MATERIAL ANUAL UNI

2. ESTRUCTURA
ELECTRÓNICA
QUÍMICA

3. OBJETIVOS
Los estudiantes, al termino de la sesión de clases serán capaces de:
1. Comprender qué se entiende por estructura electrónica del átomo.
2. Explicar que es un orbital y por qué del modelo mecano – cuántico del átomo.
3. Explicar la caracterización de los electrones en base a los números cuánticos.

4. ZONA EXTRANUCLEAR
Átomos
de Litio
p+ : protones
n° : neutrones
+
+
+
NÚCLEO
Nucleones
fundamentales Partículas
subatómicas
fundamentales
contiene
+
e- : electrones
¿Recuerdas esta explicación?
¿Quién de ustedes, de manera voluntaria desea participar?
Se explicó la composición del núcleo, las subpartículas
que presentan, sus características, etc., etc.

5. Átomos
de Litio
Ahora analizaremos a la zona extra nuclear
✓ ¿A qué se debe esa diferencia
de tonalidad de la imagen?
✓ ¿Podemos tener la certeza de poder ubicar
al electrón y saber cómo se mueve?
𝑥
𝑦
ZONA EXTRANUCLEAR

6. h : constante de Planck = 6.6210−34 J · s
ʋ : frecuencia de la radiación (s-1 o Hz)
Efotón = h ∙ ʋ
Cuando la energía está en forma de radiación
electromagnética, se denomina energía
radiante y su unidad mínima recibe el nombre
de fotón.
Hipótesis de Max Planck (1900)
Cuando una sustancia absorbe o emite
energía, no lo realiza de forma continua sino
a través de pequeños paquetes discontinuos
denominados cuantos de energía.
TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK
Haciendo una analogía:
Cuanto es para energía como
Átomo para la materia.
La física clásica proponía la continuidad de la energía:
A mayor cantidad de energía absorbida, mayor
cantidad de energía emitida
Modelo ondulatorio
de la energía
La materia y la energía
son discontínuas
< >
Modelo corpuscular
de la energía
Cuantización de la
energía
fotón

7. Más allá de la TEORÍA CUÁNTICA DE MAX PLANCK
Modelo corpuscular
de la luz
Efecto Compton
Efecto fotoeléctrico

8. Onda de materia
Partícula
Partiendo del comportamiento dual de la luz (Planck-
Einsten), el físico y aristócrata francés Louis de Broglie
(1924) propuso, que al igual que la luz, las partículas en
movimiento tiene carácter ondulatorio, es decir, pueden
manifestar propiedades como una onda o una partícula.
𝜆 =
ℎ
𝑚𝑣
𝜆: longitud de onda
ℎ: constante de Planck
𝑚: masa
𝜈 : velocidad
Louis de Broglie
(1892 – 1977)
Físico Francés
La dualidad onda – corpúsculo se refiere a la
interpretación de los resultados obtenidos de los
experimentos que se realizan sobre las partículas materia.
HIPÓTESIS DE LOUIS DE BROGLIE

9. “ Es imposible conocer simultáneamente la posición (x) y la cantidad de
movimiento p (p = m.v) para una partícula como el electrón en el átomo”.
Werner Heisenberg
(1901 – 1976)
Físico Alemán
✓ Conocer con total precisión la posición y la velocidad
no existe.
✓ El concepto “orbita” o “trayectoria” para un electrón
es indeterminado.
✓ El conocimiento que tenemos de algunas propiedades
afecta a cuán determinadas están las otras.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
Nota: El principio de incertidumbre debería de llamarse, más
propiamente, principio de indeterminación.
Incertidumbre hace referencia a un estado mental humano y no
tanto al grado de conocimiento del valor de una propiedad, que
es un atributo objetivo.
¿Será correcto hablar de
trayectorias definidas las
descritas por los electrones?
Trayectoria
circunferencial
Trayectoria
elíptica

