Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas

Presentación del tema: "Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas"— Transcripción de la presentación:

1 Universidad de Concepción Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería Unidad 7 Tema: Estructura electrónica de los átomos UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

2 7-2 Propiedades periódicas de los elementos
7-1 Modelo atómico 7-2 Propiedades periódicas de los elementos 7-3 Modelos de Enlace químico UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

3 Introducción Los primeros estudios tendientes a entender estructura de átomos y moléculas se inician en el siglo XIX y tuvieron éxito limitado. Pasó tiempo antes de de descubrir que las leyes de la física clásica no son aplicables a objetos tan pequeños como átomos y moléculas. Con Max Planck, alrededor de 1900, se inicia la física cuántica, la que permitió comprender los fenómenos a nivel atómico y molecular. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

4 Max Planck 1858-1947 Físico, alemán Premio Nobel 1918
UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

5 Propiedades de la ondas Naturaleza dual de la luz
7-1 Modelo atómico. Propiedades de la ondas Naturaleza dual de la luz Naturaleza dual del electrón Aplicación de modelo de Bohr al átomo de Hidrógeno. Mecánica cuántica Orbitales atómicos Configuración electrónica. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

6 Propiedades de la ondas
Para entender la teoría cuántica de Planck es necesario tener conocimiento básico sobre la naturaleza de las ondas debido a que los fenómenos que permiten el estudio de la estructura atómica involucra radiación electromagnética. Existen muchas clases de ondas, entre ellas están las las ondas de sonido y de luz visible que son percibidas por dos de nuestros sentidos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

7 ONDA: es una perturbación vibracional cíclica por medio de la cual se transmite energía. Su representación gráfica es: cima A nodo l valle UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

8 Las características de una onda son:
longitud de onda, l: distancia entre cualquier punto sobre una onda y el punto correspondiente de la onda siguiente. Unidad = m frecuencia, n: número de ciclos que una onda experimenta en 1 segundo. Unidad s-1 = Hz (hertz) amplitud, A: es la altura de la cima o la profundidad del valle. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

9 Tres ondas con distintos valores de l y de igual amplitud.
l mayor l l menor UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

10 Dos ondas con igual l y distintas amplitudes
Amplitud mayor Amplitud menor UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

11 Se denomina ciclo a una onda completa:
1 onda = 1 ciclo UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

12 La luz visible es un tipo de radiación electro-magnética (EM), también llamada energía electromagnética o energía radiante. Otros tipos de radiaciones electromagnética (más conocidas) son la ondas de radio, las microondas, los rayos X, las ondas de TV … UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

13 Toda radiación electromagnética consiste de energía que se propaga por medio de campos eléctricos y campos magnéticos y que alternan aumentos y disminuciones en su intensidad, mientras se mueven en el espacio. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

14 La velocidad de propagación de una onda se representa por “u”.
Si se trata de una onda de luz, su velocidad se representa por “c” y es la velocidad de la luz en el vacío. c = 3,00 x 108 m/s Unidades: u , c en m/s l en m n en s-1 = Hz (Hertz) UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

15 Longitud de onda (nm) 10-2 1 102 104 106 108 1010 1012 Infrarrojo 1020
Rayos gama Infrarrojo Rayos X Ultra- violeta Visible Microondas Ondas de radio 1020 1018 1016 1014 1012 1010 108 106 104 Frecuencia (1/s) Región visible 400 500 600 700 750 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

16 Problema 1. Un odontólogo utiliza rayos X (l=1,00 Å) para tomar una serie de radiografías dentales mientras su paciente escucha una estación de radio (l = 325 cm) y ve a través de la ventana el cielo azul (l = 473 nm). ¿Cuál es la frecuencia de la radiación electromagnética de cada fuente? UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

17 con c = 3,00x108 m/s Equivalencias: 1 Å = 10-10 m; 1 nm = 10-9 m
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18 Naturaleza corpuscular de la luz
Tres fenómenos relacionados con la materia y la luz eran especialmente confusos a principios del siglo XX: la radiación del cuerpo negro el efecto fotoeléctrico el espectro atómico UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

19 E = n h n , Relación de Planck
1) Radiación de un cuerpo negro Observación Un trozo de metal a temperatura alta, se vuelve rojo (1000K), luego anaranjado brillante (1500K) y finalmente blanco brillante (2000K) Física Clásica La energía de una onda luminosa es proporcional al cuadrado de su frecuencia (falla) Explicación La cantidad de energía emitida depende de la longitud de onda E = n h n , Relación de Planck UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

20 E = energía de la radiación
Planck propuso que el objeto caliente brillante podía emitir (o absorber) sólo ciertas cantidades de energía: E = n h n E = energía de la radiación h = constante de Planck = 6,626 x J s = frecuencia de la radiación n = número entero positivo: 1, 2, 3, …. llamado número cuántico UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

21 Interpretaciones posteriores:
Los átomos del material emiten sólo ciertas cantidades de energía, lo que implica que la energía de los átomos está cuantizada. Puesto que “n” es un entero, un átomo puede cambiar su energía en múltiplos enteros de hn y el menor cambio de energía se da cuando Dn = 1. El menor cambio de energía es: DE = hn y se denomina “un cuanto de energía” “cuanto” = cantidad fija UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

22 2) Efecto fotoeléctrico.
A pesar de aceptar que la energía está cuantizada, se seguía considerando que la energía emitida viajaba como onda. Sin embargo, el modelo ondulatorio de la radiación no pudo explicar el fenómeno conocido como “efecto fotoeléctrico”. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

23 EFECTO FOTOELÉCTRICO Radiación incidente Tubo evacuado Placa de metal
Electrodo positivo Amperímetro Batería Placa de metal sensible a la luz - + e- EFECTO FOTOELÉCTRICO UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

24 El balance de energía en este fenómeno se puede expresar:
El fenómeno “fotoeléctrico” se produce cuando luz monocromática de frecuencia suficientemente alta incide en una placa metálica, arrancando electrones de los átomos de metal, los que son atraídos hacia el electrodo positivo generando corriente eléctrica. La frecuencia más baja que es capaz de sacar electrones del metal se conoce como “frecuencia umbral”, no El balance de energía en este fenómeno se puede expresar: E = hn = hno + energía del electrón que sale UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

