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New Jersey Center for Teaching and Learning

Iniciativa de Ciencia Progresiva

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Configuraciones electrónicas y la Tabla Periódica

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El Problema con el átomo nuclearEl núcleo de un átomo es pequeño 1/10,000 el tamaño del átomo. Los electrones se encuentran fuera del núcleo, se

mueven libremente dentro del gran vacío del átomo. El núcleo tiene carga positiva, el electrón negativa.

Hay una fuerza eléctrica, FE = kq1q2/r2 empujando a los electrones hacia el núcleo. No hay otra fuerza actuando sobre

los electrones; sólo una fuerza total hacia el núcleo.

¿Porqué los electrones no se caen?¿Porqué el átomo no colapsa dentro de su núcleo?

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El problema con el Modelo nuclear

Si el modelo de Rutherford del átomo fuera correcta, el átomo debería emitir energía en forma de la órbita del electrón.

Dado que el electrón se aceleraría al descomponerse, la cantidad de energía liberada debe ser de una frecuencia cada vez mayor. Esto crearía lo que se llama un espectro continuo que representa

todas las frecuencias de la luz.

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Nuestras observaciones nos dicen que el modelo nuclear es insuficiente

1. La mayoría de los átomos son estables y no liberan energía completamente

Si los electrones orbitaran continuamente el núcleo en movimiento circular uniforme estarían acelerados y la aceleración de las cargas libera energía. Esto no se observa.

El problema con el Modelo nuclear

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El problema con el Modelo Nuclear

Cuando los átomos absorven energía luego la liberan energía en forma de luz.

Los electrones de los átomos pueden absorber la energía de las colisiones con fotones u otras partículas y pueden "excitarse". Los electrones excitados se mueven desde su estado inicial hasta un lugar más alejado del núcleo.Luego emiten energía en forma de luz y regresan a su forma original o inicial.

http://imagine .gs fc.nasa .gov/docs /teachers /lessons /xray_spectra /background-a toms.html

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El problema con el Modelo nuclear

e-Energía agregada externa

(electricidad, luz, etc.)

energía de

luz emitida

núcleo

Especto de emisión

e-

2. Cuando los átomos energizados emiten energía, no se produce un espectro continuo; en su lugar, se produce un espectro de emisión y la luz emitida se presenta en longitudes de onda y frecuencias específicas.

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Espectro de emisión y el Modelo de Bohr

Un científico llamado Niels Bohr interpretó estas observaciones y creó un nuevo modelo del átomo

que explica la existencia de espectros de emisión y

proporciona un marco para que puedan existir los electrones

alrededor del núcleo.

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Espectro de emisión y el Modelo de Bohr

Bohr sabía que las longitudes de onda observadas en el espectro de emisión del hidrógeno tenían un patrón regular. Cada una de las series llevan el nombre del científico que

observa estas líneas espectrales particulares.

Serie de Balmer (líneas espectrales en el rango visible y UV)

Serie de Lyman (líneas espectrales en el rango UV)

Serie de Paschen (líneas espectrales en la gama infrarroja)

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Espectro de emisión y el Modelo de Bohr

Nadie sabía lo que era "n". Bohr propuso que "n" se refiera a una órbita particular en torno al núcleo, donde podría estar un electrón.

Bohr propuso que los electrones podían girar en el núcleo, como los planetas giran alrededor del sol ... pero sólo en ciertas órbitas específicas.

Luego dijo que en éstas órbitas, no habrían de irradiar energía, como se esperaría normalmente de una tasa por la aceleración. Estas órbitas estables violarían de alguna manera esa regla.Cada órbita correspondería a un nivel de energía diferente para el electrón.

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El átomo de Bohr

El nivel de energía más bajo se denomina estado fundamental; los otros son estados excitados.

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1 Una carga de aceleración emite energía luminosa

Verdadero

Falso

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2 Cuando los átomos de hidrógeno son energizados por la electricidad, ¿qué se observa?

A Un continuo espectro de luz

B Un espectro de emisión de colores específicos únicamente.

C Ninguna de las dos anteriores

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3 ¿Por qué el Modelo Nuclear fue insuficiente?

A No podría explicar la existencia de los espectros de emisión

B No podría ser responsable de la estabilidad del átomo

C Requiere a los electrones a estar en el núcleo y los protones en órbita alrededor del núcleo

D A y B

E A, B, y C

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4 El modelo de Bohr del átomo de un electrón en su estado más bajo de energía...

A está en el estado fundamental

B está más lejos del núcleo

C está en un estado excitado

D emite energía

E ambas a y b

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Especto de emisión y el Modelo de BohrDado que los átomos normalmente no emiten radiación, Bohr creía

que los electrones existían en órbitas estables discretas (n) alrededor del núcleo que variaban en energía en relación con su distancia

desde el núcleo.

n = 1

n = 2

n = 3

+

Incremento de energía

Bohr calculó la energía de cada una de estas órbitas.

n Energía (J)1 -2.178 x 10-18

2 -5.445 x 10-19

3 -2.417 x 10-19

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Curiosamente, se encontró que las diferencias de energía entre las órbitas de Bohr para correlacionar exactamente con la energía

de una determinada líneas espectrales en los ¡espectros de emisión de hidrógeno!

n = 1

n = 2

n = 3

+

átomo de hidrógeno

Especto de emisión del hidrógeno

Longitud de onda de la línea roja ( )= 656.3 nm

E = h/

E = 3.033 x 10-19 J

Energía de n = 3 = -2.417 x 10-19 J

Energía de n = 2 = -5.445 x 10-19 J

E = (-2.417 x 10-19 J) - (-5.445 x 10-19 J)

E = 3.03 x 10-19 J¡¡IGUALES!!

Especto de emisión y el Modelo de Bohr

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n = 1

n = 2

n = 3

+

átomo de hidrógenon = 4

Bohr razonó que cada línea espectral estaba siendo producida por un electrón en "descomposición" de una órbita de Bohr de alta energía a una órbita de Bohr de

energía más bajo.

Dado que sólo se produjeron ciertas frecuencias de la luz, sólo ciertas órbitas podían ser posibles.

