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electrones en los átomos
1
NO
Todos
Transmisión de calor
los cuerpos conservan cierta
temperatura.
Esto se debe que exista entre ellos un
intercambio de calor, o sea, una transmisión
del mismo.
La transmisión del calor depende del estado
físico en que se encuentre la materia.
 El calor es un tipo de energía que se propaga
de diferentes formas.
Para su medición, se utiliza el calorímetro y
la unidad empleada para ello es la caloría. 2
Energía

Energía – propiedad de la materia que puede ser
transformada a trabajo.
Energía cinética – energía debida al
movimiento
Energía potencial – energía debido a su
posición
Energía radiante – energía transferida o
transportada por ondas electromagnéticas
cuando viaja a través del espacio.
3
Energía

Energía electromagnética = energía radiante
Ejemplos:
Luz visible
Ondas de radio
Rayos infrarrojos, ultravioletas y rayos X
4
Radiación electromagnética
 Exhiben
un comportamiento de ondas ( onda
electromagnética)
 Viajan a la misma velocidad, no importando si
su origen es visible ultravioleta, infrarroja o
gama.
 Viajan a la velocidad de la luz c = 2,9979 x
108 m/s, que es la velocidad de la onda
radiante.
5
Características de las ondas
electromagnéticas
Longitud λ (lambda)
distancia más corta entre dos
puntos equivalentes en una onda
continua.
Unidad=metro
Frecuencia ν (nu)
número de ondas que pasan por un
punto dado en un segundo.
Unidad=Hertz (1 onda/segundo)
Velocidad c (constante, velocidad de la luz)
velocidad de la luz 3 x 108 m/s
C= λ ν
6
la naturaleza de las ondas de luz
7
Espectro electromagnético
 Conjunto
de ondas electromagnéticas, o más
concretamente, a la radiación electromagnética que
emite (espectro de emisión), o absorbe (espectro de
absorción) una sustancia.
 Son
característicos propios de cada uno de los
diferentes elementos químicos.

Se usa para identificar la sustancia, es como una
huella dactilar.
8
espectro
electromagnético
9
espectro
electromagnético
10
espectro
electromagnético
11
Luz blanca

La luz blanca está compuesta de ondas de
diversas frecuencias.

Algunas veces la luz se manifiesta como
onda. Otras veces se manifiesta como
partícula.
Todo
depende
de
las
circunstancias.

Cuando un rayo de luz blanca pasa por un
prisma se separa en sus componentes de
acuerdo a la longitud de onda.
12
Luz blanca

Luz visible entre 700 y 400 nm

Roy G Biv (rojo, anaranjado,
amarillo, verde, azul, índigo y
violeta).

Según aumenta la frecuencia disminuye
la longitud de onda.
13
Luz blanca
14
Emisión
15
16
Espectros atómicos

Estas radiaciones dispersadas en un
prisma de un espectroscopio se ven como
una serie de rayas, y el conjunto de las
mismas es lo que se conoce como espectro
de emisión.

Igualmente, si una luz continua atraviesa
una sustancia, ésta absorbe unas
determinadas radiaciones que aparecen
como rayas negras en el fondo continuo
(espectro de absorción).
17
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
18
naturaleza
de las
partículas de Naturaleza de
las
luz
19
Teoría cinética de Planck

Los científicos descubrieron que ciertos elementos
emitían luz visible cuando se calentaba con una
llama. El análisis de esta luz reveló que este
comportamiento estaba relacionado con el
ordenamiento de los electrones.
Rasgo
principal de la teoría cinética de Planck:
 Establece que la energía electromagnética, por
ejemplo la luz para el caso de la radiación visible, en
vez de ser emitida o absorbida en forma continua, se
emite en pequeños paquetes o cuanta (quantum).
20
Max
Planck
QUANTUM
Cantidad mínima de energía que puede
perder o ganar un átomo.
Planck demostró que la energía de luz
emitida por lo objetos
incandescentes está cuantizada.
La energía de un quantum está relacionada con la frecuencia de la radiación
emitida:
E quantum= hν
21
Teoría cinética de Planck
h = Constante de Planck
= 6.626 x 10 -34 J/hz
(J = joule, unidad de energía del SI)
❀ Concluyó que las órbitas alrededor del
núcleo tienen un diámetro definido.
22
MODELO DE BOHR.
E = E órbita con energía más alta – E
órbita con energía más baja = E
fotón = h ν
23
El modelo dual de
onda-partícula de la luz
Los electrones – llamados fotoelectrones – se emiten desde la
superficie de un metal cuando la luz de cierta frecuencia incide
sobre la superficie. Entonces, cuando uno de estos electrones
vuelve al nivel inferior, emite un fotón--en una de las
frecuencias especiales de ese elemento, por supuesto.

