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Ing. Virginia Estebané 1

Capitulo 2: ESTRUCTURA ATOMICA Y ELECTRONICACapitulo 2: ESTRUCTURA ATOMICA Y ELECTRONICA

La teoría atómica de la materia! El descubrimiento de la estructura atómica.! La visión moderna de la estructura atómica.! La tabla periódica! La naturaleza ondulatoria de la luz! Energía cuantizada y fotones! Modelo de Bohr! Mecanica cuántica y orbitales atómicos! Representaciones de orbitales! Energía en los orbitales! Configuraciones electrónica y tabla periódica! Configuración electrónica y tabla periódica


La atomística griega! Empédocles (440 a.c)

! Demócrito (aprox 370 – 430 a.c)

! Aristóteles y Platón (384 – 322 a.c )

! Daltón ( 1803 – 1808 d.c)


La Teoría atómica de la materia: Teoría de Dalton (1808)La Teoría atómica de la materia: Teoría de Dalton (1808)

El modelo de Dalton no habla acerca de cómo están constituídos los átomos, más bién de su existencia.

1 Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos(indivisible)

2 Todos los átomos de un elemento dado son idénticos ( tamaño y forma)


Teoría de Dalton(continuación)Teoría de Dalton(continuación)

3 Los átomos de un elemento no se transformanen átomos diferentes mediante reaccionesquímicas. Es imposible crear o destruir un átomo mediante reacciones químicas.

4 Se forman compuestos cuando se combinanátomos de más de un elemento; un compuestodado siempre tiene el mismo número relativo y clase de átomos.


El descubrimiento de la Estructura atómica

! Hace apenas 150 años , se veía al átomo un objeto indivisible , indestructible e inmutable

! Para 1850 sugería que el átomo se compone de piezas aún más pequeñas llamadas PARTICULAS SUBATOMICAS.

! Para descubrir dichas partículas, fue necesario entender que la estructura del atómo está relacionada con la carga eléctrica (positiva y negativa). Además que cargas iguales se repelen y cargas distitas se atraen.


Experimentos asociados a la estructura atómicaExperimentos asociados a la estructura atómica

- J. J. Thomson - calculó la relación entre la cargaeléctrica y la masa de un electrón usando rayos catódicos. e/m=1.76x108 couloms por gramo

- Ernest Rutherford - explicó el nucleo atómico, utilizando el experimento de dispersión de partículasα

- Robert Millikan midió la carga de un electrónrealizando el experimento ”gota de aceite de Millikan”. e= 1.60 x 10 -19 C


Rayos catódicos y electrones! Rayos catódicos: Radiación producida dentro de un tubo

por aplicación de alto voltage.! Resultados del experimento. Los rayos catódicos: 1.- Viajan en línea recta en ausencia de campos magnético:2.- Tienen carga negativa3.- Son “doblados” por campos magnéticos y eléctricos, como se esperaría que lo

hicieran partículas negativas

4.- Son iguales los emitidos por catódos de diferente material

! El experimento con rayos catódicos (corriente de partículas con carga negativa) fue la evidencia más convincente de la existencia del ELECTRON, componente fundamental del átomo


ElectrodoCátodoCátodo

ElectrodoAnodoAnodo

(-)

(+)

(+)

(-)

Campo eléctricoaplicado


Experimento de la “gota de aceite de Millikan”

! Experimento:Se permitió que gotas de aceite, que había capturado uno o más e-, cayeran entre dos placas cargas eléctricamente. Millikan midió el voltage de las placas al observar cómo afectaba la caida de las gotas de aceite. Al calcular las cargas de cada una de las gotas vió que las cargas siempre eran múltiplos de 1.60 x10 -19 C, concluyendo que ésta era la carga de un sólo electrón

! A continuación Millikan calculó la masa del e- usando suvalor para carga, y la relación e/m de Thomson. Masadel electrón = 9.10 x10 -28 g


Rocío de aceite

Atomizador

Microscopio

Placas concarga eléctrica

Rayos X Radiación ionizante

(+)

(-)


Rayos canales y el protón! En un tubo de rayos catódicos con el

cátodo horadado, los e- viajan del cátodo al ánodo, en su trayectoria pueden chocar con átomos del gas remanente en el tubo. La colisión dá como resultado iones positivos que tienden a viajan hacia el electrodo negativo atravesando el cátodo, formando rayos canales que se detectan en la pared del tubo.