Especto de emisión y el Modelo de Bohr

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alta

bajae-

alta

baja

e-

Estas posibles estados de energía para los electrones atómicos fueron cuantificados - sólo ciertos valores eran posibles. El espectro

podría explicarse como transiciones de un nivel a otro.

Los electrones sólo podrían irradiar cuando se movieran entre las órbitas, no cuando estuvieran en una órbita.

Especto de emisión y el Modelo de Bohr

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Según el modelo de Bohr, primero un electrón es excitado a partir de su estado fundamental mediante la absorción de

energía.

n = 1

n = 2

n = 3

+

n = 4

fotón

Especto de emisión y el Modelo de Bohr

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Aquí vemos 2 emisiones independientes procedentes del mismo electrón. El electrón puede ir a partir de n = 3 a la derecha n = 1

o puede ir de n = 3 a n = 2 a n = 1.

Ambos ocurrirán y son aceptables.

Una vez que un electrón se excita, puede tomar cualquier camino para volver a su estado fundamental, siempre y cuando la

liberación de energía sea cuantificada en paquetes discretos.

n = 1

n = 2

n = 3

+

n = 4

n = 1

n = 2

n = 3

+

n = 4

Especto de emisión y el Modelo de Bohr

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+

3 2

6 2

4 2

656 nm

486 nm

410 nm

Transición luz emitida

Revisión: Emisión del Espectro del Hidrógeno

Los átomos de hidrógeno tienen un protón y un electrón. El espectro de emisión de hidrógeno muestra todas las diferentes longitudes de onda de la luz visible posibles, emitidos cuando un electrón excitado vuelve a un estado de menor energía.

Click aquí para una animación del

Modelo de Bohr

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Espectro de emisión y el Modelo de BohrLa diferencia de energía entre las órbitas disminuye a

medida que se va alejando del núcleo.

n = 1

n = 2

n = 3

+ TransiciónLongitud de onda producida de la

recta espectral (nm)Energía (J)

3 --> 2 656 3.03 x 10-19

2 --> 1 122 1.63 x 10-18

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Espectro de emisión y el Modelo de Bohr

Debido a los diferentes números de protones en el núcleo y el número de electrones alrededor de ellos, cada átomo

produce un espectro de emisión única después de ser energizados.

Dado que el espectro de emisión de cada elemento es único, puede utilizarse para identificar la presencia de un

elemento en particular.

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Ensayos a la llama

Cuando un átomo excitado emite luz, vemos todas las líneas espectrales combinadas y un solo color es visible para nosotros. Se necesita un prisma o una rendija de difracción para ver el espectro

de emisión.

luz de un átomo excitado

rectas espectrales

prisma

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Ensayos a la llama

Sin embargo, para muchos de los elementos, se pueden identificar

simplemente por el color producido por todas las líneas espectrales

juntas. Un ensayo a la llama es un procedimiento utilizado en química

para detectar la presencia de ciertos iones metálicos, basados en

la emisión característica del espectro de cada elemento.

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Ensayos a la llamaAplicación:

Los fuegos artificiales hacen uso del hecho que los átomos emiten luz visible cuando son excitados con energía. Además,

hacen uso del hecho de que cada elemento tiene su propio espectro de emisión único que producen los diferentes colores

que se ven.

El Calcio

produce el

naranja-rojo

de color

El Sodio produce el color amarillo

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5 ¿Cuál de los siguientes explica mejor por qué los átomos producen espectro de emisión y no espectro continuo?

A No todos los átomos contienen suficiente cantidad de electrones para producir espectro continuo

B Un espectro continuo requiere el movimiento de los neutrones

C Los electrones sólo pueden existir en ciertos orbitales estables de energías específicas

D Los electrones pueden existir y moverse en cualquier lugar alrededor del núcleo y no están vinculados a una órbita específica

E Ninguna de las anteriores

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6 ¿Cuál de los siguientes NO es cierta en relación con el modelo de Bohr del átomo?

A Los electrones pueden existir sólo en ciertas órbitas cuantificadas alrededor del átomo

B Cuando "n" se hace mayor, la energía de la órbita es mayor también

C La órbita de menor energía en la que un electrón está en se conoce como el estado fundamental

D Al volver de un estado excitado, un electrón puede sólo moverse entre el conjunto de órbitas de Bohr.

E Todas las anteriores son ciertas

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7 ¿Cuál de las siguientes transiciones electrónicas producirían la recta espectral de mayor energía?

A 5 --> 4

B 3 --> 2

C 4 --> 3

D 2 --> 1

E 6 --> 5

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Absorción vs. EmisiónComo los electrones sólo pueden efectuar la transición entre el conjunto de órbitas de energías de los átomos, deben absorber

la energía en las mismas frecuencias en las que la emiten.

Monitoreando las frecuencias de la luz en la que son absorbidas, pueden ayudar a determinar qué elemento o

molécula está presente.

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8 ¿La imagen de abajo ilustra una emisión de fotones o absorción?

A Emisión

B Absorción

C Ninguna

D Ambas

n = 1

n = 2

n = 3

+

n = 4

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9 El electrón en el átomo de hidrógeno que se encuentra por debajo de las transiciones a partir de n = 6 para n = 2 y emite luz con una longitud de onda de alrededor de 410 nm. ¿Corresponde a que color en el espectro visible?

A Rojo

B Naranja

C Azul

D Violeta

+

656

nm

486

nm

410

nm

Espectro de emisión del hidrógeno

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10 El electrón en el átomo de hidrógeno que se encuentra por debajo de las transiciones a partir de n = 3 a n = 2, ¿emite de qué color la luz?

+

A RojoB NaranjaC AzulD Violeta

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11 El espectro de emisión del Cloro se muestra a continuación. ¿Cuál de los siguientes representa el espectro de absorción correspondiente del Cloro?

A

B

C

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12 Un átomo de hidrógeno puede producir todo el espectro de emisión de hidrógeno.

Verdadero

Falso

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El átomo de Bohr del átomo y radios atómicos

Otra pieza que se usa como evidencia para apoyar el modelo de Bohr, era que también fue capaz de predecir con

precisión el tamaño de un átomo utilizando la fuerza de Coulomb y su concepto de órbita. Primero, un electrón se

mantiene en órbita por la fuerza de Coulomb:

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El átomo de Bohr

Con el uso de la fuerza de Coulomb, podemos calcular los radios de las órbitas. Estos

corresponden a los tamaños de los átomos conocidos muy bien.

