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

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

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

3 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.

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

5 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (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.

6 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.

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

8 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 8 Las características de una onda son: longitud de onda, distancia entre cualquier punto sobre una onda y el punto correspondiente de la onda siguiente. Unidad = m frecuencia, : 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.

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

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

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

12 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 …

13 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.

14 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 10 8 m/s Unidades: u, c en m/s en m en s -1 = Hz (Hertz)

15 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 15 Rayos gama Rayos X Ultra- violeta Visible Infrarrojo Microondas Ondas de radio Frecuencia (1/s) Longitud de onda (nm) Región visible

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

17 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 17 con c = 3,00x10 8 m/s Equivalencias: 1 Å = m; 1 nm = m

18 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 18 Tres fenómenos relacionados con la materia y la luz eran especialmente confusos a principios del siglo XX: 1) la radiación del cuerpo negro 2) el efecto fotoeléctrico 3) el espectro atómico Naturaleza corpuscular de la luz

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

20 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 20 Planck propuso que el objeto caliente brillante podía emitir (o absorber) sólo ciertas cantidades de energía: E = n h 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

21 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 h y el menor cambio de energía se da cuando n = 1. El menor cambio de energía es: E = h y se denomina un cuanto de energía cuanto = cantidad fija

22 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.

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

24 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 24 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, o El balance de energía en este fenómeno se puede expresar: E = h = h o + energía del electrón que sale

25 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 25 h = h o + energía del electrón que sale es la energía con que el electrón está unido al átomo. generalmente como energía cinética Entonces: h = h o + ½ m electrón v 2 electrón

26 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: E fotón = h = E átomo

27 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. E fotón = h ; para la radiación: c = por lo tanto:

28 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 28 Problema 3. Calcule la energía de un fotón de luz ultravio- leta de = m, de luz visible de = 5x10 -7 m y de luz infrarroja de = m. Ordene las radiaciones crecientes: en energía; en longitud de onda en frecuencia Resp: E UV = 2x J; E V = 4x J; E IR = 2x J

29 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.

30 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 30 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.

31 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 31 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).

32 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.

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

34 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) nm nm nm Espectro visible (nm) Hg Sr Otros espectros atómicos

35 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)

36 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 36 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.

37 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 37 lámina de oro (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 Experimento de Rutherford

38 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 Cero deflección Partícu- las Pequeña deflección 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.

39 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 39 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.

40 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.

41 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 41 El modelo de Bohr usó las ideas de Planck y de Einstein sobre la cuantización de la energía y propuso tres postulados: 1) El átomo de H tiene sólo ciertos niveles de energía permitidos. 2) El átomo NO emite energía mientras está en uno de estos estados estacionarios. 3) 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.

42 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

43 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 43 De acuerdo al postulado 3) cuando el átomo pasa de un estado estacionario a otro estado estacionario, la energía del fotón es: E fotón = E estado A – E estado B = h 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.

44 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.

45 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.

46 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.

47 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 47 Modelo de Bohr y espectro de hidrógeno Serie en el visible, n>2 a n=2 Serie en el Ultravioleta, n>1 a n=1 Serie en el infrarojo, n>3 a n= Serie en el ultravioleta Serie en el visible Serie en el infrarojo

48 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, … E n = energía de la órbita n (nivel n). R H es una constante, se llama constante de Rydberg y su valor es 2,18x J. Cada nivel de energía tiene asociado un n.

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

50 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 50 Sean dos niveles de energía de un átomo de H. Cuando el e - del átomo de H pasa de la órbita de n i a la de n f, la energía del átomo de H cambia del valor por lo que la variación de energía del átomo es: E = E final – E inicial =

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

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

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

54 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 2,15x J.

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

56 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: => E n=1 = -2,18x J. 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 E = 2,18x J.

57 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 57 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: = 2,18x J/ átomo x 6x10 23 átomo/mol = 1,31x10 6 J/mol = 1310 kJ/mol

58 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 + ; Li 2+, Be 3+, etc.

59 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 59 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.

60 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 60 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 = mc 2, que permite hacer equivalente una cantidad de energía a una cantidad de materia y viceversa. Albert Einstein Premio Nobel 1921

61 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.

62 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

63 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: = 2L/n donde: L es la longitud de la cuerda n = 1, 2, 3, 4, ….. (N° cuántico)

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

65 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 = 3n = 5 n = 3,3 PROHIBIDO

66 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:

67 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.

68 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 68 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.

69 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 = 6,626x J s

70 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 70 Relación masa y l para distintos sistemas. sistemamasa (g)velocidad (m/s)l (m) e - (lento)9x ,00074 e - (rápido)9x ,0x10 6 1,5x Núcleo He6,6x ,5x10 7 6,7x cualquiera pelota de tenis camión x (108 km/h) 55,56 (200 km/h) 27,78 6,6x ,2x ,2x x tierra6x x10 4 3,7x10 -63

71 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.