Rayos canales y el protón! Resultados:" Con el procedimiento similar al empleado por Thomson, la

relación e/m de la partículas era variable, dependiendo del gas utilizado en el tubo

" Cuando el gas del tubo fue el Hidrógeno se encontró la e/m más grande, debido a que la masa es la más pequeña, considerándose el ión hidrógeno, H+, la partícula fundamental eléctrica positiva, EL PROTON

" La masa del protón es 1836 veces la de un electrón! Thomson razonó sobre estas dos partículas

(electrón y protón y propuso el primer modelo atómico: “Pudín de ceruela” (electrones incrustados en el átomo como pasas en un pudín)


Dispersión de partículas alfa y núcleoatómico.

! Después de descubrir la Radiactividad, en 1910 Rutherford y sus colaboradores realizaron un experimento que dio al traste con el modelo de Thomson.

! Experimento: Bombardeo con partículas alfa (partículascon la masa de un átomo de helio y con carga +2) a una laminilla de oro con miles de atomos de espesor. Cuando una partícula alfa choca con un núcleo de oro (o pasa muy cerca de él), experimenta una fuerte repulsión. La partícula alfa, es desviada de su trayectoria por esta interacción repulsiva.


El átomo nuclear! Casi todas las partículas alfa atravesaban la lámina sin desviarse! Unas cuantas se desviaban! Unas pocas rebotaban hacia atrás de la lámina! Rutherford postuló que la mayor parte de la masa del átomo, y toda

su carga positiva, residía en una región muy pequeña, extremedamente densa, a la que llamó núcleo.

! Estudios experimentales subsecuentes condujeron al descubrimiento de partículas neutras (neutrones) en el núcleo, por J. Chadwick en 1932.

94Be + 42He (13

6C) 126C + 10n

núcleo instable neutrón


Haz dePartículas alpha

Laminillade orodelgadaPantalla fluorescente

para detectar laspartíulas dispersas

Partículasdispersas

Sustancia Radiactivaenvuelta en bloque dePlomo para absorver la radiactividad

La mayor parte delas partículasno se desvía


La visión moderna de la Estructura AtómicaLa visión moderna de la Estructura Atómica

- Electrones: partículas con carga negativa, se encuentran fuera del núcleo atómico

- Protones: encontrado en el núcleo atómico, ellos tienen una carga positva igual en magnitud a la carga del electrón.

- Neutrones: encontrados en el núcleo, y con masa aproximada al protón pero sin cargaeléctrica

El El átomoátomo contienecontiene::


La masa y carga del Electrón, Protóny NeutrónLa masa y carga del Electrón, Protóny Neutrón

Masa Partículas kg uma

Carga

Electrón 9.11 x10 -31 5.49x10-4 1- Protón 1.67 x 10 -27 1.0073 1+ Neutrón 1.67 x 10 -27 1.0087 0


Notación Química:Símbolos AtómicosNotación Química:Símbolos Atómicos

O ← Elemento16

8

Masa Atómica →

Número atómico →


Estructura atómica:conceptos• Número atómico: El número específico de protones(todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones en elnúcleo)

• Masa Atómica: Es el número total de protones másneutrones en el átomo

• Isotopo: Atomos de un elemento dado que difiere enel número de neutrones, y por lo tanto en su masa.

Ejemplo: 11H 21H 3

1H

Protio Deuterio Tritio


La tabla Periódica! Es una organización de los elementos en orden de

número atómico creciente.! Los elementos con propiedades similares se colocan

en columnas.! Las columnas se conocen como grupos o familias.! Los renglones se llaman periodos.! Los metales se localizan a la izquierda y parte media

de la tabla. Comprenden la mayor parte de los elementos.


