Cap. 2 Estructura electrónica de los átomos.pdf
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Capítulo 2Estructura electrónica
de los átomos
Cuantización de la energía, Modelo de
Bohr, concepto de orbital, configuraciónelectrónica y Tabla Periódica.
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Estructura electrónica
El conocimiento de la estructuraelectrónica de los átomos sebasa en las observacionessobre la características de la
luz visible y su acción sobre losátomos.
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Movimiento ondulatorio
Ondas y espectro electromagnético
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Longitud de ondaEs la distancia entre dos puntos similares deondas consecutivas.
Se representa por la letra griega (lambda)
Unidades: metro (múltiplos y submúltiplos).
Frecuencia
Es el número de ondas que pasan por un
punto en una unidad de tiempo.Se representa por la letra griega (nu)Unidades: Hertz (Hz) = onda/segundo
1 Hz = 1/s
Propiedades de las ondas
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Propiedades de las ondas
Chemistry by Chang, R. Copyright c 1991 by McGraw Hill Inc
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Propiedades de las ondas
Velocidad (v)
Se determina por el producto de .
v = .
Para las radiciones del espectroelectromagnético se utiliza el valor de la
velocidad de la luz en el vacío (c).c = 3x108 m/s
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Espectro electromagnético
Chemistry by Chang, R. Copyright c 1991 by McGraw Hill Inc
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Espectro electromagnético
Se divide en regiones
En orden creciente de longitud de onda:
Rayos cósmicos < Rayos X< luz UV < luz visible < luz IR <microondas < radiofrecuencia
En orden decreciente de frecuenciaRayos cósmicos > Rayos X > luz UV > luz visible > luz IR >microondas > radiofrecuencia
En la región visible
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Rayos gamma, rayos X, luz UV, luz visible,
luz IR y radiofrecuencia
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Ondas electromagnéticas
Wikimedia Commons 2007
Las ondas electromagnéticas son
sinusoidales, con los campos
eléctrico y magnéticoperpendiculares entre sí y respecto
a la dirección de propagación.
Chemistry:The Central Science by Brown/Le May/Bursten Copyright
c 1997 by Prentice Hall Inc
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Movimiento
cuantizado
Chemistry:The Central Science by Brown/Le May/Bursten Copyright c 1997 by Prentice Hall Inc
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Cuantización de la materia y la energía
Ecuación de Planck
E = h
E = energía de un cuanto
h = constante de Planck = 6,62x10-34 J.s
= frecuencia
cuanto o fotón = unidad mínima de energía
Un cuanto de luz visible es menos energético que uno deluz UV, pero será mayor que uno de luz IR.
Se puede hallar la energía de 1 mol de cuantosmultiplicando por el NA, es decir por 6,022x10
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Ejercicios
Para la luz roja (= 700 nm), determine laenergía de:
a. Un fotón b. Dos mil cien fotones
c. Un mol de fotones d. 3,5 moles de fotones
Las radiaciones A, B, C y D tienen lassiguientes características:
a. Orden en forma creciente de longitud de onda.
b. Señale a cual de las siguientes radiacionescorresponde cada una de ellas: luz visible, radiaciónUV, rayos X o microondas
Radiación A B C D
característica 1,43x103 kcal/mol 1,5x1015 s-1 3x106 nm 3,31x10-19 J/fotón
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Teoría de Bohr
Niveles de energía
Transicioneselectrónicas
(absorción o liberaciónde energía)
Estado fundamental obasal
Estados excitados Energía del e- en el
nivel n: En = - RH (1/n2)
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Espectros de emisión
Espectro de emisión del hierro, Fe.Fuente: Wikimedia commons
Espectro de emisión de H, Hg y Ne.Fuente: Instituto de Astrofísica de Andalucia
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Niveles
de
energía
y espectro
deemisión
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH07/FG07_19.JPG
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Teoría atómica moderna
Teoría ondulatoria o de la mecánica cuántica
Ecuación de onda de Schrödinger
psi : función de probabilidad
Concepto de Orbital
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Números cuánticos
Resuelven la ecuación de onda
Son cuatro: n, l, m y s
Con sólo 3 se describe al orbitalEl cuarto describe el movimiento
del electrón sobre su propio eje.