Donde:

rn = radio de la órbita de Bohr "n" Z = carga nuclear

r1 = radio de la órbita de Bohr 1

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El átomo de Bohr

Los radios de las órbitas de un átomo de hidrógeno están dadas por la siguiente fórmula, para la órbita más pequeña,

r1 = 0.53 x 10-10 m.

n = 1, 2, 3, 4, ....

n2 r1

Zrn =

Observe que las órbitas aumentan de tamaño con el cuadrado de n, por lo que se hace mucho más grande a

medida que n aumenta.

(para el Hidrógeno, Z = 1)

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13 El radio de la órbita para el tercer estado excitado (n=4) del hidrógeno es ______r1.

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14 El radio de la órbita para el quinto estado excitado (n=6) del hidrógeno es ____ x 10-10 m.r1 = 0.50 x 10-10 m

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Hipótesis de De Broglie y el modelo de Bohr

La teoría de las ondas de De Broglie de la materia, también explica las órbitas de Bohr. Mientras que la longitud de onda de un electrón en órbita era la misma que la circunferencia de la

órbita, no irradiaría y ni se movería en el núcleo.

De Broglie proponía que los electrones en órbitas específicas producirían ondas estacionarias en longitudes de onda específicas, frecuencias y energías.

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Física Cuántica

Mientras se daba un gran paso hacia adelante, el modelo de Bohr sólo era útil en la predicción de la frecuencia de la recta espectral de los átomos que

tenían un electrón, como el hidrógeno o ciertos átomos ionizados.

La idea era, que el electrón era una partícula en la órbita alrededor del núcleo, pero con propiedades

ondulatorias que sólo permitían ciertas órbitas, esto era factible sólo para el hidrógeno.

Las explicaciones semi-clásicas no fueron ciertas a excepción del hidrógeno.

Resultó ser un golpe de suerte que dejó de funcionar incluso en ese caso.

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Mecánica Cuántica

El objetivo era explicar por qué los electrones en un átomo no se encuentran en el núcleo. Un electrón, como una partícula cargada, se vería afectada en la causa de la Segunda Ley de Newton.

#F = ma

Pero los electrones, en los átomos, no son partículas, son ondas. Ondas que no siguen la Segunda Ley de Newton. Schrodinger tuvo que inventar una nueva ecuación para la mecánica ondulatoria.

H# = E#deslizar para ver la nueva ecuación

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Electrones: ¿ondas, partículas o ambas?Recordemos que los electrones pueden comportarse como una partícula y una onda. Teniendo esto en cuenta, para encontrar dónde se encuentran en el átomo debemos tener en cuenta tanto la naturaleza de la partícula y onda del electrón.

El modelo atómico simple de Bohr no era suficiente para

explicar la posición de los electrones, por lo que era

necesario un nuevo modelo.

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Mecánica cuántica - Una nueva teoría

La mecánica cuántica es una rama de la física que proporciona una descripción matemática de la dualidad onda-partícula, y exitosamente se explican las siguientes 2 ideas:

(1) los estados de energía en átomos y moléculas complejas

(2) el brillo relativo de las rectas espectrales

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Mecánica cuántica - Una nueva teoría

En general es aceptada como la teoría fundamental que subyace en todos los procesos físicos.

La mecánica cuántica es esencial no sólo para la comprensión de los átomos y las moléculas, sino que también puede tener efectos a mayor escala.

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La función de onda y su interpretación

Una onda electromagnética (luz) está hecha de campos eléctricos y magnéticos oscilantes.

¿Qué está oscilando en un electrón o en una onda de materia?

La función onda Ψ (psi), describe el estado y comportamiento de un electrón. Los dos campos de la onda están marcados en azul y rojo en la animación.

Cada frecuencia de onda es proporcional al nivel de energía posible del oscilador.

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Interpretación de la Función de onda(Ψ)El cuadrado de la función de onda en cualquier punto es proporcional al número de electrones que allí se espera calcular.

∞Ψ2 # electrones

Para un solo electrón, la función de onda es la probabilidad de encontrar el electrón en ese punto.

Ψ = Probabilidad de hallar el electrón

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El experimento de la doble rendija

Recordemos el patrón de interferencia observado después que varios electrones han pasado por las rendijas.

Si enviamos los electrones a través de uno a la vez, no podemos predecir la trayectoria que tomará un solo electrón, pero podemos predecir la distribución general.

Luz oelectrones

intensidad en la

pantalla

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Esta serie de fotos fue hecha por electrones siendo despedidos uno por vez a través de dos rendijas.

Cada exposición se hizo después de un tiempo un poco más largo.

El mismo patrón emerge como fue hallado por la luz. La única explicación es que cada electrón se comporta individualmente como una onda a medida que pasa a través de ambas rendijas.

Pero cada electrón debe ser una partícula cuando golpea la película, o no tendría un punto en la película, tal como se llevó a cabo.

Experimento de la doble rendija de Young

Esta imagen mostró que la materia es una onda como una partícula.

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15 La probabilidad de encontrar un electrón en un lugar específico es directamente proporcional a: A su energía

B su momento

C su función de onda

D el cuadrado de su función de onda

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El principio de incertidumbre de Heisenberg

La mecánica cuántica nos dice que hay límites inherentes a la medición.

Esto no es debido a los límites de nuestros instrumentos, sino que es debido a la dualidad onda-partícula, y para la interacción entre el equipo de observación y el objeto observado.

Con esto en mente, en 1926 un hombre llamado Werner Heisenberg propuso lo que se conoce como el Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

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El principio de incertidumbre de Heisenberg

Imagínese tratando de ver un electrón con un microscopio de gran alcance.

Al menos un fotón debe dispersarse fuera el electrón y entrar en el microscopio.

Sin embargo, al hacerlo, transferirá parte de su impulso al electrón.

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Explicación alternativa de la Principio de Incertidumbre

Piense en electrones como bolas pequeñas que ruedan alrededor de un gran lugar.

No podemos ver directamente (o escuchar) electrones porque son muy pequeñas, así que imaginamos que el lugar está totalmente oscuro y estamos usando tapones para los oídos.

