Teoría Cuántica y la estructura electrónica de los Átomos

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1 EN EL INTERIOR DEL ATOMO TEMA 3 Química General e Inorgánica A Teoría Cuántica y la estructura electrónica de los Átomos 1

2 LO QUE SABEMOS EXTRUCTURA ATOMICA ACTUAL PARTICULA UBICACION CARGA MASA PROTON NUCLEO + SI NEUTRON NUCLEO 0 SI ELECTRON ORBITAS - DESPRECIABLE La masa del átomo reside en el núcleo. La cantidad de electrones es igual a la de protones, por eso el átomo es neutro. La única partícula que el átomo puede ganar o perder son los electrones. Un átomo que gana o pierde electrones se transforma en ión. LO QUE TENEMOS QUE SABER EL ESTUDIO DEL INTERIOR DEL ATOMO NOS PERMITIRÁ RESPONDER Qué ocurre en el interior del átomo? 1) Cuántos electrones hay en un determinado átomo? 2) Qué energía posee un determinado electrón? 3) En que parte del átomo se encuentran los electrones? LAS RESPUESTAS A ESTAS PREGUNTAS TIENEN RELACION DIRECTA CON EL COMPORTAMIENTO DE TODAS LAS SUSTANCIAS EN LAS REACCIONES QUIMICAS 3.1 2

3 Un poco de Historia Democrito (siglo V A.C.) propone que la materia es discontinua (compuesta por pequeñas partículas indivisibles) que llama Átomo Átomo: indestructible o indivisible Primera Teoría Atómica - Dalton (1805) Todos los átomos de un elemento dado son idénticos. Los átomos de elementos distintos tienen masa distintas. Un compuesto es una combinación de átomos de mas de un elemento que se combinan en proporciones definidas. En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se intercambian para producir nuevas sustancias Modelos Atómico de -Thomson (1904) 3.2 Modelos Atómico de Rutherford (1911) Átomo Nuclear Descubriendo la distribución de las partículas atómicas 3.3 3

4 Rutherford intenta explicar lo que ocurre en el interior del átomo con la mecánica clásica (leyes de newton del siglo XVI) 1) Cuántos electrones hay en un determinado átomo? 2) Qué energía posee un determinado electrón? 3) En que parte del átomo se encuentran los electrones? MECANICA CUANTICA M. Planck ( ) Teoría cuántica 3.4 DEFINICION DE ONDAS Onda: Perturbación que se propaga. Alteración vibrátil mediante la cual se transmite energía. Las ondas se mueven en una dirección (Ej.: eje x) Ej.: sonido Ej.: ONDAS electromagnéticas 3.5 4

5 Una onda es una alteración vibrátil mediantela cual se transmite la energía 3.6 PROPIEDADES DE LAS ONDAS Longitud de onda = l 3.7 5

6 PROPIEDADES DE LAS ONDAS Frecuencia: Depende del tipo de onda ν = Hz N t Número de ciclos Hertz: 1 Hz = 1 ciclo/s Velocidad: u=λν Depende del tipo de Onda y del medio de propagación cm/s cm 1/s ν u = λ mayor l menor n 3.8 J. Maxwell ( ) RADIACION ELECTROMAGNETICA Una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético, ambos tienen la misma λ y υ (por lo tanto igual velocidad) pero viajan en planos perpendiculares

7 Modelo de Maxwell Aporta una descripción matemática delcomportamientogeneraldelaluz Describe con exactitud como se propaga la energía en forma de radiación Una radiación electromagnética (o energía radiante) es la emisión ytransmisióndeenergíaenformadeondaselectromagnéticas c=λν velocidad de la luz (3 x 10 8 m/s en el vacío) Propiedadesde lasondaselectromagnéticas: -son no materiales,de naturalezaondulatoriaysin carga -no necesitan un medio para propagarse, siendo su velocidad máxima en elvacío -al cambiar el medio en que se propagan se difractan o refractan. En superficiespulidasse reflejan 3.10 λ (nm) ν (Hz)

