Desde modelo actual
hacia la Configuración
electrónica
COMPORTAMIENTO DUAL DE LA LUZ
 La luz es materia
 Toda fuente de luz es una fuente de
energía.
 Se acepta que la luz se comporta como
onda y como partícula.
 La luz es una forma de energía radiante o
electromagnética
 Radiación electromagnética: movimiento
de campos eléctricos y magnéticos que
oscilan en forma de ondas, en planos
perpendiculares.
Ondas
B a ja F r e c u e n c ia


=
A m p lit u d
lo n g itu d d e o n d a
A lta f re c u e n c ia

  frecuencia
A m p litu d
( nu )
  lambda
  c
c  velocidad
de la luz

La frecuencia  es el número de ondas
que pasan en un segundo por un punto
determinado y se relaciona con la longitud
de onda
 
c

cm

seg
cm
onda

ondas
seg
Teoría de Planck(1858-1947)

A finales del siglo XIX los físicos estudiaban
un fenómeno conocido como radiación de
cuerpo negro que las leyes de la física
clásica no podía explicar.

Max Planck fue capaz de explicar esta
radiación haciendo una consideración
radical.

Planck postuló que las energías asociadas a
la radiación emitidas por un cuerpo negro no
son continuos. Propuso que la energía
solamente puede ser liberada en “paquetes”
de tamaño mínimo que llamó quantum.

Consideró además, que la energía asociada
a un quantum era proporcional a su
frecuencia.
E  h

h = cte. de Planck, 6,626x10-34 Joule s
Hacia el modelo Mecano- Cuántico
El átomo de Bohr.

En 1913, el físico danés Niels Bohr(18851962) teniendo en cuenta la física clásica y
los postulados de la Teoría de los quantum
fue capaz de postular un nuevo modelo para
el más sencillos de los átomos , el
hidrógeno.
Postulados de Bohr
1.
2.
Cuando el electrón se encuentra en
estado
normal,
gira
en
orbitas
estacionarias y no emite energía.
Si el electrón gira alrededor del núcleo,
se cumplirá que “ en todo momento la
fuerza centrífuga es igual a la fuerza de
atracción”
mv
r
2

e
2
r
2
3.
El producto de la cantidad de
movimiento(m v) del electrón a lo largo de
su órbita (2  r ) habrá de ser múltiplo del
quantum de acción de Planck (n h)
mv  2  r  n h
n  número entero
Naturaleza del comportamiento del
electrón

En 1924 el físico francés Louis de Broglie
considerando la teoría ondulatoria y
corpuscular de la luz , propuso que la
materia, en ciertas condiciones, podría
mostrar propiedades de onda . De Broglie
sugirió que el electrón, en su trayectoria
alrededor del núcleo, tiene asociado una
longitud de onda particular.

Propuso también que la longitud de onda
característica del electrón o cualquier otra
partícula depende de su masa m y de su
velocidad v :

h = constante de Planck
mv para cualquier objeto se llama
momento


La hipótesis de De Broglie es aplicable a
todo objeto de masa m y velocidad v, sin
embargo para objetos de masa mediana
como una pelota de tenis tendrán
longitudes ondas muy pequeña imposibles
de observar empíricamente, pero no
ocurre lo mismo para partículas de masa
pequeña como el electrón
Principio de Incertidumbre.

Según el modelo de Bohr, el é del átomo de
hidrógeno gira entorno al núcleo en una
trayectoria bien definida, de modo que su
posición y la cantidad de movimiento son
cantidades que podrían calcularse con toda
precisión y en todo instante.

Sin embargo en 1926 Werner Heisenberg
(1901-1976) sostuvo que:
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y el momento lineal de una
partícula. Cuanto más exacta sea la
determinación de una de ellas , más
inexacta será la de la otra”.
Números Cuánticos

En 1926, Erwin Schrödinger describió el
comportamiento del electrón de un átomo de
acuerdo a consideraciones estadísticas.

Schrödinger consideró que la trayectoria
definida del electrón según Bohr debe
sustituirse por la probabilidad de hallarlo en
una zona del espacio atómico.
Densidad electrónica

Esta probabilidad es la
densidad electrónica,
de modo que las
regiones donde existe
una alta probabilidad
de encontrar al
electrón, son las zonas
de alta densidad
electrónica

Bajo este planteamiento, los estados de
energía permitidos para el electrón en el
átomo (llamados orbitales y donde cada uno
de ellos tiene una energía característica y
una forma particular) quedan descritos por
medio de cuatro números cuánticos: el
principal(n), el secundario (l), el
magnético (m) y el espín (s).
Teoría Cuántica

Números cuánticos.