En este experimento, con el fin de encontrar un electrón se le da un palo para rozar por el suelo de manera de "sentir" los electrones (para que podamos "sentir" u observar un efecto electrón).

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Experimento de rodamiento

¿Qué sucede con la posición de los rodamientos una vez que se ha localizado golpeando con el palo?

Si ignoramos la fricción, e incluso permitimos que nuestro electrón hipotético vuele alrededor de la habitación en 3 dimensiones (como los electrones realmente hacen) ¿podríamos en algún momento saber realmente dónde está el rodamiento EXACTAMENTE?

Por supuesto que no!

Lo mismo pasa con los electrones. Son tan pequeños que en el mismo acto de observar su posición, su posición cambia.

¡Es un círculo vicioso!

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El principio de incertidumbre de Heisenberg

La incertidumbre en el momento del electrón se toma como el impulso del fotón; lo que significa que no podría transferir ninguno de su impulso o la totalidad de un impulso.

en nuestro ejemplo, el palo podría golpear el rodamiento y rebotar, o hacer que el rodamiento rebote

Además, la posición sólo puede ser medida hasta aproximadamente una longitud de onda del fotón

en nuestro ejemplo, podríamos perder el rodamiento completamente

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Combinando, encontramos la combinación de incertidumbres:

( x) ( px ) h

Este es específicamente el Principio de incertidumbre de Heisenberg.

Nos dice que la posición y el momento de una partícula no pueden ser medidos con precisión al mismo tiempo.

El principio de incertidumbre de Heisenberg

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Esto también se puede escribir como la relación entre la incertidumbre en el tiempo y la incertidumbre en la energía:

Esto nos dice que si un estado de energía sólo dura por un tiempo limitado, su energía será incierta.

También nos dice que la conservación de la energía puede ser violada si el tiempo es lo suficientemente corto.

( E) ( t) h

El principio de incertidumbre de Heisenberg

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16 La razón por la que no se puede especificar la ubicación de una partícula con precisión infinita es por el:

A principio de exclusión

B principio de incertidumbre

C efecto fotoeléctrico

D principio de la relatividad

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17 Si la precisión en la medición de la posición de una partícula aumenta, la precisión en la medición de su velocidad:

A aumentará

B disminuirá

C permanece igual

D será incierta

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18 Si la precisión en la medición de la velocidad de una partícula aumenta, la precisión en la medición de su posición:

A aumentará

B disminuirá

C permancerá igual

D será incierta

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Implicaciones Filosóficas: Probabilidad frente al Determinismo

Como sabemos, el mundo de la mecánica de Newton es determinista. Si conocemos las fuerzas que actúan sobre un objeto y su velocidad inicial, se puede predecir a dónde irá.

La mecánica cuántica es muy diferente. Se puede predecir lo que la mayoría de los electrones harán en promedio, pero se puede tener poca idea de lo que va a hacer cualquier electrón en forma individual.

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Mecánica cuántica vs. Clásica

En la física clásica, las predicciones sobre cómo los objetos responden a las fuerzas se basan en la segunda ley de Newton:

#F = ma

En la física cuántica, esto ya no funciona; las predicciones se basan en la ecuación de onda de Schrödinger.

H# = E#

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Ecuación de onda de Schrödinger's

Resolver esta ecuación está mucho más allá de este curso. Y sólo se puede determinar algunas probabilidades de los resultados ... no se puede determinar específicamente qué va a pasar en cada caso.

Sin embargo, esta ecuación se ha resuelto desde muchos casos concretos y vamos a utilizar esas soluciones para comprender los átomos, las moléculas y los enlaces químicos.

H# = E#

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¿Schrödinger y su gato?

Erwin Schrödinger recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por el desarrollo de la ecuación de Schrödinger.

Además es conocido por su famoso experimento imaginario donde aplicó la mecánica cuántica a los objetos cotidianos... específicamente un gato.

Click aquí para una breveexplicación del "Gato de

Schrodinger"

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19 La mecánica cuántica provee una definición matemática para la:

A onda- como propiedades del electrón únicamenteB partícula-como propiedades del electrón únicamente

C fuerza clásica de Newton que regula átomos

D onda-dualidad de partículas de electrones

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Mecánica cuántica - Vista de átomosDado que no podemos decir exactamente dónde está un electrón, la imagen del átomo de Bohr, con sus electrones en órbitas ordenadas, no puede ser cierta.

La teoría cuántica describe una distribución de probabilidad de electrones; esta figura muestra la distribución para el estado fundamental del hidrógeno.

En esta imagen, la probabilidad de encontrar un electrón en alguna parte está representada por la densidad de puntos en esa ubicación.

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Números cuánticosLas soluciones a la ecuación de onda de Schrödinger toman la forma de conjuntos de números. Hay cuatro números cuánticos diferentes: n, l, ml, ms necesitados para especificar el estado o probable ubicación de un electrón en un átomo.

n = 1

n = 2

n = 3

+

n = 4

n = principal l = azimutal

X

Y

Z

ml = magnético ms = girado

nivel de energía/distancia desde el núcleo

forma delorbital

orientación delorbital en elespacio

dirección delelectróngirado

+-

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(n): Número cuántico principal

Un orbital es una región del espacio donde es más probable que se encuentre un electrón.

El número cuántico principal, n, describe el nivel de energía del orbital.

Los valores de n son enteros mayores que o igual a 1:

n ≥ 1

En general, cuanto mayor sea el valor de n, el núcleo está más alejado de dónde debe encontrarse el electrón.

n = 1

n = 2

n = 3

+

n = 4

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20 El principal número cuántico, n, determina la____________ del orbital.

A Orientación

B Energía

C Forma

D Capacidad

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21 Según n aumente, la energía orbital ________ .

A Aumenta

B Disminuye

C Permanece constante

D Aumenta y luego disminuye

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El número cuántico l designa la forma del orbital.

Hay cuatro formas de orbitales: s,p,d,f

El número cuántico ml designa la orientación del orbital en el espacio.

(l): Número cuántico azimutal(ml): Número cuántico magnético

Cada región orbital tiene una forma muy específica basada en la energía de los electrones que ellos ocupan y una orientación específica en el espacio.

