modelo rutherford
la naturaleza de las ondas de luz
Características de las ondas electromagnéticas
Longitud ? (lambda) distancia más corta entre dos puntos
equivalentes en una onda continua. Unidad=metro Frecuencia ? (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= ? ?
espectro electromagnético
naturaleza de las partículas de luz SubNaturaleza de
las
Max Planck Sub 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= h?
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 SubNiels
Bohr
Descripción de Bohr del átomo de
hidrógeno
Modelo mecánico cuántico del átomo
Louis De Broglie Los electrones y todas las partículas de
materia pueden comportarse como ondas.
El principio de incertidumbre de Heisenberg
La ecuación de Schrödinger La ecuación predice
una región tridimensional alrededor del núcleo
atómico llamado ORBITAL ATÓMICO , donde hay
probabilidad de encontrar al electrón
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
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 esferaTodos los orbitales p
tienen forma de peraLos orbitales d y f tienen diferentes
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
Número de orbitales posibles= n2 Cada orbital puede tener
2 electrones Número máximo de electrones por
orbital= 2n2
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Sub 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 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s
6p 6d 7s 7p
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 6 electrones de
valencia Cs [Xe]6s1 1 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
