electrones sw distribuyen en niveles de energia

1. ELECTRONES SE
DISTRIBUYEN EN NIVELES
DE ENERGIA

3. Niels Bohr sabía que las principales objeciones al modelo
atómico de Rutherford eran que, de acuerdo a las leyes
electromagnéticas de Maxwell, los electrones irradiarían su
energía en forma de ondas electromagnéticas y, por lo tanto,
describirían órbitas espirales que los irían acercando al núcleo
hasta chocar contra él. Por lo cual, no había ninguna esperanza
de que los átomos de Rutherford se mantuvieran estables ni que
produjeran las nítidas líneas espectrales observadas en los
espectroscopios.
Niels Bohr

4. Lo original de la teoría de Bohr es que afirma:
a) que los electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy
determinadas, negando todas las demás.
b) que en cada una de estas órbitas, los electrones tienen asociada una
determinada energía, que es mayor en las órbitas más externas.
c) que los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo.
d) que el átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón
salta de una órbita a otra.
e) que estos saltos de órbita se producen de forma espontánea.
f) que en el salto de una órbita a otra, el electrón no pasa por ninguna
órbita intermedia.
Niels Bohr

5. En el modelo de Bohr, se estipula que la energía del electrón es mayor
cuanto mayor sea el radio r.
Por lo cual, cuando el electrón salta a una órbita de menor radio, se pierde
energía. Esa energía perdida es la que el átomo emite hacia el exterior en
forma de un cuanto de luz. Dicho de otro modo, en forma de fotón.
Niels Bohr

6. Deficiencias del Modelo de Niels
Bohr
• El modelo se aplica sólo para el átomo de
Hidrógeno.
• No es posible explicar el comportamiento para
átomos que posean más de un electrón.

7. Modelo Atómico Mecano
CuánticoModelo desarrollado entre los años 1924 y 1227
aproximadamente.
El modelo es el resultado de múltiples investigaciones
científicas entre las que se destacan el aporte de:
• Max Plank
• Louis de Broglie
• Werner Heisemberg
• Erwin Schrödinger
• Y por supuesto… Niels Bohr

8. Características del Modelo Mecano Cuántico
• Regido por el Principio de Incertidumbre, que plantea que es
imposible determinar simultáneamente la posición y la
velocidad del electrón (Werner Heisemberg)
• Por lo tanto los electrones se ubican en niveles de
Probabilidad denominados Orbitales (Erwin Schrödinger)
• El electrón tiene un doble comportamiento: dualidad onda-
partícula (Louis de Broglie)
• El modelo es esencialmente un modelo matemático.
• La ubicación de las partículas sub- atómicas de los modelos
anteriores se mantiene.

10. ¿Cuál es la diferencia entre órbita y orbital?
Orbita: Cada una de las trayectorias descrita por los electrones
alrededor del núcleo.
Orbital: Región del espacio alrededor del núcleo donde hay la
máxima probabilidad de encontrar un electrón.
Para entenderlo mejor utilizaremos la siguiente analogía.
Si un alumno sale todos los días de su casa a la misma hora,
camina por la misma ruta hasta llegar a la universidad, una vez ahí
siempre usa el mismo camino para llegar a su aula, en ella
permanece 4 horas, de ahí sale y va por el mismo camino a la
cafetería. Si esto lo repite todos los días desde las 7:00am que sale
de clase hasta la 1:00 pm que sale de la cafetería. Podríamos saber
dependiendo de la hora donde podríamos ubicarlo. La probabilidad
de encontrarlo en ese recorrido es muy alta.
Si pensamos ahora que la ruta seguida por el alumno es el orbital y que el alumno es el
electrón. La probabilidad de encontrar al electrón es muy alta dentro del orbital.

11. En el modelo mecanocuántico los electrones en el átomo se distribuyen en
niveles de energía y subniveles donde:
•Cada nivel de energía se representa por la letra n y posee valores enteros
comenzando por el 1.
•Cada nivel de energía esta formado por uno o mas subniveles los que se
representan como s, p, d y f .
•Cada subnivel tiene una determinada cantidad de orbitales los que tienen
una capacidad máxima de alojar electrones.
Los números cuánticos donde se van a ubicar los electrones son 4 y
permiten describir el comportamiento del electrón dentro del átomo.