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Forma orbital del electrón y orientaciones

This quantum number defines the shape of the orbital, and gives the angular momentum.

http://chemwiki.ucdavis .edu/@api/deki/files /4826/=Single_e lectron_orbita ls .jpg

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Orbitales s

Los orbitales s tienen forma esférica. El radio de la esfera aumenta con el valor de n.

Si estás observando un electrón en un orbital s, la dirección que observas no importa, sólo tienen una sóla orientación en el espacio.

1

2

3

1

2

3

Si l = s forma ml = 1 orientación 1 orbital por nivel de energía

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Orbitales p

Los orbitales p tienen dos lóbulos con un nodo entre ellos.

Para los orbitales p, la densidad de cantidad de electrones y la probabilidad de encontrar un electrón depende tanto de la distancia desde el centro del átomo, como la dirección.

Los orbitales p tienen 3 posibles disposiciones espaciales, entonces podemos tener 3 posibles orbitales.

Alta probabilidad deencontrar un electrón

Baja probabilidad deencontrar un electrón

l = p forma ml = 3 orientaciones 3 orbitales por nivel de energía

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Orbitales d

Los orbitales d tienen forma más complejas. Hay 5 posibles orientaciones en el espacio, entonces podemos tener 5 posibles orbitales d.

l = d forma ml = 5 orientaciones 5 orbitales por nivel de energía

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Orbitales f Hay 7 posibles orbitales.

l = f forma ml = 7 orientaciones 7 orbitales por nivel de energía

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22 El número cuántico, l, determina la____________ del orbital.

A Orientación

B Energía

C Forma

D Capacidad

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23 El número magnético, ml, determina la _________ del orbital.

A Orientación

B Energía

C Forma

D Capacidad

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24 Un orbital A(n)___ tiene la forma de lóbulo.

A s

B p

C d

D f

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25 Un orbital s tiene _____ orientación(es) posible(s) en el espacio.

A 1

B 3

C 5

D 7

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26 Un orbital f tiene____ orientación(es) posible(s) en el espacio.

A 1

B 3

C 5

D 7

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Número cuántico, ms, (espín)

En los años 1920, se descubrió que dos electrones en el mismo orbital no tienen exactamente la misma energía.

Esto llevó a un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín, ms.

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Número cuántico (espín), ms

El "espín" de un electrón describe su campo magnético, lo que afecta a su energía.

El número cuántico espín, puede ser negativo o positivo.

Esto implica que los electrones son de alguna manera, capaz de emparejarse, a pesar de que se repelen entre sí debido a la fuerza electromagnética.

Cada orbital, por lo tanto, puede contener un máximo de 2 electrones.

+ espin- espin

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27 El número cuántico espín, ms

A puede tener sólo dos valores

B se relaciona con el espín del electrón

C se relaciona con el espín del átomo

D Ambas A y B

E A, B y C

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28 Los electrones dentro del mismo orbital deben tener

A el mismo espín

B ningún espín

C espines opuestos

D los electrones no pueden ocupar el mismo orbital

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Los cuatro números cuánticosEl estado cuántico de un electrón es caracterizado por los cuatro números cuánticos; dos electrones no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.

n, Principal número cuántico quedesigna la capa de energía.

l, número cuántico azimutal quedesigna la forma del orbital: s,p,d,f

ml, número cuántico magnético que designa la orientación del orbital.

ms, designa el espín del electrón

+

-

Click aquí para ver un video

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Recuerda: un orbital es un lugarcon alta probabilidad de encontrar un electrón.

Capa - se refiere al primer número cuántico, n Subcapa - se refiere al segundo número cuántico, / y el tipo específico de orbitales (s,p,d, or f) dentro de una capa dada.

Orbital - se refiere al tercer número cuántico, ml

Vocabulario de números cuánticos

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Capas y subcapas de energía

Algunas combinaciones de númeroscuánticos son imposibles:

Si n = 1, un electrón puede solamenteocupar un subnivel s.

Si n = 2, un electrón puede solamenteocupar niveles s o p.

Si n = 3, un electrón puede solamenteocupar subniveles s, p o d.

Si n = 4, un electrón puede solamenteocupar subniveles s, p, d o f.

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Subniveles de números cuánticos

Los orbitales con el mismo valor de n forma un nivel.Diferentes tipos de orbitales dentro de capas o niveles son subcapas o subniveles.

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29 Si n=1 ¿un electrón puede ocupar cuál de las subcapas o subniveles?

A 1s

B 2s

C 2pD 3s

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30 Un orbital puede mantener un máximo de ____ electrones

A 1

B 2

C 4

D infinitos

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31 ¿Cuál es el máximo número de electrones que puede ocupar el orbital f? A 10

B 14C 18D 22

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32 ¿Cuántos conjuntos posibles de números cuánticos o estados del electrón hay en el orbital 4d? A 2

B 8

C 10

D 14

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33 Un electrón está en el estado 6f. Determinar el principal número cuántico.

A 3

B 5

C 6

D 14

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34 Un electrón está en el estado 6d. ¿Cuántos electrones están permitidos en este estado?

A 6

B 7

C 10

D 14

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35 ¿Cuántos electrones completarán el orbital 4f?

A 3

B 7

C 14

D 4

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36 Un electrón está en el estado 6f. ¿Cuántos electrones están permitidos en este estado? A 6

B 7

C 10

D 14

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Aprenderemos cómo enumerar los electrones de un átomo basado en el orbital en el que cae cada electrón.

Para ello también necesitaremos saber todo acerca del orden de los orbitales, en base a la energía que se necesita para poner los electrones en ellas.

Esto afectará a determinados elementos y hará que algunos otros elementos sean excepciones a la orden general de los orbitales.

Inventario de electrones

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Para entender cada uno de los temas, vamos a necesitar conocer el tema que viene, antes que el diagrama siguiente del triángulo.

Esto puede ser un poco confuso, pero tengamos en cuenta lo siguiente: el concepto no se forma hasta que todas las partes están en orden.

Inventario de electrones

Orden de los orbitales

Energía de los

orbitales

Excepciones a la orden

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Energías de orbitales

Para un electrón en un átomo de hidrógeno, los orbitales sobre los mismos niveles de energía tienen la misma energía.

Degenerado es el término que hace referencia al hecho de que las energías son iguales.

