = 1.
Serie de Paschen
a) Región infrarroja
b) Transiciones electrónicas desde niveles de energía superiores hacia el nivel de energía n = 3.
Espectro de emisión
Espectro de frecuencias de la radiación electromagnética emitida debido a que un átomo hace una transición de un estado de alta energía a un estado de energía más bajo.
¿Cómo se forma un espectro de emisión?
a) Al pasar una descarga eléctrica a través de un gas, un electrón es promovido a un nivel de energía superior (capa).
b) El electrón es inestable en este nivel superior y caerá a un nivel de energía más bajo, liberando energía extra en forma de luz fotónica.
Capa electrónica (n = 1,2,3)
a) Nivel principal de energía
b) Puede contener un máximo de 2n^2 electrones.
Subniveles (s < p < d < f)
Cada subnivel tiene un número específico de orbitales.
Orbital atómico
a) Región en el espacio donde hay una alta probabilidad de encontrar un electrón.
b) Puede contener un máximo de dos electrones de signo opuesto.
Organización electrónica
Muestra el número de electrones en cada capa u órbita.
Principio de Aufbau
Los electrones llenan subniveles desde el nivel de energía más bajo hacia arriba.
Razones para retirar electrones del 4s antes que de los niveles 3d en elementos del bloque 3d
Los orbitales 3d son más compactos que los orbitales 4s y, por lo tanto, los electrones que entran en los orbitales 3d experimentarán una repulsión mutua mucho mayor.
Principio de exclusión de Pauli
Cualquier orbital puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos.
Regla de Hund sobre la máxima multiplicidad
Cuando se llenan orbitales degenerados, los electrones llenan todos los orbitales de manera individual antes de ocuparlos en pares para minimizar la repulsión.
Excepciones en Cr y Cu
Tener el número máximo de espines electrónicos iguales en un conjunto de orbitales degenerados produce una situación de menor energía (más estable).