12. Número cuántico principal (n).
•Representa el tamaño de la órbita y el nivel de energía.
•Determina la energía que posee el electrón a una determinada
distancia del núcleo.
•Su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, ....) y se le asocia a la
idea física del volumen del orbital.
n = 1, 2, 3, 4, .......

13. Número cuántico secundario (
):ℓ
•También llamado azimutal.
•Forma general de la región en que se mueve electrón.
•Este número cuántico divide a los niveles de energía en zonas más
pequeñas llamadas SUBNIVELES.
•Los valores que toman son números enteros positivos que incluyen al
0 hasta el n-1
•Cada uno de ellos identificados con las siguientes letras.
l = 0 s
l= 1 p
l= 2 d
l=3 f

14. Número Cuántico Magnético ( m):
Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones
•Es el que indica el número de orientaciones posibles que en el espacio
adquieren los orbitales de un mismo subnivel.
•Divide a los subniveles en zonas más pequeñas llamadas ORBITALES.
•Su valores van desde –l pasan por cero y llegan hasta +l.
•m=-l……0……+l

17. Orbitales s Orbitales p
Orbitales d
Orbitales f

25. Nivel Subnivel Nº de
orbitales
Nº máximo
de
electrones
Nº total de electrones por
nivel
1 s 1 2 2
2 s 1 2 8
p 3 6
3 s 1 2
18p 3 6
d 5 10
4 s 1 2
32p 3 6
d 5 10
f 7 14

26. El número cuántico del espín (s)
•Es propio del electrón, no depende del orbital
•Puede tomar solo dos valores + ½ ó – ½
•Los signos opuestos indican el giros opuestos, uno gira en un sentido
horario, y el otro en sentido antihorario.
•El valor de s + ½ se representa con una flecha hacia arriba
•El valor de s - ½ se representa con una flecha hacia abajo

27. Ejemplo
Energía relativa

29. CONFIGURACION ELECTRONICA
Es la distribución de los electrones en los niveles, subniveles y
orbitales del átomo, se rige por reglas básicas que responden a los
principios de la teoría mecánica cuántica.
Los electrones en una configuración electrónica se representan con la
siguiente simbología:

35. Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen,
siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar,
para cualquier átomo, es la siguiente:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f
14
6d10
7p6
REGLA DE LAS DIAGONALES

37. Por ejemplo la configuración electrónica del azufre sería
S : Z= 16 nº e= 16
Fe : Z = 26 e= 26
4 Números cuánticos para el electrón diferencial:
Nivel máximo de energía:
Número de subniveles ocupados:
Número de orbitales ocupados:
Número de electrones desapareados:
Número de orbitales vacíos:
Último orbital ocupado:

38.  La configuración global dispone los electrones según las
capacidades totales de los niveles y subniveles de energía.
 Ejemplos:
Z = 6 1s2
2s2
2p2 6 electrones = ( 2 + 2 + 2) Carbono
Z = 8 1s2
2s2
2p4 8 electrones = ( 2 + 2 + 4) Oxígeno
Configuración GlobalConfiguración Global

39. Configuración Global ExternaConfiguración Global Externa
 En la configuración global externa se indica en un corchete
el gas noble anterior. Esta estructura es muy útil cuando se
desea tomar en cuenta sólo los electrones más externos.
Z= 6 Carbono [He] 2s2
2p2
Z
= 8 Oxígeno [He] 2s2
2p4

41.  En esta configuración se indica cuantos electrones se
ubican específicamente en cada uno de los orbitales y
niveles de energía del átomo.
 Ejemplos:
Z = 6 1s2
2s2
2px1
2py1
2pz 6 electrones (2 + 2+ 1 +1)
Z = 8 1s2
2s2
2px2
2py1
2pz1
8 electrones (2 + 2+ 2 +1+ 1)
Configuración electrónica detalladaConfiguración electrónica detallada
por orbitalpor orbital

42.  En los diagramas de orbitales se aprecia claramente el spin
del electrón que entra a cada orbital. Cuando los electrones
entran en orbitales del mismo tipo (orbitales p, d o f) lo
hacen según la regla de máxima multiplicidad.
 En este sistema se simbolizan los electrones dentro de
cada orbital y se indica con flechas hacia arriba o hacia
abajo el spin del electrón.
Z = 6 1s2
2s2
2p2
Z = 8 1s2
2s2
2p4
Diagrama de orbitalesDiagrama de orbitales