Número cuántico principal (n) se
relaciona directamente con la magnitud y
la energía de un orbital atómico. Este
número puede tener cualquier valor entero
y positivo n: 1,2,3,4,....

Cuando n aumenta, también aumenta al
energía y la distancia del electrón del
núcleo.

El valor n no es una medida de distancia
ni de la energía del electrón, sino es un
número entero sencillo a partir del cual se
obtiene estos valores.

Número cuántico secundario o azimutal
(l):

A la luz de los resultados obtenidos en
espectrofotometría, se postuló que las
órbitas podrían ser no solo circulares sino
también elípticas. Para medir la
excentricidad de la órbita se define un
segundo número cuántico denominado
secundario o azimutal





Los valores que toma el número cuántico
secundario dependen del valor de n,
según l=0,1,2...(n-1).
Si n = 3 entonces l toma los valores 0,1 y
2
Los valores de l tienen su equivalentes en
letras,
l
0
1
2
3
4
Nombre
s
p
d
f
g
Orbitales s
Orbitales f


Los orbitales que tienen el mismo n,
reciben el nombre de nivel o capa y los
orbitales que tienen igual n y l , subnivel
o subcapa.
Determinemos los subniveles para los tres
primeros niveles,
N ivel n
1
2
2
3
3
3
l
0
0
1
0
1
2
2s
2p
3s
3p
3d
S u b n ivel 1 s

Número cuántico magnético ml . Está
relacionado con la orientación espacial del
orbital . Sus valores dependen de l y puede
tomar 2l + 1 valores enteros, es decir



+l,.....,0,.......-l
Si l = 0 entonces ml = 0
Si l = 1 entonces ml = +1, 0, -1 , de manera
que el subnivel p (l=1) contiene tres orbitales
que se designan como px, py, pz
Relación entre n,l y ml para n=4
n
l
su b n iv el m l
1
2
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
3
4
# d e o rb ita les
en el su b n iv el
0
1
0
1
1 ,0 ,-1
3
0
1
1 ,0 ,-1
3
2 ,1 ,0 ,-1 ,-2
5
0
1
1 ,0 ,-1
3
2 ,1 ,0 ,-1 ,-2
5
3 ,2 ,1 ,0 ,-1 ,-2 ,-3 7


Número cuántico de espín (ms).
Corresponde al giro del electrón sobre su
propio eje, el cual puede tener dos
sentidos, en la dirección del puntero del
reloj o en el sentido contrario.
El espín puede tomar valores de +1/2 y 1/2 que se simbolizan como y
respectivamente

En rigor, el número cuántico de espín no
deriva de la ecuación de Schrödinger sino
que se introdujo para que la teoría estuviera
de acuerdo con los datos experimentales

El Modelo Mecánico-Cuántico es una teoría
que, hasta el momento , explica con éxito la
periodicidad de los elementos químicos en la
tabla periódica, así como varias propiedades
químicas de los átomos.
Energía y capacidad de los orbitales
atómicos

Los niveles de energía para el átomo de
hidrógeno dependen exclusivamente del
número cuántico n, de manera que todos los
subniveles tienen la misma energía.

Para los átomo polielectrónicos, depende de
los números cuántico principal (n) y
secundario (l).
Nivel principal de
energía
n=4
n=3
n=2
Subnivel
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
n=1
1s
REGLA DE HUND


Para obtener estos valores se supone que
que los números cuánticos que son
válidos para el átomo de hidrógeno son
válidos para los demás átomos. Así se
tiene una idea de la variación de los
niveles de energía.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6
s<4f<5d<6p<7s< ...........
REGLA DE LAS DIAGONALES
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p

El comportamiento de cada uno de los
electrones queda descrito por un conjunto
único de cuatro números cuánticos .

Wofgang Pauli fue el primero en observar
estos datos experimentales y hoy se
conoce como El Principio de Exclusión
de Pauli.

“Dos electrones en un átomo no pueden
tener el mismo conjunto de números
cuánticos”. Al menos uno de los cuatro
números cuánticos debe ser diferente.

Esta condición limita la capacidad de cada
orbital , puesto que dos electrones en un
orbital pueden tener igual n,l y ml pero
deben tener diferente espín +1/2 y -1/2
Configuración electrónica de los
átomos

Se entiende por configuración electrónica del
átomo como la distribución de los electrones
en los diferentes orbitales atómicos.

