1 electrones en los átomos. 2  Todos los cuerpos conservan cierta temperatura.  Esto se debe que exista entre ellos un intercambio de calor, o sea,

Presentación del tema: "1 electrones en los átomos. 2  Todos los cuerpos conservan cierta temperatura.  Esto se debe que exista entre ellos un intercambio de calor, o sea,"— Transcripción de la presentación:

1 1 electrones en los átomos

2 2  Todos los cuerpos conservan cierta temperatura.  Esto se debe que exista entre ellos un intercambio de calor, o sea, una transmisión del mismo.  La transmisión del calor depende del estado físico en que se encuentre la materia.  El calor es un tipo de energía que se propaga de diferentes formas.  Para su medición, se utiliza el calorímetro y la unidad empleada para ello es la caloría. Transmisión de calor NO

3 3 Energía  Energía – propiedad de la materia que puede ser transformada a trabajo.  Energía cinética – energía debida al movimiento  Energía potencial – energía debido a su posición  Energía radiante – energía transferida o transportada por ondas electromagnéticas cuando viaja a través del espacio.

4 4 Energía  Energía electromagnética = energía radiante Ejemplos: Luz visible Ondas de radio Rayos infrarrojos, ultravioletas y rayos X

5 5 Radiación electromagnética  Exhiben un comportamiento de ondas ( onda electromagnética)  Viajan a la misma velocidad, no importando si su origen es visible ultravioleta, infrarroja o gama.  Viajan a la velocidad de la luz c = 2,9979 x 10 8 m/s, que es la velocidad de la onda radiante.

6 6 Características de las ondas electromagnéticas Longitud λ (lambda) distancia más corta entre dos puntos equivalentes en una onda continua. Unidad=metro Frecuencia ν (nu) número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo. Unidad=Hertz (1 onda/segundo) Velocidad c (constante, velocidad de la luz) velocidad de la luz 3 x 10 8 m/s C= λ ν

7 7 la naturaleza de las ondas de luz

8 8 Espectro electromagnético Espectro electromagnético  Conjunto de ondas electromagnéticas, o más concretamente, a la radiación electromagnética que emite (espectro de emisión), o absorbe (espectro de absorción) una sustancia. ondas electromagnéticasradiación electromagnéticaondas electromagnéticasradiación electromagnética  Son característicos propios de cada uno de los diferentes elementos químicos.  Se usa para identificar la sustancia, es como una huella dactilar.

9 9 espectro electromagnético

10 10 espectro electromagnético

11 11

12 12 Luz blanca  La luz blanca está compuesta de ondas de diversas frecuencias.  Algunas veces la luz se manifiesta como onda. Otras veces se manifiesta como partícula. Todo depende de las circunstancias. onda partícula onda partícula  Cuando un rayo de luz blanca pasa por un prisma se separa en sus componentes de acuerdo a la longitud de onda.

13 13 Luz blanca  Luz visible entre 700 y 400 nm  Roy G Biv (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, índigo y amarillo, verde, azul, índigo y violeta). violeta).  Según aumenta la frecuencia disminuye la longitud de onda. la longitud de onda.

14 14 Luz blanca

15 15 Emisión

16 16

17 17 Espectros atómicos  Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.  Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

18 18 espectro de emisión atómica es el conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de un elemento. el espectro de emisión atómica es único para cada elemento y se puede utilizar para identificarlo

19 19 naturaleza de las partículas de luz Naturaleza de las

20 20 Teoría cinética de Planck   Los científicos descubrieron que ciertos elementos emitían luz visible cuando se calentaba con una llama. El análisis de esta luz reveló que este comportamiento estaba relacionado con el ordenamiento de los electrones.   Rasgo principal de la teoría cinética de Planck: en vez de ser emitida o absorbida en forma continua, se emite en pequeños paquetes o cuanta (quantum). Establece que la energía electromagnética, por ejemplo la luz para el caso de la radiación visible, en vez de ser emitida o absorbida en forma continua, se emite en pequeños paquetes o cuanta (quantum).