25 hn = hno + ½ melectrón v2electrón
hn = hno + energía del electrón que sale es la energía con que el electrón está unido al átomo. generalmente como energía cinética Entonces: hn = hno + ½ melectrón v2electrón UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

26 Einstein llevó más lejos la idea de la energía cuantizada introducida por Planck y propuso que la radiación en sí misma tiene naturaleza de partícula en forma de “cuantos de energía electromagnética”; posteriormente estas “partículas” se llamaron “fotones”. Cada átomo cambia su energía toda vez que absorbe o que emite un fotón (una partícula de luz) cuya energía define su frecuencia: Efotón = hn = DEátomo UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

27 Problema 2. La longitud de onda de la radiación de un horno de microonda que se utiliza para calentar alimentos es 12,0 cm. ¿Cuál es la energía de un fotón de esta radiación? Solución. Efotón = hn; para la radiación: c = n l por lo tanto: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

28 Problema 3. Calcule la energía de un fotón de luz ultravio-leta de l= 10-8m, de luz visible de l= 5x10-7m y de luz infrarroja de l= 10-4 m. Ordene las radiaciones crecientes: en energía; en longitud de onda; en frecuencia. Resp: EUV = 2x10-17 J; EV = 4x10-19 J; EIR = 2x10-21 J UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

29 La teoría cuántica de Planck y la del fotón de Einstein le adjudicaron ciertas propiedades a la energía que, hasta entonces habían sido reservadas para la materia: cantidades fijas partículas discretas A partir de ese momento , estas propiedades han probado ser esenciales para explicar las interacciones de la materia y la energía a nivel atómico. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

30 Es necesario aceptar ambos modelos para entender la realidad.
Surge la pregunta: ¿Cómo se compatibiliza el modelo corpuscular de la energía con hechos como la difracción y la refracción, fenómenos que son explicados sólo en términos ondulatorios? En realidad no existe tal incompatibilidad puesto que el modelo del fotón no reemplaza al modelo ondulatorio, más bien se agrega a él. Es necesario aceptar ambos modelos para entender la realidad. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

31 (Este fenómeno lo observamos en los letreros luminosos de neón).
3) Espectros atómicos. La tercera observación clave de la materia y la energía, que a fines del siglo XIX no podía explicarse, implicaba la emisión de luz por parte de un elemento, cuando es vaporizado y excitado térmica o eléctricamente. (Este fenómeno lo observamos en los letreros luminosos de neón). UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

32 Si se hace pasar luz solar por una ranura muy angosta y luego se la difracta en un prisma, se origina un espectro continuo (un arco iris). Si la luz proviene de átomos excitados, su difracción da origen a un espectro de líneas, esto es una serie de finas líneas individuales, separadas por espacios negros (sin color). Si la radiación difractada corresponde al visible las líneas son coloreadas. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

33 Espectro atómico de emisión de hidrógeno.
450 400 500 550 600 650 750 nm Tubo de descarga de hidrógeno Ranura Prisma H 410,1 434,1 653,6 486,1 nm UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

34 Otros espectros atómicos
450 400 500 550 600 650 750 nm Espectro visible l (nm) Hg Sr UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

35 El espectro de un elemento es diferente del espectro de otro elemento.
Los modelos atómicos de la época: Modelo de Thomson: las partículas que constituyen el átomo están distribuidas libremente en un espacio limitado. (modelo conocido como “budín de pasas”) UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

36 Los electrones deberían caer hacia el núcleo y emitir radiación EM.
Modelo de Rutherford: el átomo tiene una estructura interna en la cual existe un núcleo ubicado en el centro y los electrones en movimiento en torno al núcleo. Gran parte del átomo esta vacío. Alta densidad de materia está concentrada en el núcleo. Este modelo es “tipo planetario”. Los electrones deberían caer hacia el núcleo y emitir radiación EM. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

37 Experimento de Rutherford
(1) Muestra radiactiva emite un rayo de partículas alfa (2) Rayo de partículas alfa choca la lámina de oro Bloque de plomo (3) Chispas de luz cuando partículas alfa chocan contra la superficie recubierta de ZnS, muestran que la mayoría de las partículas se trans-miten sin deflección. (4) Deflección pequeña, se ve ocasionalmente (5) Deflección severa, muy poca lámina de oro UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

38 Modelos de Thompson y Rutherford
Sección transversal de una lámina de oro compuesta de átomos tipo “pastel de pasas”. A. Resultado esperado para modelo de Thomson Partícu-las a Cero deflección Pequeña Deflección severa B. Explicación del resultado para modelo de Rutherford Sección transversal de una lámina de oro compuesta de átomos con un núcleo diminuto, macizo y positivo. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

39 Surge un nuevo modelo para los átomos.
Según el modelo de Rutherford, la caída de los electrones hacia el núcleo debía ser en espiral con perdida de energía continua y por tanto el espectro debería ser continuo. El modelo atómico de Rutherford parecía totalmente incompatible con el espectro de líneas. Surge un nuevo modelo para los átomos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

40 Modelo de Bohr para el átomo de H.
Niels Bohr ( ), físico danés, trabajaba en laboratorio de Rutherford, sugirió ~ 1913 un modelo para el átomo de H que predecía la existencia de espectros de líneas. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

41 El átomo de H tiene sólo ciertos niveles de energía permitidos.
El modelo de Bohr usó las ideas de Planck y de Einstein sobre la cuantización de la energía y propuso tres postulados: El átomo de H tiene sólo ciertos niveles de energía permitidos. El átomo NO emite energía mientras está en uno de estos estados estacionarios. El átomo cambia de un estado estacionario a otro cuando el e- pasa de una órbita a otra. Este cambio ocurre por absorción o por emisión de un fotón cuya energía es igual a la diferencia de las energías de los dos estados. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

42 Los niveles de energía permitidos se denominan “estados estacionarios”.
Cada uno de estos estados está asociado con una órbita circular fija del electrón alrededor del núcleo. El postulado 2) viola las leyes de física clásica al establecer que la energía del átomo no cambia a pesar del movimiento del e- en la órbita. o UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

43 Efotón = Eestado A – Eestado B = hn
De acuerdo al postulado 3) cuando el átomo pasa de un estado estacionario a otro estado estacionario, la energía del fotón es: Efotón = Eestado A – Eestado B = hn donde la energía del estado A es mayor que la del estado B. Este cambio de estado se debe a que el elec-trón cambió de una órbita a otra. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

44 Una línea espectral resulta cuando un fotón de una energía específica (una frecuencia específica) se emite a medida que el electrón pasa de un estado de alta energía a otro de energía menor. Por lo tanto el modelo de Bohr implica que el espectro atómico del H no es continuo porque la energía del átomo tiene solamente ciertos niveles, o estados, discretos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

45 En el modelo de Bohr, el “número cuántico, n” (n = 1, 2, 3, …) está asociado con el radio de la órbita permitida para el electrón, la cual a su vez está directamente relacionada con la energía del electrón. En consecuencia, mientras más bajo sea el valor de “n”, menor será el radio de la órbita y más bajo el nivel de energía. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

46 Cuando el e- está en la órbita más cercana al núcleo, n = 1, el átomo de H está en su menor nivel del energía. Este estado se llama estado fundamental o nivel fundamental o nivel basal. Si el electrón se encuentra en un nivel superior, n = 2, 3, …, se dice que el átomo de H está en un estado excitado o en nivel excitado. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

47 Modelo de Bohr y espectro de hidrógeno
Serie en el ultravioleta Serie en el visible infrarojo 200 400 600 800 1200 1000 1400 1600 1800 2000 Serie en el visible, n>2 a n=2 Serie en el Ultravioleta, n>1 a n=1 infrarojo, n>3 a n=3 5 1 2 3 4 7 6 + UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

48 La energía del átomo está “cuantizada” y está dada por la expresión:
donde n es el número cuántico, n = 1, 2, 3, 4, … En = energía de la órbita n (nivel n). RH es una constante, se llama constante de Rydberg y su valor es 2,18x10-18 J. Cada nivel de energía tiene asociado un “n”. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

49 Un esquema de los niveles de energía es:
En J 1 -2,18E-18 2 -5,45E-19 3 -2,4222E-19 4 -1,3625E-19 5 -8,72E-20 6 -6,0556E-20 7 -4,449E-20 8 -3,4063E-20 9 -2,6914E-20 E = 0 J n = 3 E = -0,242x10-18 J n = 2 E = -0,545x10-18 J n = 1 E = -2,18x10-18 J UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

50 por lo que la variación de energía del átomo es:
Sean dos niveles de energía de un átomo de H. Cuando el e- del átomo de H pasa de la órbita de ni a la de nf , la energía del átomo de H cambia del valor por lo que la variación de energía del átomo es: DE = Efinal – Einicial = UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

51 ni > nf => DE < 0 y el átomo emite energía de frecuencia n
La expresión muestra que si: ni < nf entonces DE > 0 y el átomo absorbe energía de frecuencia n ni > nf => DE < 0 y el átomo emite energía de frecuencia n UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

52 ¿El átomo de H absorbe o emite energía en este proceso?
Problema 4. Calcule la energía necesaria para excitar un átomo de H desde el nivel fundamental hasta el nivel n = 8. ¿El átomo de H absorbe o emite energía en este proceso? ¿Qué frecuencia tiene la radiación que permite dicha transición? ¿Cuánta energía se requiere para quitar el electrón de un átomo de H? Esta energía se conoce como energía de ionización. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

53 La energía del átomo de H:
Solución. Estado inicial, n = 1, E1 = -2,18x10-18 J Estado final, n = 8, E8 = -2,18x10-18 J / 82 E8 = -3,41x10-20 J DE = E8 – E1 = 2,15x10-18 J La energía necesaria es 2,15x10-18 J UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

54 b) En el proceso de pasar al átomo de H desde n = 1 a n = 8, el átomo de H aumenta su energía, por lo tanto el átomo de H absorbe energía. Cada átomo de H absorbe 2,15x10-18 J. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

55 c) ¿Qué frecuencia tiene la radiación que permite dicha transición?
DE = 2,15x10-18 J = hn Esta radiación pertenece a la zona ultravioleta. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

56 d) ¿Cuánta energía se requiere para quitar el electrón de un átomo de H?
Se supone que el átomo de H está en el estado fundamental, esto es en el nivel de menor energía: => En=1 = -2,18x10-18J. Para quitar el e- del átomo de H el e- debería alejarse suficientemente del núcleo como para que ya no pertenezca a él : => con Luego la energía requerida para arrancar el e- es DE = 2,18x10-18J. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

57 La energía requerida para ionizar 1 mol de H es:
El valor de energía calculado en d) se conoce como energía de ionización del átomo de H. La energía requerida para ionizar 1 mol de H es: = 2,18x10-18J/ átomo x 6x1023 átomo/mol = 1,31x106 J/mol = 1310 kJ/mol UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

58 Limitaciones modelo de Bohr.
A pesar del gran éxito de este modelo para explicar las líneas de los espectros del átomo de H, él falla al predecir el espectro de cualquier otro átomo, aun el del He que es el elemento más simple que sigue del H. El modelo de Bohr es satisfactorio para explicar comportamiento de especies que sólo tienen 1 electrón, como por ejemplo: He+; Li2+, Be3+, etc. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

59 Modelo de Bohr es incorrecto como imagen del átomo.
No es adecuado para átomos con más de un electrón; en éstos aparecen fuerzas de repulsión. La razón más fundamental del fracaso del modelo de Bohr es que los e- no viajan en órbitas fijas. El movimiento de los e- está mucho menos definido (ver más adelante). Modelo de Bohr es incorrecto como imagen del átomo. De él se mantienen las ideas: estado fundamental; estados excitados; energía en niveles discretos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

60 Dualidad onda-partícula
Dualidad onda-partícula. (Naturaleza ondulatoria de los e- y naturaleza corpuscular de los fotones). Una de las ideas más brillantes de Einstein fue la de sugerir que la materia y la energía son for-mas alternas de una misma en-tidad. Esta idea está expresada en su famosa ecuación E = mc2, que permite hacer equivalente una cantidad de energía a una cantidad de materia y viceversa. Albert Einstein Premio Nobel 1921 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

61 La teoría de la relatividad no depende de la teoría cuántica, pero juntas ellas han borrado las divisiones entre materia (“tangible” y masiva) y energía (difusa y sin masa) que se aceptan en sistemas macroscópicos. En 1920, Luis de Broglie dio la razón de por qué en el modelo atómico de Bohr para el átomo de H existen sólo algunos niveles fijos de energía permitidos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

62 El razonamiento de De Broglie fue más o menos así:
Si las ondas de energía tie- nen propiedad de partícu- las, las partículas deben tener propiedades de ondas. Específicamente, si los elec- trones tienen movimiento en órbitas restrin-gidas de radio fijo alrededor del núcleo, ellos deben tener asociadas sólo algunas frecuencias (energías). Louis de Broglie UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

63 Movimiento de ondas en sistemas restringidos. Ejemplo:
Para una cuerda fija en sus dos extremos, las longitudes de onda permitidas están dadas por la expresión: l = 2L/n donde: L es la longitud de la cuerda n = 1, 2, 3, 4, ….. (N° cuántico) UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

64 2 Medias longitudes de onda 3 Medias longitudes de onda
L = 1 (l / 2) L =2 (l / 2) L =3 (l / 2) 1 Media longitud onda 2 Medias longitudes de onda 3 Medias longitudes de onda L UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

65 De la misma forma, si un electrón ocupa una órbita circular, sólo ciertos valores de longitudes de onda serán permitidos. n = 3 n = 5 n = 3,3 PROHIBIDO UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

66 Combinando las ecuaciones:
Para una radiación de longitud de onda l (o de frecuencia n) se obtiene: Para una partícula cualquiera de masa “m”, que se mueve a velocidad “u”, se le puede asociar una onda cuyo l está dada por: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

67 A una onda electromagnética de velocidad c y l (o n) se le asocia una masa “m”.
A un cuerpo de masa “m” que tiene velocidad “u” se le asocia una onda de longitud “l”. Resumiendo: Un cuerpo puede ser interpretado como onda y una onda puede ser interpretada como partícula. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

68 se conoce como ecuación de De Broglie.
La ecuación: se conoce como ecuación de De Broglie. Ella relaciona “ondas” con “partículas” y en el caso de fotones (radiación EM) debe tenerse en cuenta que u = c. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

69 Problema 5. Calcule la longitud de onda de un electrón con velocidad 1000 m/s. h = 6,626x10-34 J s UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

70 Relación masa y l para distintos sistemas.
masa (g) velocidad (m/s) l (m) e- (lento) 9x10-28 1 0,00074 e- (rápido) 5,0x106 1,5x10-10 Núcleo He 6,6x10-24 1,5x107 6,7x10-15 cualquiera pelota de tenis camión 100 3x107 30 (108 km/h) 55,56 (200 km/h) 27,78 6,6x10-31 2,2x10-34 1,2x10-34 8x10-43 tierra 6x1027 3x104 3,7x10-63 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

71 Problema 6. Haga los cálculos necesarios para demostrar que la onda asociada a un electrón que se mueve a la velocidad de la luz pertenece a la región del de rayos X del espectro electromagnético. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

72 Problema 7. Calcule la longitud de onda asociada a un auto de masa 1200 kg que se desplaza a 100 km/h. R: 5,5 x cm UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

73 El Principio de Incertidumbre se expresa por la relación:
Los sistemas microscópicos obedecen el Principio de Incertidumbre de Heisenberg. Este Principio establece que no es posible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de una partícula. El Principio de Incertidumbre se expresa por la relación: donde Dx y Du son las incertidumbres en posición y velocidad, respectivamente, m es la masa de la partícula y h, la constante de Planck. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

74 Problema 6. Si la velocidad de un electrón cerca del núcleo es 6x106 m/s ± 1% , ¿cuál es su incertidumbre en su posición? Solución: melectrón = 9x10-28 g; Du = es el 1% de 6x106 m/s Du = 6x104 m/s UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

75 Modelo mecánico cuántico del átomo.
En 1926 Erwin Schrödinger obtuvo la ecuación que lleva su nombre y que es la base para el modelo mecánico cuántico del átomo. El modelo describe un átomo que tiene ciertas cantidades permitidas de energía debido a los movimientos permitidos de un electrón cuya localización es imposible de conocer. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

76 La ecuación que resolvió Schrödinger es: ℋ  = E  En esta ecuación:
E es la energía del átomo;  se denomina función de onda y es una descripción del electrón (partícula-onda), como función de la posición y del tiempo ℋ representa un set complejo de operaciones matemáticas que aplicadas a un  particular permiten encontrar un estado de energía E. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

77 Cada solución de la ecuación está asociada con una función de onda particular también llamada orbital atómico. Orbital atómico de la mecánica cuántica no tiene ninguna relación con la órbita del modelo de Bohr. Orbital es una función matemática sin significado físico, pero su cuadrado,  2, tiene significado. No se puede decir o saber dónde está el electrón en cada instante, pero sí se puede decir o conocer dónde probablemente se encuentra éste alrededor del núcleo. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

78 ORBITAL: Corresponde a una región alrededor del núcleo que encierra aproximadamente el 90% de la probabilidad de encontrar el electrón. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

79 Números cuánticos y orbitales.
La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que hay cuantización de la energía. El orbital atómico se describe con los siguientes números cuánticos: 1)“n” = número cuántico principal, sólo valores enteros positivos, n = 1, 2, 3, …Este número determina en gran medida la energía. 2) “l” = número cuántico de momento angular, tiene relación con la forma del orbital. Puede tener valores enteros positivos incluido el cero: “l” = 0, 1, 2, …, n-1 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

80 3) “m” = número cuántico magnético; define
3) “m” = número cuántico magnético; define la orientación en el espacio alrededor del núcleo. Los valores pueden ser: m = 0, ±1, ±2, …, ± l Hay otro número cuántico que no describe al orbital sino que da información sobre una propiedad del electrón denominada “spin”. Este número cuántico se designa por “s” o por “ms” y para el electrón sólo puede tener dos valores: ms = -1/2 ó +1/2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

81 Cada orbital tiene un set de números cuánticos: n, l, m
Los números cuánticos describen un orbital dando información sobre su energía (tamaño), forma y orientación en el espacio. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

82 Cada orbital tiene un set de números cuánticos:
Los átomos se describen a través de sus orbitales (orbitales atómicos). Cada orbital tiene un set de números cuánticos: n, l, m, que resultan de resolver la ecuación de Schrödinger. Los números cuánticos describen un orbital dando información sobre su energía (tamaño), forma y orientación en el espacio. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

83 Representación de orbitales atómicos por números cuánticos.
N°cuántico n l m Valores permitidos 1,2,3, … 0, 1, … , n-1 - l, ... ,0, ... +l Ejemplos de valores 1 2 -1, 0, 1 3 -2, -1, 0, 1, 2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

84 Los estados de energía y los orbitales del átomo se describen con términos específicos y se asocian con uno o más números cuánticos: Los niveles de energía de los átomos, o capas, se obtienen por el valor de n: mientras más pequeño es n, menor es el nivel de energía y mayor es el nivel de energía y mayor es la probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

85 Los niveles de los átomos contienen subniveles o subcapas, que indican la forma de los orbitales. Cada subnivel tiene asignada una letra: l = 0 es un subnivel s (sharp) l = 1 es un subnivel p (principal) l = 2 es un subnivel d (diffuse) l = 3 es un subnivel f (fundamental) Los subniveles se nombran con el valor de n seguido de la letra del subnivel. Ejemplos: n = 1; l = 0 => 1s n = 3; l = 2 => 3p UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

86 n l orbital m N° de orbitales
El número de valores que tiene “m” indica el nú- mero de orbitales del subnivel. Algunos ejemplos: n l orbital m N° de orbitales 1 1s 2 2s 3 3s 3p -1, 0, 1 3d -2, -1, 0, 1, 2 5 4 4s 4p 4d 4f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

87 ¿Cómo son los orbitales atómicos?
Hay 1 orbital tipo s Hay 3 orbitales tipo p Hay 5 orbitales tipo d Hay 7 orbitales tipo f ¿Cómo son los orbitales atómicos? No es posible conocer con precisión dónde está cada electrón que pertenece a un átomo, pero se puede describir dónde está probablemente, dónde está la mayor parte del tiempo. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

88 Aunque la función de onda  que es solución de la ecuación de Schrödinger no tiene significado, 2 expresa la probabilidad que el electrón esté en un punto determinado dentro del átomo. Para un nivel de energía dado se puede repre-sentar esta probabilidad en un “diagrama de densidad de probabilidad electrónica” o diagrama de densidad electrónica. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

89 Este diagrama resulta al representar el valor más alto de probablidad por un punto de mayor intensidad y el de menor probabilidad por un punto menos intenso. Es decir, algo como esto: Menor mayor probabilidad probabilidad UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

90 El átomo de H en su estado fundamental se pre-senta en el nivel más bajo de energía, esto significa que n = 1 y, en consecuencia, l = 0 y m = 0. A partir del valor  se calcula  2 para distintas posiciones del e- c/r del núcleo. El resultado es: r Distancia r del núcleo Probabilidad de que el electrón esté en un punto, Y2 Orbital 1s UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

91 La representación anterior muestra que el orbital 1s tiene forma esférica, esto es que la probabilidad tiene distribución radial inde-pendiente de la dirección. Todos los “orbitales s” tienen la misma forma, y ellos sólo difieren en tamaño y en que para algunas distancias radiales, r, la probabilidad de encontrar el electron es cero. Y2 Distancia r desde el núcleo 2s 3s UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

92 Orbitales “p” Hay otros 2 como Éste: uno orientado Sobre eje “x” y el
Z X Y pz Hay otros 2 como Éste: uno orientado Sobre eje “x” y el otro sobre el eje “y” Z Y X pz PX PY Representación de un orbital tipo “p”, (reune las tres orientaciones). UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

93 Orbitales “d” Hay otras dos como ésta, en los planos xz e xy.
dYZ Hay otras dos como ésta, en los planos xz e xy. Algunas de las 5 formas y orien- taciones de un orbital tipo “d”. Z X Y dZ2 Z X Y dX2 - Y2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

94 Si no hay electrones no hay orbitales.
La existencia de electrones en un átomo implica la existencia de orbitales. Si no hay electrones no hay orbitales. En otras palabras, los electrones “generan los orbitales”. La distribución de los electrones de un átomo en orbitales se denomina “configuración electrónica”. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

95 Configuración electrónica y periodicidad química.
Se trata de mostrar y comprender cómo la organización de la tabla periódica, condensa- da después de incontables estudios y trabajos de laboratorio, fue explicada perfectamente por el modelo mecánico-cuántico para los átomos, explicación que es una de las más satisfactorias en los logros intelectuales de la ciencia. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

96 ¿por qué los elementos se comportan como lo hacen?
El modelo mecánico-cuántico de los átomos permite responder una de la preguntas centrales de la química: ¿por qué los elementos se comportan como lo hacen? O formulada de otra forma para justificar más el interés en estudiar este tema : ¿cómo se relaciona la distribución de los electrones en los orbitales de los átomos con sus propiedades físicas y químicas? UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

97 En 1870, D. Mendeleev (químico ruso) ordenó 65 elementos conocidos en esa época en la “tabla periódica” y resumió su comportamiento en la “ley periódica” (ordenados por masa atómica exhiben una repetición periódica de propiedades similares). Incluso llegó a prede-cir propiedades de elementos aun no descubier-tos. En forma independiente, en la misma época, el físico J. Meyer llegó al mismo ordenamiento basándose en las propiedades físicas de los elementos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

98 La tabla periódica actual se parece en la mayoría de los detalles a la definida por Mendeleev e incluye los 47 elementos desconocidos en El único cambio sustantivo es que ahora los elementos se ordenan según su número atómico (número de protones). UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

99 Características de los átomos con muchos electrones.
La ecuación de Schrödinger no da soluciones exactas para átomos multielectrónicos, pero sí da soluciones aproximadas. Estas soluciones muestran que los orbitales atómicos de átomos de varios electrones son semejantes al hidrógeno. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

100 1) la necesidad de un cuarto número cuántico
La existencia de más de un electrón en un átomo requiere considerar tres características (que no son relevantes en el caso del H): 1) la necesidad de un cuarto número cuántico 2) un límite en el número de electrones permitidos en un orbital dado 3) un conjunto más complejo de orbitales en los niveles de energía UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

101 Número cuántico de spin del electrón
Número cuántico de spin del electrón. Este número cuántico se designa por ms (o por s). Los valores posibles son: -1/2 y +1/2. Por ejemplo, en el caso del H el único electrón tiene números cuánticos: n = 1, l = 0, m = 0 y ms puede ser -1/2 ó +1/2. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

102 Límite en el número de electrones permitidos en un orbital dado.
Con base a observaciones de los estados excitados, W. Pauli formuló el “principio de exclusión” (de Pauli) según el cual dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Cada electrón debe tener una “identidad” única expresada por su conjunto único de números cuánticos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

103 el segundo electrón tiene: n = 1, l = 0, m = 0, ms = +1/2
La principal consecuencia del principio de exclusión de Pauli es que un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones que deben tener spines opuestos. El átomo de He tiene dos electrones y en su estado fundamental los electrones tienen los siguientes números cuánticos: si primer electrón tiene n = 1, l = 0, m = 0, ms = -1/2 el segundo electrón tiene: n = 1, l = 0, m = 0, ms = +1/2 o viceversa UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

104 3) Conjunto complejo de orbitales.
La energía de un orbital en un átomo de varios electrones depende primariamente del valor de n (tamaño) y secundariamente del valor de l (forma). La energía del orbital en átomos multielec-trónicos se ve afectada por: la carga nuclear (Z) las repulsiones entre electrones el efecto pantalla de electrones más internos UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

105 tidos en un orbital dado
Para átomos multielectrónicos se requiere considerar: necesidad de un cuarto número cuántico (número cuántico de spin del electrón, s ó ms , con valores -1/2 ó +1/2) un límite en el número de electrones permi- tidos en un orbital dado (Principio de exclusión de Pauli, no puede haber electrones con los mismos 4 n°s cuánticos, deben diferir en a lo menos un n° cuántico) 3) un conjunto más complejo de orbitales en los niveles de energía UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

106 3) Conjunto complejo de orbitales.
En un átomo con más de un electrón, los efectos electrostáticos juegan un papel importante en la determinación de los estados de energía en un átomo. Dos efectos, particularmente importantes, y que pueden describirse por la ley de Coulomb, son: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

107 Cuando cargas opuestas están separadas, la energía del sistema es mayor que cuando ellas se acercan, porque las cargas se atraen entre sí menos fuertemente. (Recuerde que mientras más alta es la energía de un sistema menos estable es el sistema). Cuando una carga positiva grande atrae una carga 1- , la energía del sistema es menor (sistema más estable), que cuando una carga positiva pequeña lo hace, por-que las cargas se atraen una a otra con más fuerza. Estos dos efectos generan un conjunto de estados de energía más complejo que el existente en el átomo de H. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

108 atracciones núcleo - electrón repulsiones electrón – electrón
Por otro lado, los estados de energía de átomos con varios electrones provienen de dos tipos de interacciones: atracciones núcleo - electrón repulsiones electrón – electrón Una consecuencia de esto es la separación de los niveles de energía en subniveles con diferentes energías: la energía de un orbital en un átomo de varios electrones depende primariamente del valor de n (tamaño) y secundariamente del valor de l (forma). Evidencia de esta separación en espectros, al comprar espectros de H y de He. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

109 b) las repulsiones entre electrones
La comparación de algunos sistemas atómicos permite ver cómo la energía del orbital, en átomos multielectrónicos, se ve afectada por: a) la carga nuclear (Z) b) las repulsiones entre electrones c) el efecto pantalla de electrones internos UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

110 a) Efecto de la carga nuclear.
Considérese dos especies con el mismo número de electrones y con distinta carga nuclear, como el átomo de H y el ion He+. Ambos tienen un electrón y en sus estados fundamentales están en orbitales: H 1s y He+ 1s, pero el electrón del He+ está atraído por dos protones en cambio el del H está atraído sólo por un protón. Así el electrón del He+ está más fuertemente retenido que el del H y las energías son: E de 1s en He+ = kJ/mol y E de 1s en H = kJ/mol UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

111 Lo anterior significa que el orbital 1s del He+ tiene menor energía que el orbital 1s de H y por lo tanto el más difícil quitar el e- del He+ que quitar el e- del H. Energía -5250 kJ/mol (1s de He+) -1311 kJ/mol (1s de H) UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

112 b) Efecto de las repulsiones entre electrones.
Se puede mostrar en forma simple usando como ejemplo el átomo de He: El He tiene dos e- y ambos en el orbital 1s. El primer e- en orbital 1s tiene energía –5250 kJ/mol, el segundo e-, en el mismo orbital, tiene energía –2372 kJ/mol. Este aumento de energía se explica porque el primer electrón repele al segundo (del mismo orbital) por lo cual su energía resulta mayor que la del primero. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

113 La presencia de un e- más en un orbital, incrementa la energía de éste debido a fuerzas repulsivas.
Las repulsiones tienen el efecto de disminuir las atracciones nucleares de modo que cada e- experimenta una carga nuclear más débil de la que tendría si el otro e- no estuviera presente. Es como si cada e- “escudara” o “protegiera” al otro de la carga nuclear total, reduciendo ésta a una “carga nuclear efectiva”. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

114 c) Efecto de los electrones interiores en la energía nivel más externo, (efecto pantalla):
Para explicar este efecto se puede compara dos especies con la misma carga nuclear, una con e- internos y el otro sin ellos. Sean estas especies, átomos de Li y iones Li+. Li (Z=3) en su estado fundamental: los dos pri-meros electrones están en orbital 1s y el tercer e-, en el orbital 2s. => 2 e- internos y uno externo. Li+, tiene dos e – y en su primer estado excitado: 1 e- en 1s (e- interno) y 1 e- en 2s (e- externo). UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

115 La energías de los orbitales 2s en Li y en Li+(excitado) son:
E de 2s en Li = kJ/mol E de 2s en Li+ = kJ/mol Como los electrones “internos” pasan la mayor parte del tiempo “entre el e- externo y el núcleo”, ellos previenen que el e- 2s sienta toda la atracción nuclear, lo que hace al electrón exterior más fácil de remover. Los electrones internos protegen a los electrones externos más efectivamente que los electrones del mismo subnivel. Efecto pantalla. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

116 Energías de los orbitales.
Teniendo en cuenta los efectos recién analizados, las energías crecientes de los orbitales atómicos en átomos multielectrónicos son: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s … El siguiente esquema muestra las energías de los orbitales y cómo quedan determinadas por los valores de n y de l: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

