electrones en los

1
electrones en los átomos
2
modelo rutherford
3
la naturaleza de las ondas de luz
4
Características de las ondas electromagnéticas

• Longitud ? (lambda)
• distancia más corta entre dos puntos
  equivalentes en una onda continua. Unidadmetro
• Frecuencia ? (nu)
• número de ondas que pasan por un punto dado
  en un segundo. UnidadHertz (1 onda/segundo)
• Velocidad c (constante, velocidad de la luz)
• velocidad de la luz 3 x 108 m/s
• C ? ?

5
espectro electromagnético
6
naturaleza de las partículas de luz

• Naturaleza de las

7
Max Planck

• QUANTUM
• Cantidad mínima de energía que puede perder o
  ganar un átomo.
• Planck demostró que la energía de luz emitida
  por lo objetos incandescentes está cuantizada.
  La energía de un quantum está relacionada con
  la frecuencia de la radiación emitida
• E quantum h?

8
El modelo dual de onda-partícula de la luz

• Efecto fotoeléctrico
• Electrones que se emiten desde la superficie de
  un metal cuando la luz de cierta frecuencia
  incide en su superficie, generando energía.
• Un fotón es una partícula de radiación
  electromagnética sin masa que
• trasporta energía.
• E fotón hv

9
espectro de emisión atómica

• es el conjunto de frecuencias de las ondas
  electromagnéticas emitidas por átomos de un
  elemento.
• el espectro de emisión
• atómica es único para
• cada elemento y se puede
• utilizar para identificarlo

10
La teoría cuántica y el átomo

• Niels Bohr

11
Descripción de Bohr del átomo de hidrógeno
Órbita atómica Numero cuántico Radio de la órbita (nm) Nivel de energía Energía relativa
Primera n1 0.0529 1 E1
Segunda n2 0.212 2 E24E1
Tercera n3 0.476 3 E39E1
Cuarta n4 0.846 4 E416E1
Quinta n5 1.32 5 E525E1
Sexta n6 1.90 6 E636E1
Séptima n7 2.59 7 E749E1
12
Modelo mecánico cuántico del átomo
13
Louis De Broglie

• Los electrones y todas las partículas de
  materia pueden comportarse como ondas.

14
El principio de incertidumbre de Heisenberg
15
La ecuación de Schrödinger

• La ecuación predice una región tridimensional
  alrededor del núcleo atómico llamado
• ORBITAL ATÓMICO ,
• donde hay probabilidad de encontrar al electrón

16
orbitales atómicos

• NÚMEROS CUÁNTICOS PRINCIPALES (n)
• Indican tamaños relativos de los
• orbitales atómicos y su energía.
• Si n
• tamaño del orbital
• electrón lejos del núcleo
• nivel de energía

17
(No Transcript)
18
Los números cuánticos principales indican los
niveles más altos de energía del átomo

• N1 estado raso
• Cada orbital puede tener hasta 2 electrones

19

• Hay 7 niveles de energía para el hidrógeno (
  n7)

20
Los niveles contienen SUBNIVELES

• N1 1 subnivel
• N2 2 subniveles
• N3 3 subniveles
• N4 4 subniveles
• etc . . . . . .

21
Los subniveles se identifican de acuerdo a la
forma de los orbitales del átomo con las letras
s, p, d y f
22
Todos los orbitales s tienen forma de
esferaTodos los orbitales p tienen forma de
peraLos orbitales d y f tienen diferentes
formas.
23

• El nivel principal de energía 1 contiene 1
  subnivel 1s
• El nivel principal de energía 2 contiene 2
  subniveles 2s y 2p
• El nivel principal de energía 3 contiene 3
  subniveles 3s 3p y 3d
• El nivel principal de energía 4 contiene 4
  subniveles 4s 4p 4d y 4f

24
Primeros 4 niveles principales de energía del H Primeros 4 niveles principales de energía del H Primeros 4 niveles principales de energía del H Primeros 4 niveles principales de energía del H
Número cuántico principal Subniveles (tipo de orbitales) Número de orbitales en relación al subnivel Número total de orbitales relacionados con el nivel principal de energía
1 s 1 1
2 s p 1 3 4
3 s p d 1 3 5 9
4 s p d f 1 3 5 7 16
25

• Número de orbitales posibles n2
• Cada orbital puede tener 2 electrones
• Número máximo de electrones por orbital 2n2

26
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

• El ordenamiento de los electrones en los átomos
  se denomina configuración electrónica

27
Los sistemas de baja energía son más estables . .
. .

• . . . . Los electrones en un átomo tienden a
  asumir el ordenamiento que le confiera al átomo
  la menor energía posible y la mayor estabilidad.