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Orbitales s ( l
= 0)
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Orbitales p ( l = 1) y Orbitales d ( l = 2)
http://quimicatandil.blogspot.com/2011_06_12_archive.htmlhttps://fc.deltasd.bc.ca/~mannandale/oldchemsite/Chemistry11/At
omictheory/dorbitals.htm
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Números cuánticos
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Números cuánticos
n l nombre delsubnivel
ml # de orbitalesen el subnivel
1 0 1s 0 1
2 0
1
2s
2p
0
- 1, 0, +1
1
3
3 0
1
2
3s
3p
3d
0
-1, 0, +1
- 2, -1, 0, +1, +2
1
3
5
4 0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
--3, - 2, -1, 0, +1, +2, +3
1
3
5
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Número cuántico de espín (spin)
s = + ½
espín hacia
arriba
s = - ½
espín haciaabajo
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Diagrama de energía de orbitales
Para partículas
monoelectrónicas
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Regla
delAufbau
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Diagrama de energía de orbitales
Para partículas
polielectrónicas
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Distribución de electrones
En su estado fundamental o basal: completar
los orbitales de menor energía
Número máximo de electrones en un orbital:
2 Principio de exclusión de Pauli:
“Dos electrones en un átomo no pueden tener
sus cuatro números cuánticos idénticos”
Regla de Hund:
“Los electrones tienden a estar desapareados”
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Diagrama de orbitales
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Diagrama de
energía de
orbitalesatómicos
poli-
electrónicos
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Configuraciónelectrónica
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Configuraciónelectrónica
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Tabla Periódica y
Configuración electrónica
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Ejercicios
1. Determine el número máximo de electronescon los siguientes números cuánticos:
a. n = 3, l = 2 b. n = 2, l = 0, m = 0
c. n = 4, l = 4 d. n = 3e. n = 1, l = 1, m = 0, s = - ½
2. Determine los números cuánticos del
electrón diferenciador del átomo de cloro.
3. Si los números cuánticos del ion X-2 son:
n= 3 l = 1 m = 1 s = - ½
Encuentre el número atómico de X
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Clasificación de los elementos
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Grupos de la Tabla Periódica
Bloque Grupo Nombre Configur. electrónica.
s1A
2A
Alcalinos
Alcalino-térreos
n s1
n s2
p
3A
4A5A
6A
7A
8A
Grupo del boro-aluminio
Grupo del carbonoGrupo del nitrógeno
Anfígenos (del oxígeno)
Halógenos
Gases nobles
n s2 n p1
n s2 n p2n s2 n p3
n s2 n p4
n s2 n p5
n s2 n p6
d 1B -8B(3-12)
Elementos de transición n s2(n – 1)d1-10
fElem. de transición interna
(lantánidos y actínidos)n s2 (n – 1)d1(n – 2)f 1-14
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Propiedades Periódicas
Radio (volumen o tamaño) atómico
Energía de ionización (I)
Afinidad electrónica (Ae)
Carácter metálico y no metálico
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Justificación de la variación de las
Propiedades periódicas
Carga nuclear efectiva (Z* o Zef )
Efecto Pantalla o Apantallamiento
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Radio
atómico
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Energía de ionización (I)
Energía necesaria para retirar
un electrón de un átomo o ion
al estado gaseoso.
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Afinidad electrónica (Ae)
Energía transferida cuando un átomo o ion al
estado gaseoso recibe un electrón.
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Propiedades periódicas
Energía de ionización (I)
M(g) + energía M+(g) + e-Afinidad electrónica (Ae)
X(g) + e- X-(g) + energía
I11ª Ae
M+ (g) + energía M2+(g) + e-
I2
X- (g) + e- X-2(g) + energía
2ª Ae
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Propiedades periódicas