material de trabajo semana 2 del curso de quimica

1. Asignatura: Química
ALTO RENDIMIENTO
Grupo de Estudios de

2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
DEL ÁTOMO

3. I. OBJETIVOS

4. C U R S O D E Q U í M I C A
Los estudiantes, al termino de la sesión de clases
serán capaces de:
Comprender el concepto de orbital.
Conocer la importancia de los números cuánticos en la descripción de las regiones
energéticas de la zonaextranuclear.
Interpretar adecuadamente la notación de un subnivel y su relación con la
energía relativa.

5. II. INTRODUCCIÓN

6. La existencia del átomo, no fue muy
acogida al inicio por muchos científicos,
pero dicha opinión cambiaría ante la
recurrente cantidad de pruebas
experimentales que validaban su
existencia.
La primera partícula descubierta del
átomo fue el electrón ( por J.
Thomson en 1897) y esta partícula tan
interesante será responsable de
explicar muchos fenómenos físicos y
químicos como:
¿La corriente eléctrica consta de partículas o no? Los tubos fluorescentes ¿Por quéiluminan?

7. ¿Por qué el clavo es capaz de atraer al clip a distancia?
¿Cómo los átomoslogran enlazarse o combinarse?
Ejemplo: molécula de CO2
Al encender los juegospirotécnicos
¿Por qué se forman las luces decolores?

8. III. EL ORBITAL

9. e-
+
Núcleo
NOTA: El electrón se mueve en una
órbita o trayectoriacircunferencial.
En 1913 el físico danés
Niels Bohr defendió un
modelo del átomo de
hidrógeno, como seve:
¿Dónde se ubica el electrón en elátomo?
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
En 1927 el físico alemán Werner Heisenberg
formuló que es imposible determinar
simultáneamente con exactitud la posición
(x) y la cantidad de movimiento p (p=m.v) de
una partícula pequeña que se mueve a muy
alta velocidadcomo el electrón.
La expresión matemática es:
∆𝑥: la incertidumbre en la posición de lapartícula.
∆𝑝: la incertidumbre en la cantidad de movimiento de lapartícula.
h: constante de Max Planck(6,63x10-34 J.s).
Heisenberg descarta el modelo de electronesmoviéndose
circunferencialmentealrededor del núcleo, de Niels Bohr.

10.  NOTA 1. Nótese que la posición (x) y cantidad de movimiento (p) son inversas, es decir, cuanto más preciso
sea la medición de la posición; menos preciso será la medición de la cantidad de movimiento.
 NOTA 2. Heisenberg aclara que la imprecisión no se debe la los instrumentos defectuosos sino que por el
mismo hecho intentar medir u observar al electrón, afectaremos las condiciones del electrón. Por tanto,
según la física cuántica no es posible conocer la trayectoria del electrón.
ANALOGÍA DE LA NOTA 1.
Heisenberg al indicar la necesidad de conocer 2 informaciones (x y p)
exactas para conocer la trayectoria del electrón. Es similar a que un amigo
queda en encontrarse contigo pero por descuido ambos no tienen sus
números de celulares.
 Tedice cuando: el 11 de enero del 2028 a las 2:00 pm pero ¿dónde?.
Tedice donde: En la puerta 3 de San Marcos pero ¿cuándo?.
Entonces es preciso las 2 informaciones exactas.
ANALOGÍA DE LA NOTA 2.
El electrón se parece a un ratón moviéndose en la oscuridad
a una velocidad V1 pero al descubrirle su posición con una
linterna, el ratón asustadizo altera su velocidad de fuga a V2.

11. ORBITAL ATÓMICO O NUBE ELECTRÓNICA
El principio de Heisenberg deja inaccesible el poder
conocer la trayectoria exacta del electrón, por tanto
se hace necesario definir una región energética de
mayor probabilidad de encontrar al electrón,
denominada orbital.
NOTA:
 Orbital también se abrevia como Región Espacial
Energética de Máxima Probabilidad Electrónica
(REEMPE).
X
Y Orbital atómico
Z
.
núcleo
núcleo
Forma esférica Forma dilobular
Probabilidad= 99%
Probabilidad= 1%
 Los orbitales presentan diferentes tamaños,
formas geométricas y orientación.
Ejemplo: dos orbitales que difieren en la forma geométrica.