La tabla Periódica (continuación)

! Propiedades generales de los metales:-- Lustre y elevada conductividad eléctrica y térmica- Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg)

! Los elementos no metálicos se encuentran en el lado derecho de la tabla y están separados de los elementos metálicos por una línea diagonal escalonada desde el BORO al ASTATO. El Hidrógeno es un no metal


La tabla Periódica (continuación)

! Propiedades generales de los no metálicos- A temperatura ambiente hay elementos en estado sólidos,

líquidos y gaseosos- Funden a bajas temperaturas-No conducen electricidad y calor

! Los elementos semimetálicos o metaloides se encuentran localizados entre los metales y los no metales: B, Si, Ge, As, Sb, Te, At.


La tabla periódica! IA.- Familia de metales alcalinos! IIA.- Familia de metales alcalinotérreos! IIIA.- Familia de metales térreos o del Al! IVA.- Familia del carbono! VA.- Familia del Nitrogeno o Pnicógenos! VIA.- Familia del Oxigeno-Calcógenos (formadores

de yeso)! VIIA.- Halógenos(formadores de sales)! VIIIA.- Gases nobles o raros


1H

3Li

11Na

19K

37Rb

55Cs

87Fr

4Be

12Mg

20Ca

38Sr

56Ba

88Ra

21Sc

39Y

57La*

89Ac†

22Ti

40Zr

72Hf

104Unq

23V

41Nb

73Ta

105Unp

24Cr

42Mo

74W

106Unh

25Mn

43Tc

75Re

107Uns

26Fe

44Ru

76Os

108Uno

27Co

45Rh

77Ir

109Une

110Uun

111Uuu

28Ni

46Pd

78Pt

29Cu

47Ag

79Au

30Zn

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

48Cd

80Hg

31Ga

49In

81Tl

5B

13Al

32Ge

50Sn

82Pb

6C

14Si

33As

51Sb

83Bi

7N

15P

34Se

52Te

84Po

8O

16S

9F

17Cl

35Br

53I

85At

10Ne

18Ar

36Kr

54Xe

86Rn

2He

58Ce

90Th

59Pr

91Pa

60Nd

92U

61Pm

93Np

62Sm

94Pu

63Eu

95Am

64Gd

96Cm

65Tb

97Bk

66Dy

98Cf

67Ho

99Es

68Er

100Fm

69Tm

101Md

70Yb

102No

71Lu

103Lr

1A

2A

Metales de Transición

3A 4A 5A 6A 7A

8A1

2 13 14 15 16 17

18

Met

ales

Alc

alin

osMetalesAlcalinotérreos Halógenos

Gasesnobles

*Lantánidos

† Actínidos


Estructura electrónica de los atomos. Ideas preliminares! Comportamiento similar en los elementos

de una misma familia o grupo. Porque?! Cuando los átomos reaccionan para

combinarse (formar compuestos), son los electrones los que interactuán

! Por lo tanto, la clave para la contestación de la pregunta, es el comportamiento de los electrones en los átomos.


Estructura electrónica de los atomos. Conceptos! Estructura electrónica: Es la disposición de los

electrones en un átomo.! La estructura electrónica actual es el resultado de

uno de los principales avances de la ciencia en el siglo XIX, la teoría cuántica.

! Teoría cuántica: Permite describir coherentemente las estructuras electrónicas de los elementos


La naturaleza ondulatoria de la luz! Debido a la pequeñez de los electrones fue necesario

interactuar con la Luz (luz emitida o absorbida por las sustancias): Para conocer la estructura atómica fue necesario interactuar con los átomos. Ej: Rutherford encontró el núcleo atómico por su interacción con las partículas alfa

! La Luz: Radiación electromagnética que puede trasmitirse en el espacio vacio a una velocidad de

3.00 X 108 m/s.! Radiación electrómagnetica: Oscila y transporta energía en

el espacio, por lo que, se le conoce también como energía radiante. Viaja a la misma velocidad de la Luz

! Todo movimiento ondulatorio tiene dos parámetros fundamentales: Frecuencia y Longitud de Onda..