10. Erwin Schrödinger
(1887 – 1961)
Físico Austriaco
ECUACIÓN DE ONDA
La existencia de ondas de materia, postulada por de Broglie, sugirió la existencia de la
ecuación de onda que las describa. Tal ecuación de onda fue propuesta, por primera vez,
por el físico austriaco Edwin Schrödinger en 1926.
Partiendo que, el principio de indeterminación obligó a renunciar a una descripción detallada del
movimiento de las partículas atómicas.
✓ La cuantización de la energía
✓ La interacción de la radiación y la
materia por medio de la absorción o
emisión de fotones.
¿Qué nuevos conceptos deben ser incorporados
para describir el movimiento de las partículas?
𝛿2ψ
𝛿x2
𝛿2ψ
𝛿y2
𝛿2ψ
𝛿z2
+ + +
8𝜋2m
h2
(E-V) ψ = 0
Ψ: función de onda del electrón.
m: masa de un electrón.
V: energía potencial
E: energía total de un electrón.
Sabias que:
✓ Esta ecuación surgió de la intuición y la
imaginación.
✓ La onda de esta ecuación no es la onda de la
densidad de carga eléctrica, es solo una
abstracción matemática, llamada función de onda.
✓ El físico alemán Max Born sostuvo que la amplitud
al cuadrado de la función de onda, ,indica la
probabilidad de encontrar al electrón, es decir, al
ORBITAL.
ψ2

11. Erwin Schrödinger
(1887 – 1961)
Físico Austriaco
ECUACIÓN DE ONDA
𝛿2ψ
𝛿x2
𝛿2ψ
𝛿y2
𝛿2ψ
𝛿z2
+ + +
8𝜋2m
h2
(E-V) ψ = 0
Esta ecuación al ser resuelta para el átomo de hidrógeno (1e-) permitió obtener los tres primeros
números cuánticos: n, l y ml, y más adelante el físico Paul Dirac, introduce el cuarto número cuántico, ms.
Orbita Orbital
Orbital atómico
(Describe la probabilidad de
encontrar al electrón)

12. Sabias que el tipo de movimiento de los electrones permite justificar los siguientes fenómenos…
Fuerza magnética sobre material
ferromagnético presente en las monedas
Fuerza electrostática
sobre material inducido
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

13. Electrónica
Probabilidad
Máxima
Energética
Espacial
Niveles
ubicados
Regiones
energéticas
e- : electrones
contiene
Orbital
Orbitales de forma esférica
Orbitales de forma di lobulares
Región
o
R
E
E
M
P
E
Tamaños
Formas geométricas
Orientación espacial
presentan
diferentes
Subniveles
forman
Orbitales
pz
Región del espacio
atómico caracterizado por:
✓ Ser eléctricamente negativa
✓ Asociada al volumen atómico.
✓ Participar en los enlaces y
fenómenos químicos.
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

14. Orbital
tipos
N°máx. e- = 2
orbital lleno
(2 e- apareados)
orbital semi lleno
(1 e- desapareado)
orbital vacío
(sin electrones)
< >
< >
Si esta imagen representa a un orbital,
¿Cómo se le simbolizará de ahora en
adelante, al igual que los electrones?
núcleo
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
Rpta.: Orbital
Electrón

15. Subnivel
tipos
Niveles
ubicados
Regiones
energéticas
e- : electrones
contiene
Subniveles
forman
Orbitales
N°máx.
e-
s2
p6
d10
f14
s
p
d
f
sharp
principal
difuso
fundamental
Región del espacio
atómico caracterizado por:
✓ Ser eléctricamente negativa
✓ Asociada al volumen atómico.
✓ Participar en los enlaces y
fenómenos químicos.
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

16. Nivel
tipos
2 e-
8 e-
18 e-
32 e-
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
Nº máx. e- por
cada nivel
* Subniveles existentes
* El 5to, 6to y 7mo nivel
están incompletos.
Conforme nos alejamos del núcleo, la energía
aumenta pero la estabilidad del electrón disminuye
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
Nivel basal
(e- muy estables)
Niveles excitados
(los electrones ubicados
son menos estables)

17. La zona extra nuclear, desde el punto de vista
energético, las podemos subdividir en tres regiones:
Ejemplo: nivel 2
2s
2p
2s
2px 2py 2pz
Los electrones pueden presentar
diferentes rotaciones…
Subniveles
Orbitales Niveles
Para caracterizar a estas regiones
energéticas así como saber el tipo de
rotación de cada electrón, nos
apoyamos de los…
Números Cuánticos: (n, l, m, s)
ml ms
anti horaria y horaria.
NÚMEROS CUÁNTICOS