12. e-
e-
e-
e-
e- e-
e-
ANALOGÍA 1.
Si la zona extranuclear fuera similar a una
piscigranja donde hay peces que nadan
muy veloces, similar a los electrones,
intentar atraparlos con la mano directo es
imposible, pero lanzar una cubeta atada a
una cuerda hace mas fácil atraparlos. Al
lograrlo, la cubeta seria una región de
mayor probabilidad (orbital) del pez.
ANALOGÍA 2.
De todo el espacio de la cancha de fútbol,
un jugador delantero la mayor parte del
tiempo se ubica en una región cercana al
arco del equipo rival; esperando el pase del
balón para así concretizar el esperado gol.

13. IV. NÚMEROS CUANTICOS

14. ECUACIÓN DE ONDA.
En 1928 el físico austriaco Erwin Schrödinger desarrolló una ecuación
matemática muy compleja para el átomo de hidrógeno llamada ecuación de
onda. Para ello consideró al orbital como función de onda de un electrón (𝜓) y el
cuadrado de la función de onda (ψ2) define la distribución de la densidad
electrónica en el espacio alrededor del núcleo.
𝛿2ψ 𝛿2ψ 𝛿2ψ
+ + +
𝛿x2 𝛿y2 𝛿z2 h2
8𝜋2m (E-V) ψ = 0
Donde:
x,y,z: representan los ejes coordenados en el espacio tridimensional.
Ψ: función de onda del electrón.
𝛿: símbolo de derivada parcial
m: masa de un electrón.
V: energía potencial de un electrón.
E: energía total de un electrón.
La resolución de esta
ecuación permitirá obtener
información importante del
electrón.

15. N.C magnético
NÚMEROSCUÁNTICOS
Al resolver la ecuación de
Schrödinger se describirá
con gran precisión el estado
𝑙
particular de un electrón en el átomo, a
través de tres números cuánticos: n , 𝑙 y 𝑚 .
N.Cspin
N.C principal N.C secundario
Más adelante el físico Paul Dirac
reformulará la ecuación de
Schrödinger y obtendrá así el
cuarto número cuántico
denominado spin o spin
magnético (𝑚𝑠).
ANALOGÍA:
Cada lugar de asiento en el
cine esta descrito por un
código (empleando letras y
números)
ANALOGÍA:
Cada vehículo perdido será
posible de ser hallado por
medio de su código de placa
(secuencia de letras y
números)

16. Número cuántico principal(n)
 Indica el nivel o capa de energía que ocupa el electrón.
 Valores permitidos para n :
+
Núcleo
1
2
3
4
5
6
7
K
N
O
P
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… ∞
K L M N O P Q
Q
L
2e-
M
8e-
18e-
32e-
32e-
18e-
8e-
Aumenta laenergía
Aumenta laestabilidad
RECORDAR:
 Teóricamente,para un nivel (n)
⋕ 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚á𝑥. = 2𝑛2
 La energía y estabilidad tienen relación inversa.
Ejemplo:
 A 20°C (baja energía)
 Alta estabilidad
 A 400°C (alta energía)
 Baja estabilidad
Nivel (n) # electrones (máx.)
n=1 2(1)2 = 2 e-
n=2 2(2)2 = 8 e-
n=3 2(3)2 = 18e-

17. Número cuántico secundario o azimutal(l)
 Indica el subnivel o subcapa de energía queocupa
el electrón.
 Valores permitidos para l :
l = 0, 1, 2, 3, … (n-1)
Fundamental(f)
Difuso (d)
Principal (p)
Sharp (s)
sopa de fideos
Recuerda los subniveles
con la frase:
+
Núcleo
1
3
4
5
6
s
s
s p
2
s2
2
2
2
p6 p6
6
s2
p6
7
s2
p6
d10
s2
p6
d
10
d
10
f14
f 14
RECORDAR:
 Teóricamente,para un subnivel (l)
⋕ 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚á𝑥. = 2(2l +1)
Subnivel (n) # electrones (máx.)
s=0 2(2x0 +1) = 2 e-
p=1 2(2x1+1) = 6 e-
d=2 2(2x2+1) = 10 e-
f=3 2(2x3+1) = 14 e-
d10
Máximovalor
permitido

18. Practiquemos los cuánticos n y l
Si: n = 2
Máximo valor
permitido
l = 0, 1
s p
Si: n = 3
l = 0, 1, 2
s p d
Máximo valor
permitido
Si: n = 4 Máximo valor
permitido
l = 0, 1, 2, 3
s p d f
n > l
Se cumple :

19. Número cuántico magnético (𝒎𝒍)
 Indica el orbital donde se encuentra el
electrón dentro de un subnivel de energía.
 Valores permitidos para 𝑚𝑙 :
𝒎𝒍 = -l,…-3,-2,-1, 0 ,+1,+2,+3…,+l
Subnivel (l ) # orbitales máx. = 2l+1
sharp
(l =0)
Forma esférica
𝑚𝑙=0
principal
(l =1)
Forma dilobular
𝑚𝑙=-1 𝑚𝑙=0 𝑚𝑙=+1
Continuemos con losorbitales…
Subnivel (l ) # orbitales máx. = 2l+1
difuso
(l =2)
Forma tetralobular
𝑚𝑙= -2 𝑚𝑙= -1 𝑚𝑙= 0
𝑚𝑙= +1 𝑚𝑙= +2
El subnivel fundamental (f) presenta siete
orbitales de forma multilobularo compleja.