72 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

73 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 73 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 x y u son las incertidumbres en posición y velocidad, respectivamente, m es la masa de la partícula y h, la constante de Planck.

74 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 74 Problema 6. Si la velocidad de un electrón cerca del núcleo es 6x10 6 m/s ± 1%, ¿cuál es su incertidumbre en su posición? Solución: m electrón = 9x g; u = es el 1% de 6x10 6 m/s u = 6x10 4 m/s

75 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.

76 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 76 La ecuación que resolvió Schrödinger es: = 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 representa un set complejo de operaciones matemáticas que aplicadas a un particular permiten encontrar un estado de energía E.

77 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.

78 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.

79 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

80 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 80 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 m s y para el electrón sólo puede tener dos valores: m s = -1/2 ó +1/2

81 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.

82 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 82 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.

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

84 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.

85 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

86 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 86 El número de valores que tiene m indica el nú- mero de orbitales del subnivel. Algunos ejemplos: nlorbitalmN° de orbitales 101s01 202s01 303s01 13p-1, 0, 13 23d-2, -1, 0, 1, s01 14p-1, 0, 13 24d-2, -1, 0, 1, 25 34f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7

87 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 87 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.

88 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.

89 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

90 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, Orbital 1s

91 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. Distancia r desde el núcleo 2s 3s

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

93 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 93 X Z Y d YZ Z X Y dZ2dZ2 Z X Y d X 2 - Y 2 Orbitales d Algunas de las 5 formas y orien- taciones de un orbital tipo d. Hay otras dos como ésta, en los planos xz e xy.

94 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 94 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 denominaconfiguración electrónica.

95 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.

96 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 96 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?

97 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.

98 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).

99 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.

100 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 100 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

101 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 101 1)Número cuántico de spin del electrón. Este número cuántico se designa por m s (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 m s puede ser -1/2 ó +1/2.

102 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 102 2)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.

103 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 103 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, m s = -1/2 el segundo electrón tiene: n = 1, l = 0, m = 0, m s = +1/2 o viceversa

104 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: a) la carga nuclear (Z) b) las repulsiones entre electrones c) el efecto pantalla de electrones más internos

105 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 105 Para átomos multielectrónicos se requiere considerar: 1) necesidad de un cuarto número cuántico (número cuántico de spin del electrón, s ó m s, con valores -1/2 ó +1/2) 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

106 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:

107 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.

108 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 108 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.

109 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 109 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

110 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 yE de 1s en H = kJ/mol

111 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. 0 Energía kJ/mol (1s de He + ) kJ/mol (1s de H)

112 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.

113 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.

114 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).

115 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.

116 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:

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

118 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:

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

120 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:

121 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 spdfspdf

122 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.

123 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: 1s 2 ; 4p 3 ; 3d 8 En la tabla que sigue se dan las configuracio- nes electrónicas de los tres primeros elementos:

124 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 124 Ele- mento ZN° de electrones Configuración electrónica H11 n=1, l=0; m=0; s=-1/2 => 1s 1 He22n=1, l=0; m=0; s=-1/2 n=1, l=0; m=0; s=+1/2 => 1s 2 Li33 n=1, l=0; m=0; s=-1/2 n=1, l=0; m=0; s=+1/2 n=2, l=0; m=0; s=-1/2 => a 1s 2 2s 1 Be44etc.

125 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 125 ElementoZConfiguración electrónica H He Li Be B C N O F Ne s 1 1s 2 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6

126 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: 1s 2 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.

127 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 127 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:

128 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 128 ElementoZConfiguración electrónica Be B C N O F Ne Na Mg s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1 e - celibatario 1s 2 2s 2 2p 1 p 1 2 e - 1s 2 2s 2 2p 1 p 1 p 1 3 e - 1s 2 2s 2 2p 2 p 1 p 1 2 e - 1s 2 2s 2 2p 2 p 2 p 1 1 e - 1s 2 2s 2 2p 2 p 2 p 2 = 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1 e - celibatario 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

129 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 1s 1 1s 2

130 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 130 Litio (3 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 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2

131 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 131 B: 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p x 1 C: 1s 2 2s 2 2p 2 2p y 1 1s 2 2s 2 2p x 1 N: 1s 2 2s 2 2p 3 2p z 1 2p y 1 1s 2 2s 2 2p x 1

132 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 132 O: 1s 2 2s 2 2p 4 2p z 1 2p y 1 1s 2 2s 2 2p x 2 F: 1s 2 2s 2 2p 5 2p z 1 2p y 2 1s 2 2s 2 2p x 2 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 2p z 2 2p y 2 1s 2 2s 2 2p x 2

133 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 133 La configuración electrónica del elemento Rb (Z=37) es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 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

134 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 134 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] 5s 1

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

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

137 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: subnivelNotación de subnivel Valores posibles de m l Número de orbitales nl 212p-1, 0, +13 (tipo p) Ejemplo

138 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 138 Problema 9. Escriba la configuración electrónica de 42 Mo y de 82 Pb. Mo Z = 42 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 4 = [Kr] 5s 2 4d 4 ??? (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]5s 1 4d 5 ) Pb Z = 82 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 = [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 s 2 5f 14 …

139 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 139 Categorías de electrones. Se distinguen tres categorías de electrones: 1)electrones internos, son los del kernel, están en los niveles inferiores de energía, 2)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, 3)electrones de valencia, son los electrones (externos) que se involucran en la formación de moléculas y de compuestos.

140 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 140 Categorías de elementos. Se distinguen tres categorías de elementos: 1)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

141 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.

142 Z Elemento Diagrama Orbital Configuración Electrónica (de subniveles 3s y 3p) condensada 11 Na [Ne] 3s 1 12 Mg [Ne] 3s 2 13 Al [Ne] 3s 2 3p 1 14 Si [Ne] 3s 2 3p 2 15 P [Ne] 3s 2 3p 3 16 S [Ne] 3s 2 3p 4 17 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 18 Ar [Ne] 3s 2 3p 6 Configuraciones Electrónicas para los Elementos del tercer período. 3s 3p

143 Diagrama Orbital Configuración electrónica Z Elem (subniveles 4s, 3d y 4p) condensada 19 K [Ar] 4s 1 20 Ca [Ar] 4s 2 21 Sc [Ar] 4s 2 3d 1 22 Ti [Ar] 4s 2 3d 2 23 V [Ar] 4s 2 3d 3 24 Cr [Ar] 4s 1 3d 5 25 Mn [Ar] 4s 2 3d 5 26 Fe [Ar] 4s 2 3d 6 27 Co [Ar] 4s 2 3d 7 Configuraciones Electrónicas para los Elementos del cuarto período. 4s 3d 4p

144 Diagrama Orbital Configuración Electró- Z Elem (sólo subniveles 4s, 3d y 4p) nica condensada 28Ni[Ar]4s 2 3d 8 29Cu[Ar]4s 1 3d 10 30Zn[Ar]4s 2 3d 10 31Ga[Ar]4s 2 3d 10 4p 1 32Ge[Ar]4s 2 3d 10 4p 2 33As[Ar]4s 2 3d 10 4p 3 34Se[Ar]4s 2 3d 10 4p 4 35Br[Ar]4s 2 3d 10 4p 5 36Kr[Ar]4s 2 3d 10 4p 6 Configuraciones Electrónicas para los Elementos del cuarto período (continuación) 4s 3d 4p

145 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 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 ns 1 y termina con np 6 conforman el período n, para n igual o mayor que 2. El primer período, n = 1, tiene solamente dos elementos, cuyas configuraciones electrónicas son 1s 1 y 1s 2.

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

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

148 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.

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

150 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) ns 1 ns 2 ns 2 np ns 2 np 6 Elem. de transición d Grupo principal Elementos bloque s Grupo principal Elementos bloque p Elementos transición interna bloque f 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

151 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) Li 1s 2 2s 1 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 6A(16) 8 O 1s 2 2s 2 2p 4 5A(15) 7 N 1s 2 2s 2 2p 3 2A(2) 4 Be 1s 2 2s 2 4A(14) 6 C 1s 2 2s 2 2p 2 3A(3) 5 B 1s 2 2s 2 2p 1 7A(17) 9 F 1s 2 2s 2 2p 5 8A(18) 2 He 1s 2 1A(1) 1 H 1s Configuración Electrónica y Ordenamiento Periódico

152 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: a)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 b)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 c)1s 2 2s 2 2p 3 d)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 e)1s 2 2s 2 f)1s 2 2s 2 2p 6 g)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 h)1s 2 2s 2 2p 5

153 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. a)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 b)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 c)1s 2 2s 2 2p 3 d)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 e)1s 2 2s 2 f)1s 2 2s 2 2p 6 g)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 h)1s 2 2s 2 2p 5

154 UdeC/ FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-1) 154 Problema 12. a)Escriba las configuraciones electrónicas de las siguientes especies: Na, Na +, Mg 2+, S 2-, Cl -, Ar, Ne, O 2-, Al 3+ b) ¿Cuáles de las especies anteriores son isoelectrónicas? c) ¿Por qué no se forman los iones K 2+, Ca +, O 3- ? d) ¿Cuál de los iones Sn 2+ ó Sn 4+ es más estable y por qué?


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