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Energías de orbitalesA medida que el número de electrones aumenta, también lo hace la repulsión entre ellos.

Los átomos complejos contienen más de un electrón, por lo que en la interacción entre los electrones debe tenerse en cuenta los niveles de energía.

Esto significa que la energía depende tanto de n y l.

Por lo tanto, en los átomos con muchos electrones, los orbitales que están en el mismo nivel de energía ya no son degenerados.

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Energías de orbitalesTodos estos gráficos muestrancómo la energía depende de n y l, sólo que en diferentes representaciones.

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Energías de orbitales

Tengamos en cuenta de lo cerca que están los orbitales de energía d y f son los orbitales s de niveles de energía posteriores.

Esto tendrá un impacto sobre las excepciones a varias reglas, discutiremos más tarde este capítulo.

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Diagrama de orbitales

Cada cuadro en el diagrama representa un orbital.

Los orbitales en el mismo subnivel son dibujados juntos.

Las flechas representan los electrones.

La dirección de las flechas representan el espín relativo (+ o - ) del electrón.

8O1s 2s 2p

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3 reglas para el llenado de orbitales del electrón

Regla principal

Los electrones se añaden uno a la vez a los orbitales de más baja energía que estén disponibles, hasta que todos los electrones del átomo se hayan contado.

Principi de exclusión de Pauli

Un orbital puede contener un máximo de dos electrones. Para ocupar el mismo orbital, dos electrones deben girar en direcciones opuestas.

La regla de HundLos electrones ocupan orbitales de igual energía, de modo que un número máximo de electrones resulten desapareados.

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Aufbau toma su nombre de una palabra alemana que significa "construir"

Desarrollado en la década de 1920 por Bohr y Pauli, establece que los orbitales de los electrones se llenan primero con los niveles de energía más bajos.

Principio de Aufbau

Imaginemos esto, en términos de inquilinos haraganes - los inquilinos en un edificio de varios pisos, llenan el nivel superior del suelo primero, para no tener que subir escaleras.

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No puede haber dos electrones en un mismo átomo con la misma energía.

Principio de exclusión de Pauli

El estado cuántico es especificado por los cuatro números cuánticos; dos electrones no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos(ms = + o -)

1s2 2s2 2p1

correcto

1s2 2s2 2p1

incorrecto

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Pensemos esto como un bus/colectivo vacío. La gente no se sentará al lado de otra persona hasta que ese asiento esté ocupado.

La regla de Hund

Cada orbital en un subnivel está ocupado por separado con un electrón antes de que ningún orbital sea ocupado doblemente, y todos los electrones en los orbitales ocupados por separado, tienen el mismo espín.

1s2 2s2 2p2

correcto

1s2 2s2 2p2

incorrecto

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Diagrama de nivel de energía

Complete el diagrama de nivel de energía para el Magnesio (Mg):

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Diagrama de nivel de energía

Complete el diagrama de nivel de energía para el Cloro (Cl):

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Diagrama de nivel de energía

Completar el Diagrama de Nivel de energíapara el Hierro (Fe):

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Configuraciones electrónicas

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Configuraciones electrónicas

Las configuraciones electrónicas muestran las distribuciones de todos los electrones en un átomo.

Cada componente consta de:

Un número que denota el nivel de energía

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Configuraciones electrónicas

Las configuraciones electrónicas muestran las distribuciones de todos los electrones en un átomo.

Cada componente consta de:

Un número que denota el nivel de energía,Una letra que denota el tipo de orbital

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Configuraciones electrónicas

Las configuraciones electrónicas muestran la distribución de todos los electrones en un átomo.

Cada componente consta de:

Un número que denota el nivel de energía,Una letra que denota el tipo de orbital, yUn super índice que denota el número de electronesen esos orbitales.

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Regla Nemotécnica

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Configuración electrónica del Sodio

Por ejemplo, acá tenemosla configuración electrónica del estado fundamental del Sodio:

1s2 2s2 2p6 3s1

Na2311

átomo de Sodio

(Todos los números elevados se suman al número total de electrones)

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Diagrama de nivel de energía

Configuración electrónica

Escribe al configuración electrónica del estado fundamental para el Magnesio (Mg):

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Diagrama de nivel de energía

Configuración electrónica

Escribe la configuración delestado fundamental para el Cloro (Cl):

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Diagrama de nivel de energía

Configuración electrónica

Escribe la configuración de suestado fundamental para el

Hierro (Fe):

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Diagrama de nivel de energíaEstado de excitación

En una lámpara de vapor de sodio, los electrones de los átomos de sodio, son excitados en el nivel 3p por una descarga eléctrica y emiten luz de color amarilla, y vuelven a su estado fundamental.

Na: Diagrama de niveles de energía del estado de excitación

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Energía de orbitales

Click para ver una animación interactivade la Tabla Periódica para cada elemento

Click aquí para ir al juego de orbitales

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37 Un átomo neutral tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p2 ¿Qué elemento es?

A carbonoB nitrógenoC silicioD germanio

Res

pues

ta

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38 Un átomo neutral tiene una configuración electrónica de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 . ¿Cuál es su número atómico?

A 5

B 11

C 14

D 20

Res

pues

ta

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39 Un átomo neutral tiene una configuración electrónica de 1s2 2s2 2p6 . Si un átomo neutral gana un electrón adicional ¿Cuál es la configuración de su estado fundamental?

A 1s22s22p63s1

B 1s22s22p7

C 1s22s32p6

D ninguna de las respuestas dadas R

espu

esta

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40 ¿Cuál de los siguientes representa la configuración electrónica del estado excitado del electrón para el Sodio (Na)?

A 1s22s22p63s1

B 1s22s22p7

C 1s22s22p63p1

D ninguna de las respuestas dadas

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Configuraciones abreviadasLos elementos en la columna de la derecha de la tabla periódica tienen sus subniveles completamente llenos. Este grupo de elementos se los conoce como "gases nobles". Los elementos gases nobles se utilizan para escribir las configuraciones electrónicas abreviadas.

Gases nobles

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Configuraciones abreviadas

Para escribir la configuración abreviada de un elemento:

(1) Escribe el símbolo del elemento de un gas noble de la fila que se encuentre antes entre corchetes [ ].