Einstein propuso que la radiación electromagnética tenía
naturaleza de ondas y de partículas.
Se comporta como onda.

Se comporta como una corriente de partículas
pequeñísimas, o haces de energía, llamados fotones
(partícula pequeñísima de radiación electromagnética,
sin masa, que transporta un cuanta de energía).

24
La teoría cuántica y el átomo
Niels Bohr
25
MODELO DE BOHR.
 Niels
Bohr(1885-1962) propuso un nuevo
modelo atómico , modelo cuántico para el
átomo de H, a partir de los descubrimientos
sobre la naturaleza de la luz y la energía.
 Es el modelo precursor del actual.
 Los electrones giran en torno al núcleo en
niveles energéticos bien definidos.
26
MODELO DE BOHR.
 Cada
nivel puede contener un número máximo
de electrones.
 El
estado de menor energía se llama estado
raso (no absorben ni energía irradia energía).
 Un
electrón de la capa más cercana al núcleo
posee la energía más baja posible.
27
Modelo mecánico cuántico del
átomo
28
Louis De Broglie
Los electrones y todas las
partículas de materia pueden
comportarse como ondas.
29
Louis De Broglie
Primero en señalar la dualidad onda.
-Propuso la hipótesis que dio
lugar a la teoría actual de la
estructura atómica.
30
Louis De Broglie
Predice que todas las partículas en
movimiento tienen características de
ondas y relaciona la longitud de onda
de cada partícula con su masa, su
frecuencia y la constante de Planck.
31
El principio de incertidumbre de
Heisenberg
32
El principio de incertidumbre de
Heisenberg
Es imposible conocer
con precisión la
velocidad y la
posición de una
partícula en el mismo
tiempo.
33
La ecuación de Schrödinger
La ecuación predice una
región tridimensional
alrededor del núcleo
atómico llamado
ORBITAL
ATÓMICO ,
donde hay probabilidad
de encontrar al
electrón
34
La ecuación de Schrödinger
Una región
tridimensional
alrededor del
núcleo, llamada
orbital atómico,
describe la
ubicación
probable del
electrón.
35
36

Átomo gana energía, se encuentra en estado excitado.
Al caer el electrón a un de menor energía emite un
fotón con una energía que corresponde a la diferencia
entre los niveles asociados a las dos órbitas.

