Fundamentos de Ondas, Espectros Atómicos y Mecánica Cuántica

Ondas y sus Propiedades

• Longitud de onda (λ): Distancia entre dos puntos consecutivos que se encuentran en el mismo estado de perturbación. En el SI se mide en metros (m).
• Frecuencia (f ó ν): Número de perturbaciones iguales que pasan por un punto en la unidad de tiempo. En el SI se mide en hertzios (Hz) o ciclos por segundo (ciclos/s ó s^-1).
• Periodo (T): Tiempo que transcurre entre dos perturbaciones iguales que pasan por un punto. En el SI se mide en segundos (s). El periodo es el inverso de la frecuencia: T = 1/f.
• Velocidad de propagación (v ó c): Distancia que recorre la perturbación en la unidad de tiempo. En el SI se mide en metros por segundo (m/s ó m s^-1).

Espectros Atómicos

• Espectros de absorción: Aparecen cuando un conjunto de átomos absorben radiación procedente de una fuente luminosa o calorífica.
• Espectros de emisión: Aparecen cuando un conjunto de átomos emiten o desprenden radiación pues tienen exceso de energía.

Dualidad Onda-Partícula

En el año 1924, el científico francés Louis de Broglie (1892-1977) establece que cualquier partícula tiene una doble naturaleza: ondulatoria y corpuscular. Es decir, un objeto de masa “m” que se desplaza a una cierta velocidad “v” lleva asociada una onda cuya longitud de onda es λ.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Werner Heisenberg, en 1927, establece que es imposible conocer con exactitud y de manera simultánea la posición y la velocidad de una partícula. Esto es, si se conoce con exactitud la posición de una partícula, es imposible determinar con exactitud su velocidad, y viceversa. Esto es consecuencia de que al medir cualquier magnitud estamos alterando el objeto que medimos; esta perturbación es despreciable en el ámbito macroscópico, no así en el microscópico.

Modelo Mecánico-Cuántico del Átomo

El modelo mecánico-cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero que no se pueden saber con total exactitud. La zona del espacio donde la probabilidad de hallar al electrón es máxima (mayor del 90%), se la denomina orbital.

Reglas de Configuración Electrónica

• Principio de exclusión de Pauli: En un átomo no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto es, en cada orbital caben como máximo 2 electrones, con espines opuestos. En cada orbital s existirán como máximo 2 electrones; en los 3 orbitales p, 6; en los 5 orbitales d, 10; y en los 7 orbitales f, 14.
• Principio de construcción o “aufbau” (orden de energía creciente): Esta regla y la siguiente constituyen el principio de construcción o de aufbau. Los orbitales se van “llenando” en orden creciente de energía. La energía de los subniveles atómicos depende de n y l: tiene menor energía el orbital con un valor n + l más bajo; a igualdad de n + l, tiene menor energía el orbital con un n más bajo.
• Regla de máxima multiplicidad de Hund: Los electrones situados en orbitales de la misma energía (o en el mismo nivel energético) tienden a situarse lo más desapareados (o separados) que sea posible. Es decir, al ocupar orbitales con el mismo valor de l pero distinto valor de m, los electrones ocupan el mayor número de orbitales con distinto valor de m.