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