La naturaleza ondulatoria de la luz

! Longitud de onda ( λ , lamda): distancia entre picos. Tiene las Unidades de distancia

! Frecuencia (ν, nu): # de longitudes de onda completas que pasan por un punto en un segundo. Unidades: 1/s =s -1 = 1 hertz (Hz).

λAmplitud: está relacionada con la intensidad de la radiación

C = λνλνλνλν C = velocidad de la Luz

λλλλ = longitud de onda νννν = frecuencia


Radiaciones electromagnéticas! Rayos gamma: Radiación con menor λ , emitidos por los materiales radiact.

! Rayos X: Siguen en λ (<10 -8m), penetran el cuerpo humano en una radiografía

! Rayos ultravioleta: λ ~ 10 -9m, causantes de las quemaduras de la piel cuando se toma el sol

! Luz visible: λ oscila entre 400 y 700 nm. Estos extremos corresponden a los colores violeta y rojo.

! Radiación infrarroja: λ ~ 10 -6 a 10 -3m, emitido en forma de calor

! Microondas: λ ~ 10 -2m, se utiliza en comunicaciones y radar, así como en el horno microondas

! Ondas de radio: Tienen la mayores longitudes de onda λ ~ 1 m

Todas las radiaciones viajan a la velocidad de la luz.

30

Espectro electromagnético

10-11 10-9 10-7 10-5 10310-3 10110-1

RadiofrecuenciasMicroondasInfrarrojoUltravioleta

Rayos XRayos gamma

104108 10610101012101410161020 1018

Longitud de onda (m)

Frecuencia(s-1)

visi

ble

Región visible

400 500 600 700 750 nm

Baja energía

baja ν

λ larga

Alta energía

Alta ν

λ corta


Energía cuantizada Motivos del nacimiento de la teoría cuántica - Dar explicación porqué los cuerpos calientes emiten

radiación electromagnética (la relación entre la temperatura, intensidad de la luz y longitud de onda). Ej: Cuanto más caliente está el filamento de una bombilla (foco), más corta es la longitud de onda de la luz (el filamento pasa de color rojo a incandecente emitiendo luz blanca)

- Las leyes prevalecientes de la Física no podían dar explicación a ese fenómeno; se pensaba que la energía podía transmitirse en cualquier cantidad, por pequeña que fuese, o sea, de forma continua.


Energía cuantizada y Max Planck! Max Planck (1900) logró dar la explicación, propiendo :- Los cuerpos del microcosmo (electrones, átomos, moléculas)

absorven y emiten luz de manera discontinua- La energía siempre se emite o absorve en múltiplos enteros de

un cuanto, en donde la energía de un cuanto está dado por: E=hν.

h = constante de Planck = 6.63 X10-34 J-segν = frecuencia de la radiación electromagnética.

! Cuantización: En la naturaleza no existen rampas continuas, sólo escaleras. En el mundo macrocósmico los peldaños están casi unidos y no nos damos cuenta de que existen, pero en los fenómenos atómicos sí se manifiesta esta discontinuidad.

! Cuanto: Paquete de cierto tamaño mínimo de energía

33

La luz y los fotones! En 1905, Albert Einstein usó la teoría cuántica para explicar el Efecto

Fotoeléctrico, que es la incidencia de luz sobre una superficie metálica provocando la emisión de electrones.

! La luz (energía radiante) está compuesta por cropúsculos llamados Fotones, con energía de cada fotón = h ν

! Los fotones deben de tener mayor energía que las fuerzas de atracción del e- dentro del metal.

! Es la luz una onda o se compone de partículas (fotones)?: La luz esun fenómeno que adopta la doble naturaleza.

Energía radiante

Electrones emitidos

Superficie metálica


Modelo de Bohr del átomo de hidrógeno. ! En 1913, Niels Bohr ofreció una explicación sobre los espectros de línea,

otro fenómeno intrigante para cientifícos del siglo XIX ! Espectro: Fenómeno ocurrido por la separación de los diversos

componentes de longitud de onda, de una radiación electromagnética.! Espectro continuo: Cuando existen todas las λ. Ej: el arco iris de colores,

que contiene todas las longitudes de onda de la luz visible.! Espectro lineal: Solamente existen algunas λ.