8 CUANTOS Y FOTONES Teoría Cuántica de Planck Los átomos ymoléculas emiten (o absorben) energía sólo en cantidades discretas llamadas CUANTOS E = h ν energía de un CUANTO h: constante de Planck (6,63 x J s) ν: frecuencia de la radiación 3.12 CUANTOS Y FOTONES Efecto Fotoeléctrico A. Einstein ( ) El efecto fotoeléctrico se observa por debajo de un umbral de longitud de onda que es específica del material. La explicación : La luz está constituida por partículas (fotones), y la energía de tales partículas es proporcional a la frecuencia de la luz. Fenómeno por el cual los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos una determinada frecuencia mínima que se conoce comofrecuencia umbral LUZ torrente de partículas (naturaleza dual) = FOTONES Ondas luminosas (radiación electromagnética) se comprota como una corriente de partículas (fotones) E = h ν energía de un FOTON

9 ESPECTROS DE EMISION Toda sustancia que sea energizada con calor o descarga eléctrica emite como respuesta una serie de radiaciones, el conjunto de estas recibe el nombre de espectro de emisión. Estos espectros pueden ser contínuos (los emiten los sólidos) o de líneas (los emiten los átomos al estado gaseoso). Los espectros de líneas corresponden a la emisión de radiaciones de determinadas longitudes de onda. Cada elemento posee un espectro de emisión propio y único ESPECTROS ATOMICOS Y NIVELES ENERGETICOS Los espectros de emisión son espectros continuos o discontinuos que se obtienen de la radiación emitida por las sustancias Sólido Atomos (gas) Moléculas (gas) espectro continuo espectro discontinuo de líneas espectro discontinuo de bandas Cada elemento tiene un espectro de emisión único sirve para identificar átomosdesconocidos

10 Postulados y Modelo Atómico de Bhor (1913) Los electrones se pueden mover solo en determinadas orbitas, caracterizadas por su radio. Cuando el electrón se encuentra en dichas orbitas el sistema no absorbe ni emite energía. Al suministrarle al átomo energía externa, el electrón se excita y puede pasar a un nivel de energía superior (orbital de mayor radio). Durante la caída del electrón a su orbita original este emite energía Por qué no se obtiene un espectro contínuo para el átomo de hidrógeno? N. Bohr ( ) La energía del único electrón del átomo de hidrógeno está cuantizada, es decir limitada a ciertos valores de energía definida por un número entero que se denomina número cuántico principal E n = R H 1 2 n R H : constante de Rydberg (2,18 x J) n: número cuántico principal (números enteros) Cuando n = 1 estado fundamental n > 1 estado excitado

11 Cuando un electrón se mueve desde un estado excitado de mayor energía aotro de menor energía emite energía radiante enforma de un FOTON 3.18 E = E f -E i E f 1 = RH 2 n f ; E = R i H ni E = RH 2 2 ni n f 1 1 E = hν = RH 2 2 ni n f 2 2 emite FOTON absorbe FOTON 1 1 n i > n f E - n i < n f E

12 3.20 El modelo atómico de Bohr - la descripción de los estados electrónicos cuantizados y la absorción/emisión de energía radiante es aplicable a átomos de cualquierelemento -cada serie del espectro de líneas del átomo de hidrógeno es el resultado de la emisión de energía radiante cuando el electrón pasa de una órbita aotra de menor energía -los electrones se mueven en órbitas alrededor del núcleo -el número máximo de electrones en cualquier nivel de energía u órbita se determina a partir del número cuántico principal según la fórmula2n 2 -los electrones que se encuentran en el nivel de energía más externo se denominan electrones de valencia -se pueden construir diagramas de Bohr apartir de la posición de un elemento en la tabla periódica

13 NATURALEZA DUAL DEL ELECTRON L. De Broglie ( ) LUZ torrente de PARTICULAS (FOTONES) ELECTRON comportamiento de ONDA? Partículas tiene propiedades ondulatorias (comportamiento dual) onda λ = h mu partícula e - λ = 1,2 x 10 4 nm λ = 1,8 x m u = 62 m/s (225 km/h) Las propiedades ondulatorias solo se observan en objetos microscópicos C. Davisson ( ) L. Germer ( ) 3.22 W. Heisenberg ( ) Las partículas subatómicas se pueden observar mediante una luz de longitud de onda corta ypor lo tanto de alta frecuencia yalta energía la cual produce una perturbación en la partícula modificando su velocidad y suposición Principio de incertidumbre Es imposible conocer simultáneamente y con precisión el momento (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula momento de la partícula p = m u x p h / 4π incertidumbre en la posición incertidumbre en el momento -existe una probabilidad de encontrar al electrón en una posición particular -el movimiento del electrón depende de su naturaleza dual