(2) Agrega los electrones que faltan comenzando en el orbital s de la fila en que el elemento está con la configuración que se ha completado.

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Configuraciones abreviadas

Configuración electrónica: 1s22s22p63s1

Configuración abreviada: [Ne] 3s1

configuración electrónica del Neón

Ejemplo: Sodio (Na)

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Completa los espacios con la configuración abreviada

Deslizar para verla respuesta

Elemento Configuración abreviada

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41 ¿Cuál es la configuración electrónica correcta para el Li?

A 1s3

B 1s1 2s2

C 1s2 2s1

D 1s2 1p1

Res

pues

ta

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42 ¿Cuál de las siguientes sería la configuración electrónica correcta para el Mg?

A 1s22s23s23p64s2

B 1s22s23s23p6

C 1s22s22p6

D 1s22s22p63s2

E Ninguna de éstas Res

pues

ta

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43 ¿Cuál de las siguientes sería la configuración electrónica correcta para el ión Mg2+ ion?

A 1s22s23s23p64s2

B 1s22s23s23p6

C 1s22s22p6

D 1s22s22p63s2

E Ninguna de éstas

Res

pues

ta

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44 ¿Cuál de las siguientes sería la configuración electrónica correcta para el ión Cl-?

A 1s22s23s23p6

B 1s22s23s23p5

C 1s22s22p6

D 1s22s22p63s1

E Ninguna de éstas

Res

pues

ta

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45 ¿Cuál "abreviatura" se esperaría para la configuración electrónica para el Azufre (S)?A [He]3s23p4

B [Ar]3s24p4

C [Ne]3s23p3

D [Ne]3s23p4

E [Ne]3d1

Res

pues

ta

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46 ¿Cuál "abreviatura" se esperaría para la configuración electrónica del Vanadio (V)?A [He]4s23d1

B [Ar]4s23d104p1

C [Ar]4s23d3

D [Kr]4s23d1

E [Ca]3d1

Res

pues

ta

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Estabilidad

Cuando se estudiaron los elementos, los científicos notaron que algunos de ellos no reaccionan en determinadas situaciones en las que otros lo hacen. Estos elementos fueron etiquetados como "estables" debido a que no cambian fácilmente. Cuando estos elementos estables se agruparon, se observó que periódicamente, había patrones en la aparición de elementos estables.

En la actualidad reconocemos esa diferencia en la estabilidad debido a la configuración electrónica.

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Hay dos métodos para marcar los grupos, el método más antiguo se muestra en negro en la parte superior y el nuevo método se muestra en azul en la parte inferior.

Grupos de números

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EstabilidadLos elementos de estabilidad variable caen en una de las 3 categorías. Los átomos más estables tienen niveles de energía completamente llenos.

~Nivel completo de energía ~Subnivel completo (s, p, d, f) ~Subnivel medio completo ( d5, f7)

1234567

67

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EstabilidadEl orden siguiente es la estabilidad de los elementos con subniveles completos.

~Nivel completo de energía ~Subnivel completo (s, p, d, f) ~Subnivel medio completo ( d5, f7)

1234567

67

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EstabilidadPor último, los elementos con subniveles medio llenos, también son estables, pero no tan estables como los elementos con los niveles o subniveles completos de energía.

~Nivel completo de energía ~Subniveles completos (s, p, d, f) ~Subnivel medio completo ( d 5, f7)

1234567

67

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Excepciones en la configuración electrónica

Debemos saber las excepciones básicas en los subniveles d y f. Estos se dividen en las áreas que se encuentran con un círculo en la siguiente tabla.

1234567

67

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Cromo Esperado: [Ar] 4s2 3d4 Real: [Ar] 4s1 3d5

Para algunos elementos, con el fin de obtener al menos un subnivel medio lleno, los electrones de un subnivel s se moverán al subnivel d. Para ver por qué esto puede suceder, tenemos que examinar cuán "cerrados" están los subniveles d y s.

Excepciones en la configuración electrónica

1234567

67

Cr

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12

3

4

5

6

7

1s

2s

2p

3s

3p4s

3d4p

5s

4d5p

6s 4f5d

6p5f7s

6d7p

6f7d

7f

Ene

rgía

Energía de los orbitales

Según la proximidad que estén los orbitales f y d con los orbitales s de un electrón, pueden moverse fácilmente desde el orbital s (dejándolo a medio llenar) al orbital f o d, causando que también queden a la mitad.

(Es parecido a pedir prestado una taza de azúcar a un vecino. Le pedimos prestado a alguien que está cerca y sólo si lo necesitas.)

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CobreEsperado: [Ar] 4s2 3d9 Real: [Ar] 4s1 3d10

El Cobre gana estabilidad cuando un electrón del orbital 4s completa el orbital 3d.

Excepciones en la configuración electrónica

1234567

67

Cu

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47 Los elementos remarcados pertenecen al

A bloque sB bloque dC bloque pD bloque f

Res

pues

ta

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48 Los elementos remarcados pertenecen al bloque:

A bloque sB bloque dC bloque pD bloque f

Res

pues

ta

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49 Los elementos remarcados pertenecen al bloque

A bloque sB bloque dC bloque pD bloque f

Res

pues

ta

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50 La configuración electrónica para Cobre (Cu) es:

A [Ar] 4s24d9

B [Ar] 4s14d9

C [Cr] 4s23d9

D [Ar] 4s23d9

E [Ar] 4s13d10

Res

pues

ta

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51 ¿Cuál sería la configuración electrónica "abreviada" esperada para Plata (Ag)?A [Kr]5s25d9

B [Ar]5s24d9

C [Ar]5s14d10

D [Kr]5s24d9

E [Kr]5s14d10

Res

pues

ta

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52 ¿Cuál sería la configuración electrónica "abreviada" esperada para el Molibdeno (Mb)?A [Kr]5s25d4

B [Ar]5s24d4

C [Ar]5s14d5

D [Kr]5s14d5

E [Kr]5s24d4

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La Tabla periódica

Ahora que sabemos dónde (o tenemos una ubicación aproximada) para encontrar las partes de los átomos, podemos empezar a entender cómo todos estos factores se unen para afectar cómo vemos a los elementos.