21 21 Max Planck QUANTUM Cantidad mínima de energía que puede perder o ganar un átomo. Planck demostró que la energía de luz emitida por lo objetos incandescentes está cuantizada. La energía de un quantum está relacio- nada con la frecuencia de la radiación emitida: E quantum= h ν E quantum= h ν

22 22 Teoría cinética de Planck h = Constante de Planck h = Constante de Planck = 6.626 x 10 -34 J/hz (J = joule, unidad de energía del SI) ❀ Concluyó que las órbitas alrededor del núcleo tienen un diámetro definido.

23 23 MODELO DE BOHR. E = E órbita con energía más alta – E órbita con energía más baja = E fotón = h ν

24 24 El modelo dual de onda-partícula de la luz  Los electrones – llamados fotoelectrones – se emiten desde la superficie de un metal cuando la luz de cierta frecuencia incide sobre la superficie. Entonces, cuando uno de estos electrones vuelve al nivel inferior, emite un fotón--en una de las frecuencias especiales de ese elemento, por supuesto. Einstein propuso que la radiación electromagnética tenía naturaleza de ondas y de partículas. Einstein propuso que la radiación electromagnética tenía naturaleza de ondas y de partículas. Se comporta como onda. Se comporta como onda. Se comporta como una corriente de partículas pequeñísimas, o haces de energía, llamados fotones (partícula pequeñísima de radiación electromagnética, sin masa, que transporta un cuanta de energía). Se comporta como una corriente de partículas pequeñísimas, o haces de energía, llamados fotones (partícula pequeñísima de radiación electromagnética, sin masa, que transporta un cuanta de energía).

25 25 La teoría cuántica y el átomo Niels Bohr

26 26 MODELO DE BOHR.  Niels Bohr(1885-1962) propuso un nuevo modelo atómico, modelo cuántico para el átomo de H, a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía.  Es el modelo precursor del actual.  Los electrones giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos.

27 27 MODELO DE BOHR.  Cada nivel puede contener un número máximo de electrones.  El estado de menor energía se llama estado raso (no absorben ni energía irradia energía).  Un electrón de la capa más cercana al núcleo posee la energía más baja posible.

28 28 Modelo mecánico cuántico del átomo

29 29 Louis De Broglie Los electrones y todas las partículas de materia pueden comportarse como ondas. Los electrones y todas las partículas de materia pueden comportarse como ondas.

30 30 Louis De Broglie Primero en señalar la dualidad onda. Primero en señalar la dualidad onda. -Propuso la hipótesis que dio lugar a la teoría actual de la estructura atómica.

31 31 Louis De Broglie Predice que todas las partículas en movimiento tienen características de ondas y relaciona la longitud de onda de cada partícula con su masa, su frecuencia y la constante de Planck. Predice que todas las partículas en movimiento tienen características de ondas y relaciona la longitud de onda de cada partícula con su masa, su frecuencia y la constante de Planck.

32 32 El principio de incertidumbre de Heisenberg

33 33 El principio de incertidumbre de Heisenberg Es imposible conocer con precisión la velocidad y la posición de una partícula en el mismo tiempo.

34 34 La ecuación de Schrödinger La ecuación predice una región tridimensional alrededor del núcleo atómico llamado ORBITAL ATÓMICO, donde hay probabilidad de encontrar al electrón donde hay probabilidad de encontrar al electrón

35 35 La ecuación de Schrödinger Una región tridimensional alrededor del núcleo, llamada orbital atómico, describe la ubicación probable del electrón.

36 36

37 37  Átomo gana energía, se encuentra en estado excitado. Al caer el electrón a un de menor energía emite un fotón con una energía que corresponde a la diferencia entre los niveles asociados a las dos órbitas.  Asignó número cuántico, n, a cada órbita y calculó el diámetro de cada.