18. Número
cuántico
(NC)
Valores que
asume
Significado para un
electrón
Ejemplo
Significado para
un orbital
Ejemplo
Principal o
total
(n)
Secundario,
azimutal, del
momento
angular
(l)
Magnético
(m o ml)
Spin
(s o ms)
Nivel energético
Subnivel energético
Orbital energético
Sentido de rotación
n: 1, 2, 3, 4, …
l: 0, 1, 2, 3, … (n-1)
m: - l, …,0,… + l
s: ±1/2
Tamaño relativo
Forma espacial
Orientación ante
campo magnético
n = 3
e- ubicado en el 3er. nivel
o capa energética “M”
l = 0: s
l = 1: p
l = 2: d
l = 3: f Subnivel “5d”
Si n=5 y l =2
n = 3, l = 1 y m = 0
3p
-1 0 +1
s: +1/2
s: -1/2
antihoraria
horaria
n = 2
s p
d
ml=-1
ml=0 ml=+1
n = 1
0
NÚMEROS CUÁNTICOS

19. n = 4, indica 4to nivel o de capa energética, “N”
l = 1, indica subnivel tipo “p” y de notación
cuántica: 4p
4p
-1
l = 0: s
l = 1: p
l = 2: d
l = 3: f
n = 3
l = 1
m: -1 0 +1
Los N.C. del último electrón
distribuido son: (3, 1, -1, -1/2)
s = -1/2
Ejercicio 1:
¿Qué interpretación tiene el siguiente juego de
números cuánticos: (4,1,-1,+1/2)?
Resolución:
m = -1, indica orbital tipo 4px
0 +1
s = +1/2, indica rotación del electrón
tipo antihoraria y dentro del orbital 4px
4px 4py 4pz
Último
electrón
3p4
Se muestra la distribución de cuatro electrones
indicándose en azul al último en distribuirse,
¿cuáles son sus NC?
Ejercicio 2:
Valores de
“m”
Orientaciones
de c/orbital
NÚMEROS CUÁNTICOS

20. ⋕ máx.
e− = 2(2l +1)
⋕ máx.
e− = 2n2
Importante:
Nivel (n)
Nivel (n) # máx. electrones
n=1 2(1)2 = 2 e-
n=2 2(2)2 = 8 e-
n=3 2(3)2 = 18 e-
Subnivel (l)
Subnivel (n) # electrones (máx.)
l=0 (s) 2(2∙0 +1) = 2 e-
l=1 (p) 2(2∙1+1) = 6 e-
l=2 (d) 2(2∙2+1) = 10 e-
l=3 (f) 2(2∙3+1) = 14 e-
A nivel teórico, tener presente que para un…
n=4 2(4)2 = 32 e-
NÚMEROS CUÁNTICOS

21. Importante:
5p 5px
Los subniveles y orbitales se diferencian
según su notación cuántica, así por ejemplo:
≠
También:
5p6 es una notación correcta, pero 𝟓𝐩𝐱
𝟔
, es
incorrecta pues al ser orbital máximo
acepta 2e-.
Subnivel
principal
Orbital
orientado
en el eje “X” ER = n + l
Subnivel N l ER
4f 4 3 7
5p 5 1 6
ER: Energía relativa
Tanto para subniveles como orbitales es
una magnitud adimensional que de
manera relativa cuantifica las energías
para átomos poli electrónicos.
La ER: 4f > 5p, a pesar que no es el nivel
energético más alejado del núcleo atómico.
5p:
5px 5py 5pz
Orbitales “degenerados”, cada
uno tiene la misma cantidad de ER
NÚMEROS CUÁNTICOS

22. BIBLIOGRAFÍA
✓ Química. Asociación Fondo de Investigadores y Editores. Enrique Arturo de la Cruz Sosa, Enrique Ames,
Fausto Raúl Delgadillo, y otros.
✓ Química, colección compendios académicos UNI. Lumbreras editores
✓ Química, fundamentos teóricos y aplicaciones; 2019 Lumbreras editores.
✓ Brown T. L., H. Eugene L., Bursten B.E., Murphy C.J., Woodward P.M. (2014). Química, la ciencia central.
12° edición. México. Pearson Educación.
✓ Burns, Ralph A. Fundamentos de química. 5.a edición. Pearson / Prentice Hall, 2011.
✓ Chang Raymond. Química general .11° edición. McGraw-Hill, 2013.
✓ Daub, W. y Seese, W. Química. 8.a edición. Pearson / Prentice Hall, 2005. Ebbing, Darrell. Química general.
9.a edición. McGraw-Hill.2007.

23. w w w . a c a d e m i a c e s a r v a l l e j o . e d u . p e