Para encontrar tal configuración se deben
seguir ciertas reglas



Los electrones se ubican en los orbitales de
menor energía.
Según Pauli, cada electrón de un átomo
tiene sus propios números cuánticos .
Así un orbital tiene un máximo de dos
electrones con espín opuesto, lo que se
traduce que el subnivel s tiene como
capacidad máxima 2 electrones. El subnivel
p con tres orbitales, 6 electrones. El subnivel
d con cinco orbitales, 10 electrones y el
subnivel f con 7 orbitales, 14 electrones.

Cuando un subnivel tiene más de un
orbital, los electrones van ocupando el
subnivel de manera que cada electrón
adicional que entra, se ubica en orbitales
diferentes con el mismo espín. Esta
condición se llama regla de Hund o regla
de máxima multiplicidad de espín.



Configuraciones Electrónicas de algunos
átomos.
Hidrógeno, H (Z=1). El único é del H se
ubica en el orbital de más baja energía,
sus números cuántico serán n=1, l = 0 y
ml=0 . Existen dos posibilidades para el
espín del é, +1/2 y -1/2 . Por convención
tomaremos el valor de +1/2
La configuración para el H es 1s1



Una forma de sencilla de representar las
configuraciones es a través de diagrama
de orbitales donde cada cuadrado
representa a un orbital.
1
H
1s
1
2
He
1s
2
 3Li
1s22s1
Principio de Aufbau

1)
2)
Cada átomo se “construye”
añadiendo el número apropiado de
protones y neutrones especificados por el
número atómico el el número de masa y
añadiendo la cantidad de electrones
necesarios en los orbitales de forma que
den energía total más baja para el átomo.
Problemas resueltos

Escribir la configuración electrónica para el
fósforo, elemento 15
15P
1s2 2s2
2p6
    
3s2
3p3
   

Escriba la configuración electrónica y el
diagrama de orbitales para los siguientes
elementos : 3Li, 11Na, 19K, 12Mg, 13Al, 14Si,
9F ,17Cl, 35Br, 18Ar.

¿Que
similitud
encuentra
en
la
configuración electrónica del último nivel
de energía de los átomos Li ,Na ,K
y
F, Cl, Br ?
Configuración electrónica de iones
Ion sodio Na+


Configuración para el átomo neutro
22s22p63s1)
Na
(1s
11
Configuración para el ion Na+
+ ( 1s22s22p6) + 1e
Na
11
Configuración de ion cloruro Cl



Configuración del átomo de cloro más un é
1e + Cl(1s22s22p63s23p5)
Configuración electrónica del ion cloruro ClCl- (1s22s22p63s23p6)

Configuración electrónica de iones Zn2+ y
Sn2+

Zn(.......3s23p63d104s2)
Zn2+ (.......3s23p63d10) + 2é

Sn( ...4s24p64d105s25p2)
Sn2+(...4s24p64d105s2) + 2é
Configuración electrónica abreviada

Cuando el número atómico Z de los átomos
es elevado, su configuración electrónica
(c.e.) es extensa. Para evitar hacer toda la
c.e., tomaremos por sabida la c.e. del gas
noble inmediatamente anterior.
Ejemplo 1: Escribir c.e. del 13Al
 El gas noble inmediatamente anterior es el
neón 10Ne, luego la c.e. del Al debe ser
 Ne 3s23p1
Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio 31Ga
 El gas noble inmediatamente anterior es el
18Ar , luego la c.e. del galio será
 Ar 4s23d104p1
Series isoelectrónicas
Entenderemos por tal aquellas configuraciones
que presenten la misma cantidad de
electrones.
Ejemplos:
 El ion Na+ tiene idéntica configuración que el
- con el
Ne
y
el
ion
Cl
10
18Ar.
 El Al+3 es isoelectrónico respecto del 10Ne
 Una serie isoelectrónica estará constituída por
Ne, Na+,Mg+2, Al+3.
Estructuras de Lewis

En 1916 Lewis y Kossel, basándose en la
baja reactividad de los gases nobles
supusieron que la distribución electrónica de
los
é
más
externos
,
constituían
configuraciones electrónicas más estables.

Durante las reacciones químicas, los
átomos gana, ceden o comparten é con
otros átomos de forma tal que tienden a
adquirir estructuras electrónicas estables
como los gases nobles.

Estos gases tienen 8 electrones en su
nivel de energía más externo a excepción
del He, con 2 é.
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SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS