Cap. 2: Electrones en Atomos Universidad Nacional Experimental del Táchira (UNET) San Cristóbal 2007 Química General Departamento de Química.

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1 Cap. 2: Electrones en Atomos Universidad Nacional Experimental del Táchira (UNET) San Cristóbal 2007 Química General Departamento de Química

2 Radiación Electromagnética Es una combinación de campos eléctricos y magnéticos que se propagan por ondas trasnportando energía, a través de un medio material o en el vacio. = Longitud de onda V = frecuencia

3 Alta campo eléctrico campo magnético Dirección del viaje Radiación Electromagnética Baja longitud de onda Alta frecuencia

4 Frecuencia, L. de onda y Velocidad. Frecuencia ( ) en Hertz Hz ó s -1. Longitud de onda (λ) en metros m. cm  m nm Aº pm (10 -2 m)(10 -6 m)(10 -9 m)(10 -10 m)(10 -12 m) Velocidad de la luz (c) 2,997925 x 10 8 m/s. c = λ λ = c/ = c/λ

5 Espectro Electromagnético Frecuencia, S -1 Longitud de onda, m Radio Micro- ondas Infra- rojo Ultra- violeta Rayos X Rayos

6 Refracción de la luz “La luz es refractada cuando pasa desde el aire al prisma de vidrio”

7 Espectro Atómico Si la fuente de luz es una descarga eléctrica a través de una gas sólo se ven ciertos colores en el espectro, característico de los átomos del gas. Gas helio Gas hidrógeno

8 Espectro Atómico LitioSodioPotasio Video

9 Espectro Atómico Lámpara de Helio Película fotográfica Espectrógrafo

10 Teoría Cuántica Max Planck, 1900: “La energía, como la materia, es discontinua, se comporta como si estuviera compuesta por paquetes de energía, denominados cuantos” є = h* h = 6,63 x 10 -34 J*s h = 6,63 x 10 -27 ergios*s

11 Ejemplo Calcular la energía de una radiación cuya longitud de onda es 911,6 A. E= h*v E=h*c/

12 El efecto fotoeléctrico El choque de la luz con la superficie de ciertos metales causa la emisión de electrones. Video E> E o emisión de electrones Eo = Vo*h Vo = frecuencia de umbral

13 Si la frecuencia (V) es mayor a la Vo, la energía extra será transferida a los electrones en forma de energía cinética 1 M*v 2 2 El efecto fotoeléctrico Ec = Si V > Vo Ec = E-Eo = h* - h* o )

14 Los electrones tiene ciertos estados estacionarios, llamados capas. Cuando los electrones están en uno de los estados de energía definido, no irradian. La única forma de que un electrón varíe de nivel de energético es pasando de un nivel a otro. Para que un electrón cambie de nivel energético hay que excitarlo, para pasar de un nivel bajo a un nivel alto. Teoría atómica de Bohr

15 En cualquier nivel el electrón se mueve siguiendo una orbita circular alrededor del núcleo. La diferencia energética entre el estado energético más alto y el más bajo es la correspondiente a cuanto de luz. Bohr obtuvo una ecuación para la energía de una electrón en cada orbital. R H = 2,179 x 10 -18 J E = -R H n2n2

16 El átomo de Bohr E = -R H n2n2 R H = 2,179 x 10 -18 J Excitación electrónica Emisión de luz a o = 0,53 A

17 Diagrama de niveles de energía ΔE = E f – E i = -R H nf2nf2 ni2ni2 – = R H ( ni2ni2 1 nf2nf2 – 1 ) = h = hc/λ

18 Calcular la longitud de onda de la radiación emitida cuando ocurre una transición electrónica del nivel 6 al nivel 1. Ejemplo

19 La longitud de onda será:

20 Ideas que condujeron a la mecánica cuántica Dualidad Onda-Partícula. –Einstein sugirió que la luz tiene propiedades semejantes a las de las partículas y está constituida por fotones. deBroglie, 1924 –Las partículas pequeñas de materia a veces pueden mostrar propiedades de ondas.

21 deBroglie y dualidad onda-partícula (deBroglie) E = mc 2 (Einstein) Solo es aplicable cuando las longitudes de onda son comparables a las dimensiones atómicas. h = mc 2 (Planck) h /c = mc = p p = h/λ λ = h/p = h/mv E = h

22 El principio de incertidumbre Δx Δp ≥ h 4π4π Werner Heisenberg Microscopio Fotón Electrón Donde: P = m*v “ Lo que se estudia se altera”

23 Probabilidad de encontrar un electrón Para obtener la función de onda se requieren tres números cuánticos. Cuando se especifican los tres números cuánticos, el resultado de la función de onda se denomina “orbital”. Orbital: regíon de un átomo donde es probable encontrar un e -.

24 Número cuántico principal, n = 1, 2, 3… Número cuántico del momento angular ( l ) l = 0, 1, 2…(n-1) Número cuántico magnético (m l ) m l = - l …-2, -1, 0, 1, 2…+ l Números Cuánticos

25 Capas y subcapas n Nombre subcapa l m 1 (s) 0 0 2 (s) 0 0 (p) 1 -1 0 1 3 (s) 0 0 (p) 1 -1 0 1 (d) 2 -2 -1 0 1 2 (a) Un orbital S, en una subcapa S ( n=1, l = 0, ml = 0) (b) Tres orbitales P, en una subcapa P ( n=2, l =1, ml = -1, 0, 1) Capa Subcapa Orbitales

26 Orbitales S

27 Orbitales P

28 Orbitales d

29 Orbitales f

30 Spin del electrón: un cuarto número cuántico

31 Proceso Aufbau. –El orden de llenado corresponde al orden creciente de la energía de los orbitales. Principio de exclusion de Pauli. –Solo dos electrones pueden ocupar el mismo orbital. Regla de Hund. –Cuando hay orbitales de idéntica energía, los e - tienden a ocupar los orbitales de forma desapareada Configuración electrónica

32 Llenado de orbitales

33 Proceso Aufbau y Regla de Hunds C (Z= 6) 1s 2 2s 2 2p 2

34 Llenado de orbitales “P” Z = 7 Z = 8 Z = 9 Z = 10

35 Llenado de orbitales “d” Ar Z = 18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

36 Llenado de orbitales “d” Z = 21 Z = 22 Z = 23 Z = 24 Z = 25 Z = 26 Z = 27 Z = 28 Z = 29 Z = 30 * *