electrones en los átomos

la naturaleza de las ondas de luz

Energía Energía – propiedad de la materia que puede ser transformada a trabajo. Energía radiante – energía transferida o transportada por ondas electromagnéticas cuando viaja a través del espacio.

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 108 m/s C= λ ν

espectro electromagnético

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

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

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

La teoría cuántica y el átomo Niels Bohr

Modelo mecánico cuántico del átomo

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

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

Hay 7 niveles de energía para el hidrógeno ( n=7)

Los niveles contienen SUBNIVELES N1 1 subnivel N2 2 subniveles N3 3 subniveles N4 4 subniveles etc . . . . . .

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

Todos los orbitales s tienen forma de esfera Todos los orbitales s tienen forma de esfera. Todos los orbitales p tienen forma de pera. Los orbitales d y f tienen diferen- tes formas.

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

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

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

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

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.

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

Diagrama de Aufbau

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.

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

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.

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

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

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

Ne 1s22s22p6 1s 2s 2p

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

Elementos de los dos primeros periodos No. atómico Diagrama de orbital 1s 2s 2px2py2pz Configuración electrónica Hidrógeno 1 1s1 Helio 2 1s2 Litio 3 1s22s1 Berilio 4 1s22s2 Boro 5 1s22s22p1 Carbono 6 1s22s22p2 Nitrógeno 7 1s22s22p3 Oxígeno 8 1s22s22p4 Flúor 9 1s22s22p5 Neón 10 1s22s22p6

Notación del núcleo de gas noble Es un método para abreviar configuraciones electrónicas.Se usa entre paréntesis la configuración electrónica del gas noble del periodo anterior al elemento representado y se completa con el nivel de energía que éste llena. Na 1s22s22p63s1 1s 2s 2p 3s Ne 1s22s22p6 1s 2s 2p Na [Ne]3s1

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

Excepciones a las configuraciones Cromo [Ar] 4s13d4 Cobre [Ar] 4s13d10

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]3s23p4 electrones de valencia Cs [Xe]6s1 electrón de valencia

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

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

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

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

El principio de incertidumbre de Heisenberg Es imposible co-nocer con preci-sión la velocidad y la posición de una partícula en el mismo tiempo.

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