400 500 600 700nm

400 500 600 700nm

Espectros de líneas

Na

H


Materia Proyectada con Luz

Sodiogaseoso Prisma

Luz blanca

Arco iris incompleto con una pequeña raya oscura en la zona amarilla (589 nm)

Radiación amarilla (espectro de línea del sodio en 589 nm)


Modelo planetario. Antecesor del Modelo de Bohr

! Modelo atómico planetario: supone que los electrones se moven en órbitas circulares alrededordel núcleo, similar a los planetas alrededor del sol, en donde por principio cualquier órbita está permitida para el electrón.

! El modelo atómico planetario contradecía las leyes de electromagnetismo: Una partícula con carga eléctrica al girar en espiral emite radiación perdiendo energía hasta caer al núcleo.


Modelo de BohrBohr adoptó la idea de Planck de que las energías están

cuantizadas, propiendo las dos bases:! Qué para el electrón sólo están permitidas órbitas con

ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas. r= 52.9 n2

r= distancia al núcleo en pm, n= # entero, número cuántico principal

! Las leyes del física no son del todo válidas en el nivel atómico. Aunque los e- son partículas cargadas no emiten radiación en su viaje alrededor del núcleo, sino solamente cuando cambian el radio de su órbita


Modelo de Bohr. Continuación

! La emisión y absorción de la luz por lo átomos se explica por el tránsito del electrón entre dos de losestados energéticos permitidos.

! Existe un estado de mínima energía del átomo, llamado ESTADO BASAL.

! El número entero “n” es suficiente para especificar la órbita del electrón y su energía. El ESTADO EXICITADO DEL ATOMO sucede cuando “n” crece, el electrón gira más lejos del núcleo y con mayor energía.


Esquema del Modelo de Bohr ń=3

ń=2

ń=1

Mayor

energíaE3

E2

E1

-5.45 X 10-19

-2.18 X 10-18

emite

absorbe

Si n=∞ E=0

Estado Basal.- Es el estado de energía mínima del átomo.

Estado Excitado.- Cuando el e- está en una orbita de energía más elevada.


n=1

n=2

n=3

n=4

n=5

n=6

VIOLETA

AZUL

VERDE

ROJA

Estados estacionarios del modelo de Bohr y líneas espectrales

COLOR λλλλ (nm)Rojo

Naranja

Amarillo

Verde

Azul

Violeta

780 - 622

622 - 597

597 - 577

577 - 492

492 - 455

455 - 380

LONGITUD DE ONDA APROXIMADA DE LOS COLORES DE LA LUZ

VISIBLE

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Contribuiciones a la Mecánica cuántica

! El modelo de Bohr fue reemplazado por la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria la cual se basa en:

! 1.- Principio de Dualidad, Postulado de Broglie : Todas las que hasta entonces habían sido consideradas partículas (electrón, protón, neutrón) también podrían tratarse con un modelo ondulatorio. Ej: el electrón se considera como una onda y predijo cúal sería su λ

! 2.- Principio de Incertidumbre de Heisenberg : Establece que es imposible conocer simultaneamente con toda presición la posición y la velocidad de un electrón. Propone que existe una incertidumbre de principio en los sistemas atómicos.


Contribuciones a la Mecánica cuántica (continuación)

! 3.- Ecuación de onda de Schrodinger: Utilizó ecuaciones queantes sólo habían sido empleadas para fenómenos ondulatorios, obteniendo resultados para los átomos.

•Describe los estados de energía permitidos del e-.

•Indica las formas y orientaciones de las distribucionesde probabilidad estadística de los e-(basandose en fenómenos ondulatorios).

z

y

x

ϕ2 Densidad de probabilidad o densidad electrónica

ϕ (psi)= Funcionesde onda


Resumen para la teoría actual de la estructura electrónica

! Los electrones no circulan en órbitas, como sugería el modelo de Bohr, pues no son corpúsculo en el sentido clásico, sino que aceptan así mismo una descripción ondulatoria.