Asignó número cuántico, n, a cada órbita y
calculó el diámetro de cada.
37
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
38
Los números cuánticos
principales indican los niveles
más altos de energía del
átomo
N1 = estado raso
Cada orbital puede tener hasta 2
electrones
Son 7 niveles de energía
39
El segundo número cuántico es
conocido como l.
Está relacionado con los
subniveles.
Un valor de l =0 corresponde a s,
l =1 es p,
l =2 es d,
etc.
40
Los niveles contienen SUBNIVELES.
Segundo número cuántico (describe los
niveles)
N1
N2
N3
N4
1 subnivel
2 subniveles
3 subniveles
4 subniveles
etc . . . . . .
41
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
42
Los subniveles se
identifican de acuerdo a la
forma de los orbitales del
átomo con las letras s, p, d
yf
43
Número de orbitales posibles= n2
Cada orbital puede tener 2
electrones
Número máximo de electrones por
orbital= 2n2
44
Orbitales
• Una órbita es la trayectoria cerrada que
describe el electrón alrededor del
núcleo.
• Un orbital es una región del espacio en la
que puede moverse el electrón y que se
halla descrita por una función de onda Y.
• Nos indica la probabilidad de
encontrar al electrón en esa zona del
interior de dicha región.
45
Tercer número cuántico (m)
describe la orientación espacial
del orbital en el espacio (forma de
la nube).
Subnivel s – 1 y es esférico
Subnivel p – 3 (x, y z)
Subnivel d – 5
Subnivel f – 7
46
Todos los
orbitales s
tienen forma
de esfera
Todos los
orbitales p
tienen forma
de pera
Los orbitales
d y f tienen
diferentes
formas.
47
Cuarto número cuántico (s) describe la
posición del espín del electrón.
Tiene un "spin arriba" o un "spin abajo"...
Tiene dos posibles valores:
s= +1/2 significa "spin arriba"
y s=-1/2 significa "spin abajo".
48
Números cuánticos
n: número cuántico principal
l: número cuántico del momento angular orbital
m:número cuántico magnético
s: número cuántico del spin electrónico.
Estos números cuánticos sólo puede
tomar ciertos valores permitidos
n: números enteros 1, 2, 3,
l: números enteros desde 0 hasta (n-1)
m:todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
49
Modelo Mecano Cuántico (actual):
A partir de 1925 el modelo atómico de
Bohr
fue
objeto
de
sucesivas
modificaciones hasta formular el actual
modelo
atómico,
matemático
que
que
es
un
explica
modelo
el
comportamiento del electrón en átomos
que tienen más de un electrón.
50
Este modelo esta basado en los siguientes principios:
En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921)
propuso
que
el
electrón
tendría
propiedades
ondulatorias y de partícula (al igual que la energía
lumínica).
En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el
Principio de Incertidumbre, el cual establece que es
imposible determinar simultáneamente la posición y la
velocidad exacta de un electrón.
51
En 1927 Erwin Schrodinger (1887-1961) propone una
ecuación matemática que da al electrón el carácter de
onda y de partícula simultáneamente, ya que incluye la
masa
del
electrón
y
una
expresión
que
puede
considerarse la amplitud de la onda de dicha partícula.
La ecuación de Schrodinger da la posición más
probable del electrón en un átomo de hidrógeno, pero
también establece que se le puede encontrar en otras
posiciones. En la actualidad se emplean cálculos
probabilísticas para describir la posición, la velocidad y
la energía de los electrones en el átomo.
52
Modelo Mecano Cuántico (actual):
 En el átomo existen unas zonas delimitadas
donde
hay
una
mayor
probabilidad
de
encontrar al electrón; a esta zona se le llama
"orbital".
El electrón no se circunscribe a una órbita
fija, sino a una zona llamada orbital dentro
de la cual existe una alta probabilidad de
encontrar al electrón.
Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los
distintos niveles de energía.
53
Primeros 4 niveles principales de energía del H
Número
cuántico
principal
Subniveles
(tipo de
orbitales)
Número de
orbitales en
relación al
subnivel
Número total de
orbitales relacionados
con el nivel principal de
energía
1
2
s
s
p
s
p
d
1
1
3
1
3
5
1
4
s
p
d
f
1
3
5
7
3
4
9
16
54
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.
55
Reglas para las
Configuraciones electrónicas
1 Principio de Aufbau
(distribución electrónica o
construcción progresiva)
Cada electrón ocupa
el orbital disponible
con energía más baja.
56
Diagrama de Aufbau
57
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.
58
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
59
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.
60
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
61
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
62
CONFIGURACIONES
ELECTRÓNICAS
El ordenamiento de los
electrones en los átomos se
denomina configuración
electrónica
63
Configuración electrónica
Señala el nivel principal, el subnivel
asociado a cada orbital y el número
de electrones de cada orbital como
un superíndice.
C
2
2
2
1s 2s 2p
64
Ne
1s22s22p6
1s
2s
2p
65
Diagrama de subnivel
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
66
Elementos de los dos primeros periodos
Elemento
No.
atómico
Diagrama de orbital
1s 2s 2px2py2pz
Configuración
electrónica
Hidrógeno
1
1s1
Helio
2
1s2
Litio
3
1s22s1
Berilio
4
1s22s2
Boro
5
1s22s22p1
Carbono
6
1s22s22p2
Nitrógeno
7
1s22s22p3
Oxígeno
8
1s22s22p4
Flúor
9
1s22s22p5
Neón
10
1s22s22p6
67
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
Ne 1s22s22p6
2p
3s
1s 2s
2p
Na [Ne]3s1
68
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
69
Excepciones a las
configuraciones
Cromo
[Ar] 4s13d4
Cobre
[Ar] 4s13d10
70
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
71
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
72
No.
Configuración Estructuras de
Elemento
atómico electrónica
Lewis
Litio
3
1s22s1
Li
Berilio
4
1s22s2
Be
Boro
5
1s22s22p1
B
Carbono
6
1s22s22p2
C
73
Tarea
Escribe el diagrama de orbital, la configuración
electrónica, la configuración electrónica en
notación de gas noble y las estructuras de Lewis
para los siguientes elementos:
Magnesio
Azufre
Bromo
Rubidio
Talio
Xenón
Selenio
Silicio
Calcio
Yodo
74
DISTRIBUCIÓN DE LOS
ELECTRONES EN LA CORTEZA.