38 38 orbitales atómicos NÚMEROS CUÁNTICOS PRINCIPALES (n) Indican tamaños relativos de los orbitales atómicos y su energía. Si n Si n tamaño del orbital electrón lejos del núcleo nivel de energía

39 39 Los números cuánticos principales indican los niveles más altos de energía del átomo N1 = estado raso Cada orbital puede tener hasta 2 electrones Son 7 niveles de energía

40 40 El segundo número cuántico es conocido como l. Está relacionado con los subniveles. Está relacionado con los subniveles. Un valor de l =0 corresponde a s, l =1 es p, l =1 es p, l =2 es d, l =2 es d,etc.

41 41 Los niveles contienen SUBNIVELES. Segundo número cuántico (describe los niveles Los niveles contienen SUBNIVELES. Segundo número cuántico (describe los niveles ) N1 1 subnivel N22 subniveles N33 subniveles N44 subniveles etc...... etc......

42 42 El nivel principal de energía 1 contiene 1 subnivel = 1s El nivel principal de energía 2 contiene 2 subniveles= 2s y 2p El nivel principal de energía 3 contiene 3 subniveles= 3s 3p y 3d El nivel principal de energía 4 contiene 4 subniveles= 4s 4p 4d y 4f

43 43 Los subniveles se identifican de acuerdo a la forma de los orbitales del átomo con las letras s, p, d y f

44 44 Número de orbitales posibles= n 2 Cada orbital puede tener 2 electrones Número máximo de electrones por orbital= 2n 2

45 45 Orbitales Una órbita es la trayectoria cerrada que describe el electrón alrededor del núcleo. Un orbital es una región del espacio en la que puede moverse el electrón y que se halla descrita por una función de onda Y. Nos indica la probabilidad de encontrar al electrón en esa zona del interior de dicha región.

46 46 Tercer número cuántico (m) describe la orientación espacial del orbital en el espacio (forma de la nube). Subnivel s – 1 y es esférico Subnivel p – 3 (x, y z) Subnivel d – 5 Subnivel f – 7

47 47 Todos los orbitales s tienen forma de esfera Todos los orbitales p tienen forma de pera Los orbitales d y f tienen diferentes formas.

48 48 Cuarto número cuántico (s) describe la posición del espín del electrón. Tiene un "spin arriba" o un "spin abajo"... Tiene dos posibles valores: s= +1/2 significa "spin arriba" s= +1/2 significa "spin arriba" y s=-1/2 significa "spin abajo".

49 49 Números cuánticos n: número cuántico principal l:número cuántico del momento angular orbital m:número cuántico magnético s:número cuántico del spin electrónico. Estos números cuánticos sólo puede tomar ciertos valores permitidos n:números enteros 1, 2, 3, l:números enteros desde 0 hasta (n-1) m:todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 s:sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

50 50 Modelo Mecano Cuántico (actual): A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto de sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático que explica el comportamiento del electrón en átomos que tienen más de un electrón.

51 51 Este modelo esta basado en los siguientes principios:  En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921) propuso que el electrón tendría propiedades ondulatorias y de partícula (al igual que la energía lumínica).Louis de Broglie  En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el Principio de Incertidumbre, el cual establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad exacta de un electrón.Werner Heisenberg

52 52  En 1927 Erwin Schrodinger (1887-1961) propone una ecuación matemática que da al electrón el carácter de onda y de partícula simultáneamente, ya que incluye la masa del electrón y una expresión que puede considerarse la amplitud de la onda de dicha partícula.Erwin Schrodinger  La ecuación de Schrodinger da la posición más probable del electrón en un átomo de hidrógeno, pero también establece que se le puede encontrar en otras posiciones. En la actualidad se emplean cálculos probabilísticas para describir la posición, la velocidad y la energía de los electrones en el átomo.ecuación de Schrodinger

53 53 Modelo Mecano Cuántico (actual):  En el átomo existen unas zonas delimitadas donde hay una mayor probabilidad de encontrar al electrón; a esta zona se le llama "orbital".  El electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbital dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.  Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los distintos niveles de energía.

54 54 Primeros 4 niveles principales de energía del H Número cuántico principal Subniveles (tipo de orbitales) Número de orbitales en relación al subnivel Número total de orbitales relacionados con el nivel principal de energía 1s11 2sp134 3spd1359 4spdf135716

55 55 Los sistemas de baja energía son más estables........ Los electrones en un átomo tienden a asumir el ordenamiento que le confiera al átomo la menor energía posible y la mayor estabilidad..... Los electrones en un átomo tienden a asumir el ordenamiento que le confiera al átomo la menor energía posible y la mayor estabilidad.

56 56 Reglas para las Configuraciones electrónicas 1 Principio de Aufbau (distribución electrónica o construcción progresiva) Cada electrón ocupa el orbital disponible con energía más baja.

57 57 Diagrama de Aufbau

58 58 a) Todos los orbitales relacionados con un subnivel de energía son de igual energía = los tres orbitales 2p tienen la misma energía. b) En átomos con múltiples electrones, los subniveles de energía dentro de un nivel principal tienen energía diferentes = los orbitales 2p tienen energía más alta que el orbital 2s.

59 59 c) Según la cantidad de energía, la secuencia de los subniveles en un nivel principal es s, p, d y f. d) Los orbitales relacionados con subniveles de energía de un nivel principal pueden superponerse a los orbitales relacionados con los subniveles de energía de otro nivel principal = 4s tiene menor energía que los cinco orbitales relacionados con el subnivel 3d

60 60 2 Principio de exclusión de Pauli Un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico pero solamente si los electrones tienes spin opuesto.

61 61 3 Regla de Hund Los electrones cuyo giro es igual deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía antes que los electrones con giro opuesto puedan ocupar los mismo orbitales. Orbitales 2p

62 62 Diagramas de orbital Diagrama de orbital: Vacío 1 electrón Lleno Cada casilla se identifica con el número cuántico principal y el subnivel asociado al orbital. C 1s2s 2p 1s2s 2p

63 63 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS El ordenamiento de los electrones en los átomos se denomina configuración electrónica

64 64 Configuración electrónica Señala el nivel principal, el subnivel asociado a cada orbital y el número de electrones de cada orbital como un superíndice. C 1s 2 2s 2 2p 2

65 65 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p

66 66 Diagrama de subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

67 67 Elementos de los dos primeros periodos Elemento No. atómico Diagrama de orbital 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s 2s 2p x 2p y 2p z Configuración electrónica Hidrógeno1 1s 1 Helio2 1s 2 Litio3 1s 2 2s 1 Berilio4 1s 2 2s 2 Boro5 1s 2 2s 2 2p 1 Carbono6 1s 2 2s 2 2p 2 Nitrógeno7 1s 2 2s 2 2p 3 Oxígeno8 1s 2 2s 2 2p 4 Flúor9 1s 2 2s 2 2p 5 Neón10 1s 2 2s 2 2p 6

68 68 Notación del núcleo de gas noble Es un método para abreviar configuraciones electrónicas.Se usa entre paréntesis la configuración electrónica del gas noble del periodo anterior al elemento representado y se completa con el nivel de energía que éste llena. Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s 1s 2s 2p 3s Ne 1s 2 2s 2 2p 6 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p 1s 2s 2p Na [Ne]3s 1

69 69 Ejercicios Escribe las configuraciones del estado raso para los siguientes elementos utilizando el diagrama orbital, la configuración electrónica completa y la configuración electrónica utilizando la notación del núcleo de gases nobles: BROMOESTRONCIOANTIMONIOTITANIOAZUFRECLOROCROMOCOBRE

70 70 Excepciones a las configuraciones Cromo[Ar] 4s 1 3d 4 Cobre [Ar] 4s 1 3d 10

71 71 Electrones de valencia Son aquellos situados en los orbitales atómicos más externos del átomo, generalmente asociados al nivel principal de energía más alto del átomo. S [Ne]3s 2 3p 4 6 electrones de valencia Cs [Xe]6s 1 1 electrón de valencia

72 72 Estructuras de símbolos electrónicos (estructuras de Lewis) Es una forma de representación de los electrones de valencia de los átomos que fue diseñada por un químico catedrático estadounidense llamado G.N. Lewis. Símbolo = representa el núcleo atómico y los electrones de niveles internos los electrones de niveles internos Puntos= representan los electrones de valencia

73 73 Elemento No. atómico Configuración electrónica Estructuras de Lewis Litio3 1s 2 2s 1 Li Berilio4 1s 2 2s 2 Be Boro5 1s 2 2s 2 2p 1 B Carbono6 1s 2 2s 2 2p 2 C

74 74 Tarea Escribe el diagrama de orbital, la configuración electrónica, la configuración electrónica en notación de gas noble y las estructuras de Lewis para los siguientes elementos: MagnesioAzufreBromoRubidioTalioXenónSelenioSilicioCalcioYodo

75 75 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.  Según modelo fijado en nuestro trabajo, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. Nivel Numero máximo de electrones 12 28 318 432 532

76 76 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.  Así, en un elemento como el potasio en estado neutro: 19 K 19 protones; 19 electrones; 20 neutrones 1ªcapa : 2e - 2ªcapa : 8e - 3ªcapa : 9e -

77 77 DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA Nivel Max de e - subnivel 12s2 28 s2 p6 318 s2 p6 d10

78 78 Nivel Max de e - subnivel 432 s2 p6 d10 f14 532 s2 p6 d10 f14 618 s2 p6 d10

79 79 Formación de iones más probables.  Un ión perderá o ganará electrones, hasta que se estabilice.  La forma más común de estabilización es la de formar estructuras electrónicas de gas noble.  ¿PORQUÉ DE GAS NOBLE? Los gases nobles son los elementos que menos tienden a perder o ganar electrones,no reaccionan apenas, solo bajo condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a adquirir una estructura electrónica similar a la de estos.

80 80 Formación de iones más probables.  Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad cuando adquiere la estructura electrónica del gas noble(último grupo del S.P.) más cercano.  Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones.  Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones.  Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO

81 81 Ejemplos de formación de iones más probables. 11 Na 11 Na -Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más cerca del Nº atómico del Neón. -Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más cerca del Nº atómico del Neón. -Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa),adquiere configuración de Neón. -Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa),adquiere configuración de Neón. -Entonces deja de ser neutro. -Entonces deja de ser neutro. 11 Na :1s 2 2s 2 p 6 3s 1 -1 e Na +

82 82 Ejemplos de formación de iones más probables. 17 Cl 17 Cl=1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1electrón +1electrón 17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Ar] [Ar]

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84 84 Modelo Mecano Cuántico (actual): A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto de sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático que explica el comportamiento del electrón en átomos que tienen más de un electrón.

85 85 Este modelo esta basado en los siguientes principios:  En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921) propuso que el electrón tendría propiedades ondulatorias y de partícula (al igual que la energía lumínica).Louis de Broglie  En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el Principio de Incertidumbre, el cual establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad exacta de un electrón.Werner Heisenberg

86 86 Modelo Mecano Cuántico (actual):  En el átomo existen unas zonas delimitadas donde hay una mayor probabilidad de encontrar al electrón; a esta zona se le llama "orbital".  El electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbital dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.  Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los distintos niveles de energía.

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88 88 Ahora, digamos que una fuente de luz blanca-- conteniendo todas las longitudes de onda visibles--es dirigida al gas. Cuando los fotones de la luz blanca pasan a través del gas, algunos de ellos pueden interactuar con los átomos--siempre que tengan la frecuencia apropiada para empujar un electrón de ese elemento hasta un nivel superior de energía. Los fotones en esas frecuencias particulares son absorbidos por el gas. Sin embargo, como usted lo anotó antes, los átomos son "transparentes" a los fotones de otras frecuencias... Entonces todas las otras frecuencias saldrían intactas del gas. Así, el espectro de la luz que ha pasado a través del gas tendría algunos "agujeros" en las frecuencias que fueron absorbidas.

89 89 El espectro con estas frecuencias faltantes se llama espectro de absorción. (Note que las líneas oscuras en un espectro de absorción aparecen en las mismas exactas frecuencias de las líneas brillantes en el correspondiente espectro de emisión.)