117 1s 2s 4s 3p 3s 2p 3d 4p 5s 4d 5p Energía UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

118 A medida que n aumenta las diferencias de energía entre los niveles y subniveles se hace cada vez menor. Para recordar el orden creciente de energía de los orbitales se puede recurir al esquema que sigue: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

119 empezar 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d 7 s p UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

120 El número máximo de electrones en los distintos tipos de orbitales son:
2 en tipo s 6 en tipo p 10 en tipo d 14 en tipo f y resultan de: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

121 Tipo orbital (según valor de l) Orienta- ciones (n° de valores de m)
N° de e- permitidos en cada orientación Máximo total de e- en cada tipo de orbital s p d f 1 3 5 7 2 6 10 14 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

122 Configuración electrónica de los elementos.
Una forma fácil para determinar la configuración electrónica de cada elemento es empezar con el elemento Z = 1 que tiene 1 e- y a continuación ir incorporando de a un electrón para obtener la configuración electrónica de los elementos siguientes, Z = 2, Z = 3, etc. Este método se llama “principio de Aufbau” (en alemán => aufbauen = construir): se agrega un electrón por cada elemento, al orbital de menor energía. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

123 La configuración electrónica consiste en escribir los orbitales en orden creciente de energía indicando y el número de electrones en cada uno de ellos. El número de electrones se escribe como superíndice de la letra corres-pondiente al tipo de orbital. Ejemplos: 1s2; p3; d8 En la tabla que sigue se dan las configuracio-nes electrónicas de los tres primeros elementos: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

124 n=2, l=0; m=0; s=-1/2 => a 1s22s1
Ele-mento Z N° de electrones Configuración electrónica H 1 n=1, l=0; m=0; s=-1/2 => 1s1 He 2 n=1, l=0; m=0; s=-1/2 n=1, l=0; m=0; s=+1/2 => 1s2 Li 3 n=1, l=0; m=0; s=+1/2 n=2, l=0; m=0; s=-1/ => a s22s1 Be 4 etc. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

125 H He Li Be B C N O F Ne 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1s1 1s2 1s22s1 1s22s2
Elemento Z Configuración electrónica H He Li Be B C N O F Ne 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1s1 1s2 1s22s1 1s22s2 1s22s22p1 1s22s22p2 1s22s22p3 1s22s22p4 1s22s22p5 1s22s22p6 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

126 Dos electrones en un mismo orbital y que sólo difieren en el número cuántico de spin, se dice que son electrones apareados. Por ejemplo, los dos electrones del He, ambos en orbital 1s, son electrones apareados. He: 1s2 En cambio, el último electrón en el Li, es un electrón en 2s y él no está apareado. Los electrones no apareados se llaman también electrones celibatarios. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

127 Así, en forma más detallada, las configura-ciones electrónicas son:
El método descrito para obtener la configu-ración electrónica del estado fundamental de una especie debe respetar una norma conocida como “regla de Hund”, según la cual “en orbitales de igual energía (los que presentan varias orientaciones como son los “p”, “d” y “f”), la configuración electrónica de menor energía tiene el máximo de electrones desapareados”. Así, en forma más detallada, las configura-ciones electrónicas son: UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

128 Elemento Z Configuración electrónica Be B C N O F Ne Na Mg 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1s2 2s2 1s2 2s2 2p e- celibatario 1s2 2s2 2p1p e “ 1s2 2s2 2p1p1p e “ 1s2 2s2 2p2p1p e “ 1s2 2s2 2p2p2p e “ 1s2 2s2 2p2p2p2 = 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s e- celibatario 1s2 2s2 2p6 3s2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

129 Otra forma de esquematizar las configuraciones electrónicas es:
Hidrógeno (1 e-) n = 1 ; l = 0 ; m = 0 ; s = - ½ Si significa s = -1/2 entonces significa s = +1/2. Helio (2 e-) Primer electrón: igual al anterior Segundo electrón: n = 1 ; l = 0 ; m = 0 ; s = + ½ 1s1 1s2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

130 Litio (3 e-) Berilio (4 e-)
Primer y segundo electrones: igual a los anteriores Tercer electrón: n = 2 ; l = 0 ; m = 0 ; s = - ½ Berilio (4 e-) Primeros tres electrones: igual a los ante-riores Cuarto electrón: n = 2 ; l = 0 ; m = 0 ; s = + ½ 1s2 2s1 1s2 2s2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

131 B: 1s2 2s2 2p1 C: 1s2 2s2 2p2 N: 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

132 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5 Ne: 1s2 2s2 2p6 2pz1 2py1 1s2 2s2 2px2
UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

133 La configuración electrónica del elemento Rb (Z=37) es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 La configuración electrónica del gas noble anterior más próximo al elemento se denomina “Kernel”. El kernel del Rb es el Kr. He Ne Ar Kr UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

134 [He] ó [Ne] ó [Ar] ó [Kr] ó [Xe] ó [Rn]
La configuración electrónica de un elemento se puede escribir en forma abreviada usando el “kernel”. La configuración del kernel se representa por el símbolo del gas noble entre paréntesis [ ]. Los kernel son: [He] ó [Ne] ó [Ar] ó [Kr] ó [Xe] ó [Rn] El kernel del Rb (Z = 37) es el [Kr] puesto que el Kr es el gas noble anterior más cercano al Rb. Así la configuración electrónica del Rb se puede escribir en forma abreviada (condensada): [Kr] 5s1 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

135 Otros ejemplos de configuraciones electrónicas abreviadas son:
para B (Z = 5): [He]2s22p1 para Ca (Z=20): [Ar] 4s2 para Cl (Z=17): [Ne] 3s2 3p5 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

136 En los ejemplos anteriores:
Los electrones que exceden el kernel se denominan “electrones de valencia”. En los ejemplos anteriores: Rb (Z=37): [Xe] 5s1 tiene un e- de valencia Ca (Z=20): [Ar] 4s tiene 2 e- de valencia Cl (Z=17): [Ne] 3s2 3p5 tiene 7 e- de valencia (Los e- de valencia son los que sobrepasan el kernel). UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

137 Problema 8. Para cada subnivel con los números cuánticos que se indican complete lo que se solicita en la tabla: subnivel Notación de subnivel Valores posibles de ml Número de orbitales n l 2 1 2p -1, 0, +1 3 (tipo “p”) 3 5 4 Ejemplo UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