! Con esa naturaleza dual de los electrones y el principio de incertidumbre solamente podemos conocer la probabilidad de que el electrón se encuentre aquí o allá.

! Por ello, en lugar de hablar de órbitas, el nuevo modelo habla de ORBITALES.

44

Orbitales y números cuánticos! Orbital: Es la región espacial en la que hay mayor

probabilidad de encontrar un electrón, teniendo una energía y una forma característica.

! Números cuánticos.- Describen un orbital, o bién, la energía total del electrón

1.-Número cuántico principal (n): Representa los principales niveles de energía del electrón; n= 1,2,3,4,….

2.- Número cuántico azimutal ( ) Define la forma del orbital y representa los distintos subniveles de energía dentro de un nivel principal. Valores 0 hasta n- 1.

Valor de l 0 1 2 3

letra usada s p d f


Orbitales y números cuánticos(continuación)! 3.-Número cuántico magnético (m). Es el número

dado a la orientación del orbital en el espacio. Valores desde - ,0, +

! 4.-Número cuántico magnético de spin (ms).- Se refiere al giro del e- y a la orientación del campo magnético que éste produce. Cada orbital puede contener sólo dos e- . Sus valores son

Nota: La capa eletrónica es la colección de orbitales con el mismo valor de n. La subcapa es el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y

ms= + ½ , ms= - ½


Relación entre los valores de n, , m, hasta n=4

n PosibleValoresde l

Subcapa Posible valoresde m

# orbitalesen subcapa

# Total deOrbitalesen la capa

1 0 1s 0 1 12 0 2s 0 1

1 2p 1,0,-1 3 43 0 3s 0 1

1 3p 1,0,-1 32 3d 2,1,0,-1,-2, 5 9

4 0 4s 0 11 4p 1,0,-1 32 4d 2,1,0,-1,-2 53 4f 3,2,1,0,-1,-2,-3 7 16


Observaciones sobre los posibles valores de los números cuánticos! 1.- La primera capa(n=1) consiste en una sola

subcapa, la 1s(l =0); la segunda capa(n=2), consiste en dos subcapas, la 2s(l=0) y la 2p(l=1); la tercera capa consiste de tres subcapas, 3s, 3p y 3d, etc.

! 2.- El valor de m se encuentra sujeto al valor de l que van desde -l hasta l. Así, cada subcapas(l=0) consiste en un orbital; cada subcapa de p(l=1) consiste en tres orbitales, etc.


Observaciones sobre los posibles valores de los números cuánticos

! 3.- El número total de orbitales que hay en una capa es n2, donde n es el número cuántico principal de la capa. El número resultante de orbitales para las capas 1, 4, 9, 16 tiene un significado especial en lo que respecta a la tabla periódica: vemos que el número de elementos en las filas de la tabla periódica 2, 8, 18 y 32.


Los orbitales ss1s

n=1, l =0

2s

n=2, l =0

3s

n=3, l =0

1s3s

2s

Figura 2

Figura 1


Los orbitales “s”s”! Los orbitales son esféricos! Al aumentar n, aumenta la probalidad de

que el electrón esté lejos del núcleo.! El tamaño del orbital aumenta al aumentar

n.! Las representaciones de los contornos son

esferas, tienen la misma forma, pero difieren en su tamaño (figura 2).


Los orbitales pz

xy

y

x

z z

x

ypz px py

Representaciones de los tres orbitales p.

El subíndice de la designación del orbital indica el eje sobre el cual yace el orbital


Los orbitales p! La densidad electrónica se concentra en dos lados

respecto del núcleo, separados por un nodo.! El orbital tiene dos lóbulos.! Los orbitales de un número cuántico principal tiene

el mismo tamaño y forma, pero difieren entre sí por su orientación.