14 E. Schrödinger ( ) Ecuación de onda MECANICA CUANTICA H y = E y ψ = función de onda H = operador matemático E = valores de energía permitidos para el electrón y 2 probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del espacio o densidad electrónica La ecuación de Schrodinger sólo se puede resolver exactamente para el átomo de hidrógeno Resultados mecano-cuánticos para el átomo de hidrógeno 1.funciones de onda (ψ) orbitales atómicos 2. números cuánticos n, l, m l 3. energía de los orbitales 3.24 Números Cuánticos Son utilizados para describir la distribución de los electrones en un átomo. Surgen de la resolución matemática de la ecuación de Schrödinger del átomo de hidrogeno. Son tres números cuánticos: n (principal-define tamaño y energía) l (momento angular define forma) ml (magnético define orientación en el espacio) 14

15 O. Stern ( ) W. Gerlach ( ) NUMERO CUANTICO DE SPIN (m s ) electrones desapareados electrones apareados Un electrón está caracterizado por cuatro números cuánticos: n l m l m s 3.33 Un orbital está caracterizado por tres números cuánticos: n, l, m El número máximo de electrones permitidos por orbital es 2 Un electrón está caracterizado por cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms 15

16 ORBITALES ATOMICOS Es el lugar en donde se encuentran los electrones. Cada orbital esta definido por su tamaño, forma y orientación. Existen tres números, denominados números cuánticos de orbital que son n, l y ml, el conjunto de esos tres números cuánticos define un orbital. El número cuántico n me define el tamaño (1, 2, 3, ) El número cuántico l me define la forma El número cuántico ml me define la orientación 3.25 NUMEROS CUANTICOS PERMITIDOS n número cuántico principal tamaño números enteros 1, 2, 3,., l número cuántico orbital o azimutal forma números enteros 0, 1,.,(n-1) l nombre s p d f g h m l número cuántico magnético números enteros -l, 0,..., l orbitales con igual valor de n orbitales con igual valor de n y l el mismo nivel o capa orientación el mismo subnivel o subcapa

17 número de orbitales por nivel = n 2 número de orbitales por subnivel = 2 l +1 Un orbital está caracterizado por tres números cuánticos: n, l, m l 3.27 ENERGIA DE LOS ORBITALES Cada orbital tiene un valor único de energía que depende de n Se denominan orbitales degenerados aquellos que tienen la misma energía n l m l s orbitales degenerados p (grado de degeneración = n 2 ) Mientras menor sea el valor de n, menor será la energía del orbital y por lo tanto Se encontrara mas cerca del núcleo lo que se considera como mas penetrante

18 FORMA DE LOS ORBITALES y2 d ψ 2 superficie límite de probabilidad constante probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del átomo superficie que encierra un volumen donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 90 % 3.29 Orbital S, es 1 orbital con forma esférica en él entran como máximo 2 electrones

19 Orbitales p, son 3 orbitales con forma elíptica y de diferente distribución espacial en él entran como máximo 6 electrones 3.31 Orbitales d, son 5 orbitales con forma variada y de diferente distribución espacial en él entran como máximo 10 electrones

20 NIVELES DE ENERGIA PARA EL ATOMO DE HIDROGENO La energía sólo depende del número cuántico principal n n=3 n=2 1 E n = -R H ( ) n 2 n=1 n = 1 estado fundamental (menor energía) 3.34 Energía de orbitales para átomos polielectrónicos la energía depende de n y l n=3 l = 2 n=3 l = 0 n=2 l = 0 n=3 l = 1 n=2 l = 1 n=1 l =

21 Ejemplo de Aplicación 1 Defina los cuatro números cuánticos que caracterizan a un electrón ubicado en e siguiente orbital: 5 p 1 Rta.: n = 5 l = 1 ml: -1, 0, +1 (px, py o pz) ms: +1/2 o -1/2 Ejemplo de Aplicación 2 Indique que orbital está caracterizado por los siguientes números cuánticos n = 3 / l = 0 /ml: 0 Rta.: 3s CONFIGURACION ELECTRONICA La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los electrones en los distintos orbitales atómicos El estado fundamental es el estado de más baja energía ypor lo tantoel más estable El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental debeocuparelorbital 1s númerodeelectronesen elorbital número cuántico principal n 1s 1 Principio de construcción número cuántico l Para átomos polielectrónicos se establece que en el pasaje de un elemento al siguiente, el electrón adicional entra al nivel de energía más bajoposible