28
Reglas para las Configuraciones electrónicas

• 1 Principio de Aufbau
• (distribución electrónica o construcción
  progresiva)
• Cada electrón ocupa el orbital disponible con
  energía más baja.

29
Diagrama de Aufbau
30
a) Todos los orbitales relacionados con un
subnivel de energía son de igual energía los
tres orbitales 2p tienen la misma energía.b) En
átomos con múltiples electrones, los subniveles
de energía dentro de un nivel principal tienen
energía diferentes los orbitales 2p tienen
energía más alta que el orbital 2s.
31
c) Según la cantidad de energía, la secuencia de
los subniveles en un nivel principal es s, p, d y
f.d) Los orbitales relacionados con subniveles
de energía de un nivel principal pueden
superponerse a los orbitales relacionados con los
subniveles de energía de otro nivel principal
4s tiene menor energía que los cinco orbitales
relacionados con el subnivel 3d
32
2 Principio de exclusión de Pauli

• Un máximo de dos electrones pueden ocupar un
  mismo orbital atómico pero solamente si los
  electrones tienes spin opuesto.

33
3 Regla de Hund

• Los electrones cuyo giro es igual deben ocupar
  todos los orbitales que tienen igual energía
  antes que los electrones con giro opuesto puedan
  ocupar los mismo orbitales.
• Orbitales 2p

34
Diagramas de orbital

• Diagrama de orbital
• Vacío
• 1 electrón
• Lleno
• Cada casilla se identifica con el número cuántico
  principal y el subnivel asociado al orbital.
• C
• 1s 2s 2p

35
Configuración electrónica

• Señala el nivel principal, el subnivel asociado
  a cada orbital y el número de electrones de cada
  orbital como un superíndice.
• C 1s22s22p2

36
Ne 1s22s22p6 1s 2s 2p
37
Diagrama de subnivel
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s
6p 6d 7s 7p
38
Elementos de los dos primeros periodos Elementos de los dos primeros periodos Elementos de los dos primeros periodos Elementos de los dos primeros periodos
Elemento No. atómico Diagrama de orbital 1s 2s 2px2py2pz Configuración electrónica
Hidrógeno 1 1s1
Helio 2 1s2
Litio 3 1s22s1
Berilio 4 1s22s2
Boro 5 1s22s22p1
Carbono 6 1s22s22p2
Nitrógeno 7 1s22s22p3
Oxígeno 8 1s22s22p4
Flúor 9 1s22s22p5
Neón 10 1s22s22p6
39
Notación del núcleo de gas noble

• Es un método para abreviar configuraciones
  electrónicas.Se usa entre paréntesis la
  configuración electrónica del gas noble del
  periodo anterior al elemento representado y se
  completa con el nivel de energía que éste llena.
• Na 1s22s22p63s1
• 
  
• 
  1s 2s 2p
  3s
• Ne
  1s22s22p6
• 
  1s 2s 2p
• Na Ne3s1

40
Ejercicios

• Escribe las configuraciones del estado raso
• para los siguientes elementos utilizando el
  diagrama
• orbital, la configuración electrónica completa y
  la
• configuración electrónica utilizando la notación
  del núcleo
• de gases nobles
• BROMO
• ESTRONCIO
• ANTIMONIO
• TITANIO
• AZUFRE
• CLORO
• CROMO
• COBRE

41
Excepciones a las configuraciones

• Cromo Ar 4s13d4
• Cobre Ar 4s13d10

42
Electrones de valencia

• Son aquellos situados en los orbitales atómicos
  más externos del átomo, generalmente asociados al
  nivel principal de energía más alto del átomo.
• S Ne3s23p4 6 electrones de valencia
• Cs Xe6s1 1 electrón de valencia

43
Estructuras de símbolos electrónicos(estructuras
de Lewis)

• Es una forma de representación de los
• electrones de valencia de los átomos que fue
  diseñada por un químico catedrático
  estadounidense llamado G.N. Lewis.
• Símbolo representa el núcleo atómico y
• los electrones de niveles internos
• Puntos representan los electrones de valencia

44
Elemento No. atómico Configuración electrónica Estructuras de Lewis
Litio 3 1s22s1 Li
Berilio 4 1s22s2 Be
Boro 5 1s22s22p1 B
Carbono 6 1s22s22p2 C
45
Tarea

• Escribe el diagrama de orbital, la configuración
  electrónica, la configuración electrónica en
  notación de gas noble y las estructuras de Lewis
  para los siguientes elementos
• Magnesio
• Azufre
• Bromo
• Rubidio
• Talio
• Xenón
• Selenio
• Silicio
• Calcio
• Yodo