Podemos verlos como productos químicos que todavía interactúan individualmente, y somos capaces de agruparlos en base, no sólo de las propiedades que presentan de manera aislada, sino también las propiedades que revelan cuando se exponen a otros elementos o compuestos.

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Historia de la Tabla periódica

Dmitri Mendeleev, basándose en las ideas de los químicos antes de él, desarrolló la tabla periódica moderna.

Argumentó que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos.

Ahora sabemos que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su número atómico. Por propiedades elementales, estamos describiendo las propiedades físicas y químicas.

Los átomos se enumeran en la tabla periódica en filas, según el número de protones.

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Una tabla periódica usualmente tiene la siguiente información:

Información en la Tabla periódica

NOTA: Una tabla periódica puede tener más información o menos información, dependiendo del editor y el uso previsto.

Número atómico - el número de protones en ese átomo en particular.

Masa atómica - el masa atómica promedio del átomo.

Nombre del átomo

Símbolo del elemento - una o dos letras que designan al átomo

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Tabla periódica

La tabla periódica, está compuesta por filas y columnas:

Las filas en la tabla periódica son llamadas Periodos.

Las columnas en la tabla periódica son llamadas Grupos.

los Grupos algunas veces son conocidas como Familias, pero "grupos" es la forma más tradicional.

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perío

dos

grupos

1

2

3

4

5

6

7***

***6

7

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Tabla periódica

La tabla periódica es "periódica" debido a ciertas tendencias que se observan en los elementos.

Las propiedades de los elementos son funciones de su número atómico. Los elementos del mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas similares.

Los átomos se enumeran en la tabla periódica en filas, basados en el número de protones, que es igual al número de electrones en un átomo neutro.

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53 ¿Cuál es el número atómico para el elemento en el período 3, grupo 16?

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54 ¿Cuál es el número atómico para el elemento en el período 5 y grupo 3?

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Grupos especiales

Algunos grupos tienen propiedades que los distinguen y tienen nombres

especiales.

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Grupos de Elementos

Disfrute de la famosa canciónde los elementosde Tom Lehrer.

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Met

ales

alc

alin

os

Grupo 1 Metales alcalinos (metales muy reactivos)

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Met

ales

alc

alin

o-té

rreo

s Grupo 2 Metales alcalino térreos (metales reactivos)

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Metales de transición

Grupos 3 - 12 Metales de transición (baja reactividad, metales típicos)

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Grupo 16 Familia del oxígeno (elementos de fuego)

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Hal

ogen

os

Grupo 17 Halógenos (altamente reactivos, no metales)

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Grupo 18 Gases nobles (prácticamente inertes)G

ases

nob

les

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Met

ales

alc

alin

osM

etal

es a

lcal

ino-

térr

eos

Hal

ógen

osG

ases

nob

les

Metales de transición

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Metales, no metales y metaloides

La tabla periódica también puede ser dividida en metales (azul) y los no metales (amarillo). Algunos elementos conservan algunas de las propiedades de los metales y no metales, se llaman metaloides (rosa).

As

BSi

TeGe

Sb?

metales no metalesmetaloides

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Elementos diatómicosSiete elementos en la tabla periódica son siempre diatómicos. En la forma elemental, se ven siempre como dos átomos unidos.

H2 , O2, N2 , Cl2 , Br2 , I2 , F2

HON

ClBrI

F

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Dado que las familias se basan según su reactividad, y al lado, de acuerdo a como reaccionan y organizan sus electrones.

. . . ahora sabemos que los elementos en la misma familiatiene configuraciones electrónicas muy similares

Configuración electrónica

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Nombres de grupos

Gases nobles - Grupo 18, terminan en s2p6

Tienen una capa externa llena

Halógenos - Grupo 17, terminan en s2p5

Muy reactivos, necesitan un electrón para tener una capa externa completa.

Metales alcalinos - Grupo 1, terminan en s1 Muy reactivos

Metales alcalino-térreos - Grupo 2, terminan en s2 Reactivos

Metales de transición (bloque d) - Grupos 3 - 12metales típicos algo reactivos, terminan en ns2, (n-1)d

Metales de transición interna (bloque f) - las dos filas inferiores un poco radiactivo y reactivo, terminan en ns2, (n-2)f

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55 Los elementos en la tabla periódica que tienen sus capas o subcapas completamente llenas se conocen como:

A gases nobles

B halógenos

C metales alcalinos

D elementos de transición

Res

pues

ta

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56 Los elementos en la tabla periódica que carecen de un electrón en una capa llena se conocen como:

A gases nobles

B halógenos

C metales alcalinos

D elementos de transición

Res

pues

ta

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57 Los elementos de la tabla periódica que tienen un sólo electrón externo se conocen como:

A gases nobles

B halógenos

C metales alcalinos

D elementos de transición

Res

pues

ta

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58 ¿Cuál de los siguientes representa una configuración electrónica de un metal alcalino-térreo

A [He]2s1

B [Ne]3s23p6

C [Ar]4s23d2

D [Kr]5s24d105p4

E [Xe]6s2

Res

pues

ta

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59 ¿Cuál de los siguientes representa una configuración electrónica de un Halógeno

A [He]2s1

B [Ne]3s23p5

C [Ar]4s23d2

D [Kr]5s24d105p4

E [Xe]6s2

Res

pues

ta

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60 ¿La configuración electrónica [Ar]4s23d5 pertenece a que grupo de la tabla periódica?

A Metales alcalinosB Metales alcalino-térreosC Metales de transiciónD HalogenosE Gases nobles

Res

pues

ta

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61 ¿La configuración electrónica que termina en ns2p6 pertenece a que grupo de la tabla periódica?

A Metales alcalinosB Metales alcalino-térreosC Metales de transiciónD HalogenosE Gases nobles

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Mirando hacia atrás en la Tabla Periódica de los elementos

Los átomos con el mismo número de electrones en sus capas externas o misma configuración electrónica externa, tienen un comportamiento químico similar. Ellos aparecen en la misma columna de la tabla periódica.

La tabla periódica de los elementos puede ser agrupada en grupos basados en la configuración electrónica de los átomos s, p, d, y en grupos de f que tendrán el último electrón en el átomo de llenado en estos subniveles respectivamente.

Los elementos con subniveles exteriores completos, totales o parciales son los más estables.

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