Saltar al contenido principal
[ "article:topic-guide", "showtoc:no" ]
LibreTexts Español

6: Estructura electrónica de los átomos

  • Page ID
    1933
  • Template:MapBrown

    En este capítulo se explica un tema central en la química: el modo en que se ordenan los electrones en un átomo. A su vez, descubrirá cómo la forma de la tabla periódica refleja las disposiciones electrónicas de los elementos, y en consecuencia, permite comprender sus propiedades. Finalizado el capítulo, conocerás lo suficiente acerca de estructura electrónica de átomos para explicar qué causa los colores característicos de los letreros de neón, cómo se crean los rayos láser y por qué las piedras preciosas y los fuegos artificiales tienen colores tan brillantes. En capítulos posteriores, se profundiza los conceptos aquí presentados para explicar por qué el único compuesto formado por sodio y cloro es \(\ce{NaCl}\), un compuesto iónico, mientras que el neón y el argón no forman compuestos estables, y por qué el carbono y el hidrógeno se combinan para formar casi un sinfín de compuestos covalentes, como \(\ce{CH4}\), \(\ce{C2H2}\), \(\ce{C2H4}\) y \(\ce{C2H6}\). Descubrirás que saber cómo usar la tabla periódica es la habilidad más importante que puede adquirir para comprender la increíble diversidad química de los elementos.

    • 6.1: La naturaleza ondulatoria de la luz
      Comprender la estructura electrónica de átomos requiere comprender las propiedades de ondas. Una onda es una oscilación periódica a través de la cual se transmite energía por el espacio. Todas las ondas son periódicas, repitiéndose regularmente tanto en el espacio como en el tiempo. Las ondas se caracterizan por diversas propiedades interrelacionadas.
    • 6.2: Energía cuantizada y fotones
      La radiación de cuerpo negro es la radiación emitida por objetos a elevada temperatura. No puede explicase en terminos de física clásica. Max Planck postuló que la energía estaba cuantizada y podía ser emitida o absorbida solo en múltiplos enteros de cierta unidad, el cuanto. La energía de un cuanto es proporcional a la frecuencia de la radiación. Albert Einstein utilizó la cuantización de la energpia para explicar el efecto fotoeléctrico.
    • 6.3: Espectro de líneas y Modelo de Bohr
      There is an intimate connection between the atomic structure of an atom and its spectral characteristics. Most light is polychromatic and contains light of many wavelengths. Light that has only a single wavelength is monochromatic and is produced by devices called lasers, which use transitions between two atomic energy levels to produce light in a very narrow range of wavelengths. Atoms can also absorb light of certain energies, resulting in a transition from the ground state or a lower-energy e
    • 6.4: Comportamiento ondulatorio de la materia
      Un electron posee a la vez propiedades de particula y de onda. Louis de Broglie mostro que la longitud de onda de una particula es igual a la constante de Planck dividida por su masa, y multiplicada por la velocidad de la particula. En las orbitas circulares de Bohr, un electron puede describirse como una onda estacionaria, una que no se desplaza por el espacio. El principio de incerteza de Heisenberg establece que es imposible conocer a la vez la posicion y la velocidad de particulas que exhibe
    • 6.5: Quantum Mechanics and Atomic Orbitals
      There is a relationship between the motions of electrons in atoms and molecules and their energies that is described by quantum mechanics. Because of wave–particle duality, scientists must deal with the probability of an electron being at a particular point in space. To do so required the development of quantum mechanics, which uses wavefunctions to describe the mathematical relationship between the motion of electrons in atoms and molecules and their energies.
    • 6.6: 3D Representation of Orbitals
      Orbitals with l = 0 are s orbitals and are spherically symmetrical, with the greatest probability of finding the electron occurring at the nucleus. Orbitals with values of n > 1 and l = 0 contain one or more nodes. Orbitals with l = 1 are p orbitals and contain a nodal plane that includes the nucleus, giving rise to a dumbbell shape. Orbitals with l = 2 are d orbitals and have more complex shapes with at least two nodal surfaces. l = 3 orbitals are f orbitals, which are still more complex.
    • 6.7: Many-Electron Atoms
      In addition to the three quantum numbers (n, l, ml) dictated by quantum mechanics, a fourth quantum number is required to explain certain properties of atoms. This is the electron spin quantum number (ms), which can have values of +½ or −½ for any electron, corresponding to the two possible orientations of an electron in a magnetic field. This is important for chemistry because the Pauli exclusion principle implies that no orbital can contain more than two electrons (with opposite spin).
    • 6.8: Electron Configurations
      Based on the Pauli principle and a knowledge of orbital energies obtained using hydrogen-like orbitals, it is possible to construct the periodic table by filling up the available orbitals beginning with the lowest-energy orbitals (the aufbau principle), which gives rise to a particular arrangement of electrons for each element (its electron configuration). Hund’s rule says that the lowest-energy arrangement of electrons is the one that places them in degenerate orbitals with parallel spins.
    • 6.9: Electron Configurations and the Periodic Table
      The arrangement of atoms in the periodic table results in blocks corresponding to filling of the ns, np, nd, and nf orbitals to produce the distinctive chemical properties of the elements in the s block, p block, d block, and f block, respectively.
    • 6.E: Electronic Structure of Atoms (Exercises)
      These are homework exercises to accompany the Textmap created for "Chemistry: The Central Science" by Brown et al.
    • 6.S: Electronic Structure of Atoms (Summary)
      This is the summary Module for the chapter "Electronic Structure of Atoms" in the Brown et al. General Chemistry Textmap.

    Thumbnail: Electron shell diagram for Sodium, the 19th element in the periodic table of elements. Image used with permission (CC BY-SA; 2.5; Pumbaa)