22 Configuración electrónica Es una descripción detallada de la distribución de los electrones que forman parte de un átomo. Es una información muy útil que permite comprender el comportamiento químico de un elemento Para realzar la configuración electrónica, es decir el llenado de los orbitales es importante conocer: 1. La cantidad de electrones que tiene un átomo (número atómico). 2. Los orbitales que existen y su ubicación en un diagrama de energía. 3. Las reglas que gobiernan el llenado de orbitales Principio de exclusión de Pauli dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos Si dos electrones tienen los mismos valores de n, l y m l entonces deben tener distintos valores de m s Sólo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico, y deben tener espines opuestos Ej.: analizar los cuatro números cuánticos que caracterizan a cada electrón ubicado en el siguiente orbital: 2s : n=2 / l=0 /ml=0 y ms =+ ½ : n=2 / l=0 /ml=0 y ms =- 1/

23 Llenar electrones en orbitales de energía más baja?? H 1 electrón Li 3 electrones Be 4 electrones B 5 electrones C 6 electrones Li 1s 2 2s 1 Be 1s 2 2s 2 B 1s 2 2s 2 2p 1 He 2 electrones H 1s 1 He 1s Regla de Hund Para orbitales degenerados, los electrones se distribuyen uno en cada orbital y si sobran electrones se ubican apareados (dos electrones en cadaorbital como máximo) C 6 electrones N 7 electrones O 8 electrones F 9 electrones Ne 10 electrones C 1s 2 2s 2 2p 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 O 1s 2 2s 2 2p 4 F 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 1s 2 2s 2 2p

24 Porqué el orbital 2s tiene menor energía que el orbital 2p? EL EFECTO PANTALLA Un electrón es menos atraído por el núcleo debido aque está apantallado por el restode los electrones del átomo El efecto pantalla hace que la atracción nuclear electrostática disminuya gradualmentehacia loselectrones másexternos La estabilidad de un electrón está determinada por la fuerza de atracción del núcleo, porlo tanto un electrón en 2s tendrámenor energíaque un electrón en 2p PODER DE PENETRACION Un electrón en 2s se encuentra más cerca del núcleo que un electrón en 2p, por lo tanto puede penetrar a través de los niveles internos. El orbital 2s es más penetranteque el orbital 2p poder de penetración s>p>d >f Cuanto mayor es el poder de penetración de un orbital, menor es su energía orden de energía s<p<d<f 3.41 Orden de llenando de los orbitales (átomos polielectrónicos) 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

25 Cuál es la configuración electrónica del Mg? Mg 12 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s = 12 electrones Abreviado como: Mg: [Ne]3s 2 siendo [Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 Cuáles son los números cuánticos posibles para el último electrón en Cl? Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p = 17 electrones El último electrón está en el orbital 3p n = 3 l = 1 m= -1, 0, ó +1 m s = ½ ó -½ 3.43 Tipo de subnivel que ocupan los electrones más externos

26 Configuraciones electrónicas con estabilidad adicional Metalesdetransición n s (n-1) d orbital de valencia(subnivel s) númerocuánticoprincipal n orbitaldevalencia(subnivel d) Cuál es la configuración electrónica del Ni (Z=28)? Ni: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 Ni: [Ar] 4s 2 3d 8 Cuál es la configuración electrónica del Cr (Z=24)? Cr: [Ar] 4s 2 3d 4 o Cr: [Ar] 4s 1 3d 5 Cr: [Ar] 4s 1 3d 5 todos los orbitales del nivel están semiocupados estabilidad adicional (nivel semicompleto) 3.45 Cuál es la configuración electrónica para Cu (Z=29)? Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 Cu: [Ar] 4s 2 3d 9 o Cu: [Ar] 4s 1 3d 10 Cu: [Ar] 4s 1 3d 10 el subnivel 3d está completo estabilidad adicional (subnivel completo) Cuál es la configuración electrónica más estable para Mo (Z=42)? Mo: [Kr] 5s 1 4d 5 estabilidad adicional de nivel semicompleto

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