138 Escriba la configuración electrónica de 42Mo y de 82Pb. Mo Z = 42
Problema 9. Escriba la configuración electrónica de 42Mo y de 82Pb. Mo Z = 42 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d4 = [Kr] 5s24d4 ??? (Después de estudiar y comprender las configuraciones elec-trónicas externas de Cr y de Cu, explique por qué la configura- ción electrónica aceptada para el Mo es [Kr]5s14d5) Pb Z = 82 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p2 = [Xe] 6s24f145d106p2s25f14 … UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

139 Categorías de electrones.
Se distinguen tres categorías de electrones: electrones internos, son los del kernel, están en los niveles inferiores de energía, electrones externos, son los que están en los niveles más altos de energía, los que tienen el mayor valor de n y en promedio están más alejados del núcleo, electrones de valencia, son los electrones (externos) que se involucran en la formación de moléculas y de compuestos. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

140 Categorías de elementos.
Se distinguen tres categorías de elementos: elementos representativos, los que tienen elec-trones de valencia “s” y/o “p”, incompletos. 2) elementos de transición, los que tienen elec-trones de valencia en orbitales “d” incom-pleto. 3) elementos de transición interna, los que tienen electrones de valencia en orbitales “f” incom-pleto UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

141 En los elementos representativos, los electrones externos son también los electrones de valencia.
Entre los elementos de transición, algunos electrones interiores “d” también están implicados a menudo en enlaces y por lo que se cuentan como electrones de valencia. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

142 Configuraciones Electrónicas para los Elementos del tercer período.
Z Elemento Diagrama Orbital Configuración Electrónica (de subniveles 3s y 3p) condensada Na [Ne] 3s1 Mg [Ne] 3s2 Al [Ne] 3s23p1 Si [Ne] 3s23p2 P [Ne] 3s23p3 S [Ne] 3s23p4 Cl [Ne] 3s23p5 Ar [Ne] 3s23p6 3s p

143 Configuraciones Electrónicas para los Elementos del cuarto período.
Diagrama Orbital Configuración electrónica Z Elem (subniveles 4s, 3d y 4p) condensada K [Ar] 4s1 Ca [Ar] 4s2 Sc [Ar] 4s23d1 Ti [Ar] 4s23d2 V [Ar] 4s23d3 Cr [Ar] 4s13d5 Mn [Ar] 4s23d5 Fe [Ar] 4s23d6 Co [Ar] 4s23d7 4s d p

144 Configuraciones Electrónicas para los Elementos del cuarto período (continuación)
Diagrama Orbital Configuración Electró- Z Elem (sólo subniveles 4s, 3d y 4p) nica condensada Ni [Ar]4s23d8 Cu [Ar]4s13d10 Zn [Ar]4s23d10 Ga [Ar]4s23d104p1 Ge [Ar]4s23d104p2 As [Ar]4s23d104p3 Se [Ar]4s23d104p4 Br [Ar]4s23d104p5 Kr [Ar]4s23d104p6 4s d p

145 Configuraciones electrónicas en períodos y en grupos.
El ordenamiento periódico de los elementos se conoce como tabla periódica y dispone los elementos en orden creciente de Z, (de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo). Los elementos cuya configuración electrónica de los electrones externos se inicia con ns1 y termina con np6 conforman el “período n”, para n igual o mayor que 2. El primer período, n = 1, tiene solamente dos elementos, cuyas configuraciones electrónicas son 1s1 y 1s2. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

146 Los “períodos” son las “filas” o “renglones”: Z crece
1er período 2o período 3er período 4o período 5o período 6o período 7o período Z c r e UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

147 se inicia en ….. termina en N° de elementos 1 2 3 4 5 6 7 1s1 1s2
Período N° se inicia en ….. termina en N° de elementos 1 2 3 4 5 6 7 1s s2 2s1 ……………….. 2p6 3s1 ……………….. 3p6 4s1….. (3d) … p6 5s1 … .. (4d)…. ….5p6 6s1 …(4f)…(5d)…..6p6 7s1 ... 8 18 32 restantes UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

148 Uno de los puntos centrales en la química es que “configuraciones electrónicas externas similares se correlacionan con un comportamiento químico similar”. Los elementos de configuraciones electrónicas externas similares se ordenan conformando “grupos” o “familias”. UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

149 En el ordenamiento periódico, los “grupos” o “familias” constituyen las columnas:
Z crece Z c r e UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

150 ns1 ns2 ns2np1 . ns2np6 R e p r e s e n t a t i v o s
Grupo principal Elementos bloque s Grupo principal Elementos bloque p ns1 ns2 ns2np1 . ns2np6 Elem. de transición “d” 1 2 3 4 5 6 7 R e p r e s e n t a t i v o s R e p r e s e n t a t i v o s G a s e s N o b l e s T r a n s i c i ó n Elementos transición interna bloque f UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

151 Configuración Electrónica y Ordenamiento Periódico
1 H 1s1 8A(18) 2 He 1s2 1 2A(2) 4 Be 1s22s2 3A(3) 5 B 1s22s22p1 4A(14) 6 C 1s22s22p2 5A(15) 7 N 1s22s22p3 6A(16) 8 O 1s22s22p4 7A(17) 9 F 1s22s22p5 3 Li 1s22s1 10 Ne 1s22s22p6 2 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

152 Problema 10. Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan representar átomos con propiedades químicas similares: 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s2 1s22s22p3 1s22s22p63s23p64s23d104p6 1s22s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p3 1s22s22p5 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

153 Problema 11. Clasifique a los elementos de las configuraciones electrónicas dadas en: representativo, halógeno, gas noble, transición, alcalino, alcalino térreo, otro. 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s2 1s22s22p3 1s22s22p63s23p64s23d104p6 1s22s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p3 1s22s22p5 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)

154 Problema 12. Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies: Na, Na+, Mg2+, S2-, Cl-, Ar, Ne, O2-, Al3+ b) ¿Cuáles de las especies anteriores son isoelectrónicas? c) ¿Por qué no se forman los iones K2+, Ca+, O3-? d) ¿Cuál de los iones Sn2+ ó Sn4+ es más estable y por qué? UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1)