! La distancia del núcleo al centro de la densidad electrónica aumenta con el incremento del número cuántico principal(2p,3p,4p).


m = ±1 m = ±1 m = ± 2

m = ± 2 m = 0

, l = 2


Orbitales d y f! No puede haber orbitales d con n inferior a 3 porque

l nunca puede ser mayor n-1.! Hay 5 orbitales 3d equivalentes a los 5 valores

posibles de ml, hay 5 orbitales 4d, etc.! 4 de los orbitales tienen lóbulos centrados en el

plano indicado por el subíndice.! Aunque se represente diferente tienen la misma

energía.! Hay siete orbitales f para n igual o mayor a 4.! Los orbitales f son dificiles de representar en

diagrama.


El espín electrónico y elprincipio de exclusión de Pauli

! Los espectros de línea no son una sóla línea, en realidad son pares muy juntas ( Uhlenbeck y Goudsmit, 1925), postulando el espín electrónico con sus dos valores.

! Dado que sólo hay dos de estos valores, concluimos que: Un orbital puede contener un máximo de dos e-

! Por ende, el Principio de exclusión de Pauli establece que no pueden haber dos electrones en un mismo átomo, que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos n, l,m y ms.


Configuración electrónica y el Número máximo de e- por orbital# cuántico Nombre del # máximo de

azimutal, l subnivel de e- por orbital

_________________________________ 0 s 21 p 62 d 103 f 14


Orbitales en átomos de muchos electrones

! Aunque las formas de los orbitales de los átomoscon muchos electrones son las mismas que las del hidrógeno, la presencia de más de un electróncambia mucho las energías de los orbitales.

! Cuando la energía de un orbital depende de un número cuántico principal n todas las subcapas tienen la misma energía.

! En un átomo con muchos electrones las repulsiones electrón-electrón causan que difieran las energías de las subcapas.


Configuraciones electrónicas! Configuración electrónica: Arreglo de los electrones en un

átomo en los diferentes subniveles u orbitales.! El llenado de esos subniveles u orbitales se realiza por el

Principio de construcción progresiva: Acomodar los e- de modo que los orbitales de menor energía deben de ocuparse antes de llenar los de magnitudes superiores

! El número de electrones de un átomo neutro es igual al número atómico Z.


Principio de construccion progresiva (Orden de Aufbau)

0 1 2 3 4 5 6 7

1 1s

2 2s 2p

3 3s 3p 3d

4 4s 4p 4d 4f

5 5s 5p 5d 5f 5g

6 6s 6p 6d 6f 6g 6h

7 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i

8 8s 8p 8d 8f 8g 8h 8i 8j

‘l

nEnergía más baja

Energía más alta


Configuraciones electrónicas(continuación)

Pasos escribir la Configuración electrónica: Ej: 1s22s1

Se escribe el símbolo de la subcapa ocupada agregado un índice que indique el número de electrones en la subcapa.

Pasos para hacer el Diagrama de orbitales: Cada orbital se representapor una caja y cada electrón por una flecha, la cual se apunta hacia arriba ( ) representa un electrón con un número cuántico de spín positivo(+1/2) y una flecha hacia abajo ( ) la es el spín negativo (-1/2).Ej: Li:

1s2 2s1

Electrones apareados: Cuando dos e- con espín opuesto ocupan el mismo orbital


Configuración electrónica del Litio

Litio : 1s2 2s1

Nivel de energía

Número de electrones en el subnivel

Subnivel y tipo de orbital

62

Configuración electrónica y la Regal de Hund

! Principio de Máxima multiplicidad ó regla de Hund: En caso de orbitales degenerados, se alcanza la menor energía del átomo cuando se maximiza el númerode e- con el mismo espín.

! Orbitales degenerados: Cuando los orbitales tienen la misma energía

Ej: Carbono ( 6 electrones )DIAGRAMA DE ORBITALES:

1s 2s 2p 3sCONFIGURACION ELECTRONICA: 1s22s2 2p2


Tabla periódica de los elementos! El químico Ruso Mendeliev clasificó los 62 elementos

existentes (1869) de acuerdo a sus pesos atómicos y al comportamiento fisico-quimico.

! Actualmente el número atómico(Z) sirve como base para su clasificación.

! Los electrones externos son en buena medida los que determinan el comportamiento quimico, ratificando la clasificación de la tabla periodica por Mendeliev.