20. Número cuántico spin (𝒎𝒔)
 Indica el sentido de rotación o giro del
electrón alrededor de su propio eje
imaginario.
Valores permitidos para 𝑚s:
𝒔 2
𝒎𝒔= +
1
2
o 𝒎 = - 1
e-
Antihorario
e-
Horario
El giro del electrón se asemeja almovimiento
rotatorio de unSpinner
IMPORTANTE: Todo orbital contendrá
de giros
máximo dos electrones
opuestos o spin antiparalelo.
 El orbitalpuede presentar tres casos:
Orbital lleno Orbital semilleno Orbital vacío

21. ¡Estudiante, acepta elreto!
que presenta un
cuánticos permitidos
Indique la alternativa
conjunto de números
para un electrón.
A) (3, 3, +1, -1/2)
B) (3, 2, 0, +3/2)
C) (4, 2, -1, -1/2)
D) (2, 1, +2, +1/2)
RESOLUCIÓN:
A) n
3
l
3
ml
+1
ms
-1/2
Si: n = 3 Máximo valor
permitido
l = 0, 1, 2
La proposición dice l=3 ( ESINCORRECTO)
B) n
3
l
2
ml
0
ms
+3/2
l = 0, 1, 2, 3
Máximo valor
permitido
La proposición dice que ms=+3/2 ( ES INCORRECTO)
C) s
-1/2
ml = -2, -1, 0, +1, +2
Finalmente esta permitido que: ms= -1/2 ( ESCORRECTO)
D) ml
+2
ms
+1/2
l = 0, 1
Máximo valor
permitido
( ES INCORRECTO)
ml = -1, 0, +1
La proposicióndice ml =+2

n
4
Si: n = 4
l
2
ml

-1
m
n
2
Si: n = 2
l
1
CLAVE: C

22. V.NOTACIÓN DE SUBNIVEL

23. C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U í M I C A
NOTACIÓN CUÁNTICA DE UNSUBNIVEL.
Donde:
𝑛: nivel deenergia
𝑙: subnivel de energia
𝑥: cantidad deelectrones
 Ejemplo 1: ¿Cómo se interpreta lanotación?
Se lee: Existen ocho electrones
en el subnivel difuso del tercer
nivel o capaM.
 Ejemplo 2: ¿Cómo se interpreta lanotación?
Se lee: Existen doce electrones
en el subnivel fundamental del
quintonivel o capa O.
 ¡Ten cuidado!, con algunasnotaciones:
incorrecto
En el primer nivel
solo existe subnivel
sharp (s).
incorrecto
El subnivel difuso
máximo presenta
10 electrones.
 ¡Ten cuidado!, al diferenciar las notaciones:
2px 2p
*Orbital principal en el nivel 2.
*Presenta máximo 2electrones.
*Subnivel principal en el nivel 2.
*Presenta máximo 6electrones.
5dxy
5d
*Subnivel difuso en el nivel5.
*Presenta máximo 10 electrones.
*Orbital difuso en el nivel 5.
*Presenta máximo 2electrones.

24. C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U í M I C A
R
E = +
Expresa el contenido o estado energéticode un
subnivel.
ENERGIA RELATIVA ENÁTOMOS
POLIELECTRÓNICOS (ER)
 Ejemplo: Determinar la energía relativa de los siguientes subniveles
RECORDAR:
sopa de fideos
l =3
l =2
l =0
l =1
3p 3d 5s 4f
Ordenando:
Aumenta laenergía
Aumenta laestabilidad
Los orbitales que pertenecen a un mismo subnivel
presentan igual energía relativa, por tanto se les
denominara orbitalesdegenerados.
SUBNIVEL ENERGÍA RELATIVA(ER)
3p ER = 3 + 1 =4
5s ER = 5 + 0 =5
4f ER = 4 + 3 =7
3d ER = 3 + 2 =5

25. “Nunca consideres el estudio como una obligación, sino
como una oportunidad para ingresar en el bello y
maravilloso mundo delsaber."
Albert Einstein.
Albert Einstein (1879 -1955)