Según modelo fijado
en nuestro trabajo,
los electrones se
distribuyen en
diferentes niveles,
que llamaremos
capas. Con un
número máximo de
electrones en cada
nivel o capa.
Nivel
1
2
3
4
5
Numero
máximo
de
electrones
2
8
18
32
32
75
DISTRIBUCIÓN DE LOS
ELECTRONES EN LA CORTEZA.

19
Así , en un elemento como el potasio en estado
neutro:
K
19 protones; 19 electrones; 20 neutrones
1ªcapa : 2e2ªcapa : 8e3ªcapa : 9e-
76
DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA
Nivel
Max de e- subnivel
Max de e-
1
2
2
8
3
18
2
2
6
2
6
10
s
s
p
s
p
d
77
Nivel
Max de e-
4
32
5
32
6
18
subnivel
s
p
d
f
s
p
d
f
s
p
d
Max de e2
6
10
14
2
6
10
14
2
6
10
78
Formación de iones más
probables.

Un ión perderá o ganará electrones , hasta
que se estabilice.
 La forma más común de estabilización es la
de formar estructuras electrónicas de gas
noble.
 ¿PORQUÉ DE GAS NOBLE?
Los gases nobles son los elementos que
menos tienden a perder o ganar electrones
,no reaccionan apenas, solo bajo
condiciones extremas. Por tanto todos los
átomos tienden a adquirir una estructura
electrónica similar a la de estos.
79
Formación de iones más
probables.
 Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra
que cae rodando por una montaña logra su
estabilidad cuando se detiene, cada elemento de la
tabla periódica logra su estabilidad cuando adquiere
la estructura electrónica del gas noble(último grupo
del S.P.) más cercano.

Quedando el último nivel de energía de cada uno de
éstos átomos con ocho electrones.

Excepto los átomos que se encuentran cerca del
Helio, que completan su último nivel con sólo dos
electrones.

Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL
OCTETO
80
Ejemplos de formación de iones
más probables.
11Na
-Podemos observar que el Nº atómico del
SODIO está más cerca del Nº atómico del
Neón.
-Si el SODIO pierde un electrón (una carga
negativa) ,adquiere configuración de Neón.
-Entonces deja de ser neutro .
22s2p63s1
Na
:1s
11
-1 e
Na+
81
Ejemplos de formación de iones
más probables.
17Cl
2
2
6
2
5
17Cl=1s 2s 2p 3s 3p
+1electrón
- 1s22s22p63s23p6
Cl
17
[Ar]
82
83
Modelo Mecano Cuántico (actual):
A partir de 1925 el modelo atómico de
Bohr
fue
objeto
de
sucesivas
modificaciones hasta formular el actual
modelo
atómico,
matemático
que
que
es
un
explica
modelo
el
comportamiento del electrón en átomos
que tienen más de un electrón.
84
Este modelo esta basado en los siguientes principios:
En 1924 Louis de Broglie (Premio Nobel 1921)
propuso
que
el
electrón
tendría
propiedades
ondulatorias y de partícula (al igual que la energía
lumínica).
En 1926 Werner Heisenberg (1901-1976) formula el
Principio de Incertidumbre, el cual establece que es
imposible determinar simultáneamente la posición y la
velocidad exacta de un electrón.
85
Modelo Mecano Cuántico (actual):
 En el átomo existen unas zonas delimitadas
donde
hay
una
mayor
probabilidad
de
encontrar al electrón; a esta zona se le llama
"orbital".
El electrón no se circunscribe a una órbita
fija, sino a una zona llamada orbital dentro
de la cual existe una alta probabilidad de
encontrar al electrón.
Estos orbitales se agrupan, a su vez, en los
distintos niveles de energía.
86
87
Ahora, digamos que una fuente de luz blanca-conteniendo todas las longitudes de onda visibles--es
dirigida al gas. Cuando los fotones de la luz blanca
pasan a través del gas, algunos de ellos pueden
interactuar con los átomos--siempre que tengan la
frecuencia apropiada para empujar un electrón de ese
elemento hasta un nivel superior de energía. Los
fotones en esas frecuencias particulares son
absorbidos por el gas. Sin embargo, como usted lo
anotó antes, los átomos son "transparentes" a los
fotones de otras frecuencias...
Entonces todas las otras frecuencias saldrían intactas del gas. Así, el
espectro de la luz que ha pasado a través del gas tendría algunos
"agujeros" en las frecuencias que fueron absorbidas.
88
El espectro con estas frecuencias faltantes se llama
espectro de absorción. (Note que las líneas oscuras
en un espectro de absorción aparecen en las mismas
exactas frecuencias de las líneas brillantes en el
correspondiente espectro de emisión.)
89