! Los electrones de la capa exterior se llaman electrones de valencia. Los electrones de las capas interiores son los electrones internos.


1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

3d

4d

5d

6d

5f

4f

6p

5p

4p

3p

2p

1s

Diagrama en bloques de la tabla periódica mostrando la forma en que se agrupan los elementos de acuerdo al tipo de orbital que está siendo llenado con electrones.

Metales del bloque f

Elementos representativos del bloque p

Metales de transición

Elementos representativosdel bloque s

65

Tabla periódica. Grupos o familias! Los elementos se han agrupado de acuerdo a la

semejanza en sus propiedades químicas.! Tenemos dos grandes series A y B! la serie A corresponde a ocho grupos y tienen una

configuración s, p.! La serie B tiene una configuración d y generalmente

se les llama a los elementos metales de transición.! Al bloque s y el bloque p se les llama elementos

representativos! Las hileras inferiores se conocen como metales del

bloque f o metales de transición interna.


Configuración electrónica y propiedades de los elementos Grupo A

! Grupo (VIIIA).- Los gases nobles

! Grupo (IA).- Metales Alcalinos.

He 1s2

Ne 1s2 2s22p6

Ar 1s22s22p63s23p6

Su ausencia de reactividad se debe a la estabilidad que les proporciona su configuración electrónica.

Tienen llenos sus orbitales

Li (He) 2s1

Na (Ne) 3s1

K (Ar) 4s1

Rb (Kr) 5s1

Tienden a formar iones unipositivos, son los más reactivos, no existen libres en la naturaleza.

s1

s2p6


Configuración electrónica y propiedades de los elementos Grupo A. (continuación)

! Grupo (IIA).- Metales Alcalinotérreos.

! Grupo (IIIA).- Metales Térreos.

Be (He) 2s2

Mg (Ne) 3s2

Ca (Ar) 4s2

Sr (Kr) 5s2

Forman iones dipositivos, es decir tienen carga +2. No tan reactivos como los anteriores y se encuentran libres en la naturaleza.

s2

B (He)2s22p1

Al (Ne)3s23p1

Tienen 3 e- de valencia, (s2,p1) es decir tienen una carga de +3.

s2p1

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Configuración electrónica y propiedades de los elementos . Grupo A. (continuación)

! Grupo (IVA).- La familia del carbono.

Grupo (VA).- La familia del nitrógeno.

! Grupo (VIA).- La familia del oxígeno.

C (He) 2s2sp2

Si (He)3s23p2

Tienen 4 e- de valencia, por lo tanto son tetravalentes.

N (He) 2s22p3

P (Ne) 3s23p3

Los e- de valencia son 5.

O (He) 2s22p4

S (Ne) 3s23p4

Tienen 6 electrones de valencia, son elementos divalentes porque basta que obtengan 2e- para que adquieran la configuración estable

s2p2

s2p3

s2p4


Configuración electrónica y propiedades de los elementos .Grupo A. (continuación)! Grupo (VIIA).- Los halógenos.

! El hidrógeno: 1S1

- Le falta un e- para adquirir la configuración de los gases nobles, similar a los Halógenos.

- Es común que el Hidrógeno pierda su único e- para formar el ión H+ o protón.

F (He) 2s2 2p5

Cl (Ne) 3s2 3p5

Br (Ar) 3d104s2 4p5

Tienen 7 e- de valencia y basta que obtengan1 e- para que adquieran la configuración de gas noble, es decir, tienen carga -1. Son no metales muy reactivos que no se encuentran libres en la naturaleza.

s2p5


Configuración electrónica y propiedades de los elementos. Grupo B

METALES DE TRANSICION (IB-VIIIB) Y DE TRANSICION INTERNA:

! Todos son metales con valencias variables, es decir cuando forman compuestos los e- pueden proceder de más de un nivel de energía. Por esta razón muchos forman múltiples compuestos.

! Como la inclusión de los metales de transición interna, formados por los lantánidos (tierras raras) y los actínidos, dentro del período 6 y 7 de la tabla periódica la harían extremadamente larga, se acostumbra colocarlos en un apartado en la parte de abajo.

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