Teoría Cuántica y la Estructura Electrónica de los Atomos

Transcripción

1 Teoría Cuántica y la Estructura Electrónica de los Atomos Capítulo 7 Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2 Propiedades de la ondas Largo de onda (λ) es la distancia (en metros) entre puntos idénticos en ondas sucesivas. Amplitud es la distancia vertical desde la línea media hasta el pico (o valle) de la onda. 7.1

3 Propiedades de las ondas Frecuencia (ν) es el número de ondas que pasan por un punto particular por cada segundo (Hz = 1 ciclo/s). La velocidad (u) de una onda (en m/s) = λ x ν 7.1

4 Maxwell (1873), propuso que la luz visible consiste de ondas electromagnéticas. Radiación Electromagnética es la emisión y transmición de energía en la forma de ondas electromagnéticas. Velocidad de la luz (c) en el vacío = 3.00 x 10 8 m/s Toda radiación electromagnética λ x ν = c 7.1

5 7.1

6 Cuantificación de energía La mayoría de los fenomenos se pueden explicar con el comportamiento ondulatorio de la luz. Hay otros que no puede explicar Radiación de cuerpo oscuro emisión de luz de parte de objetos calientes Efecto Fotoeléctrico emisión de electrones por superficies metálicas en las que incide la luz Espectros de emisión emisión de luz por átomos de gas excitados electrónicamente

7 Misterio #1, Cuerpos oscuros Resuelto por Planck in 1900 La energía (luz) es emitida o absorbida en cantidades discretas ( quantums ). Porqué un quemador de estufa eléctrica se pone rojo? Porqué una bombilla de tungsteno (como la de los carros) se pone blanca? E = h x ν Constante de Planck s (h) h = 6.63 x J s La distribución de longitudes de onda depende de la temperatura 7.1

8 Misterio #2, Efecto fotoeléctrico Resuelto por Einstein in 1905 hν La luz tiene ambos: 1. Naturaleza de onda 2. Naturaleza de partícula KE e - Un fotón es una partícula de luz hν = KE + BE KE = hν - BE 7.2

9 Espectro de emisión de líneas de átomos de hidrógeno 7.3

10 7.3

11 Modelo de Bohr del átomo (1913) 1. e - sólo pueden tener valores de energía específicos (cuantizados) 2. Luz es emitida cuando un e - se mueve de un nivel de energía a otro nivel de energía inferior 1 E n = -R H ( ) n 2 n (número cuántico principal) = 1,2,3, R H (Rydberg constant) = 2.18 x J 7.3

12 E = hν E = hν 7.3

13 n i = 3 n i = 2 n i = 3 n f = 2 E fotón = E = E f - E i 1 E f = -R H ( ) n 2 f 1 E i = -R H ( ) n 2 i 1 1 n 2 E = R H ( ) i n 2 f n f f = 1 7.3

14 Pero, porqué la energía del e - está cuantizada? De Broglie (1924) razonó que el e - es partícula y es onda. 2πr = nλ u = velocidad del e- m = masa del e- λ = h mu 7.4

15 Ecuación de onda de Schrodinger En 1926 Schrodinger escribió una ecuación que describe tanto la naturaleza de partícula como la naturaleza de onda del e - La función de onda (Ψ) describe: 1. energía de e - con un Ψ dado 2. probabilidad de encontrar al e - en un volumen particular de espacio (región del espacio) Dicha ecuación de Schrodinger puede ser resuelta exactamente para el átomo de hidrógeno. Tiene que ser aproximada para sistemas de muchos e s. 7.5

16 Ecuación de onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Número cuántico principal n n = 1, 2, 3, 4,. Distancia del e - desde el núcleo n=1 n=2 n=3 7.6

17 El 90% de la densidad De probabilidad del e- para un orbital 1s 7.6

18 Ecuación de onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Número cuántico de momento angular l Para un valor de n, l = 0, 1, 2, 3, n-1 n = 1, l = 0 n = 2, l = 0 o 1 n = 3, l = 0, 1, o 2 l = 0 orbital s l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f Forma del volumen de espacio que ocupa el e - 7.6

19 l = 0 (orbitales s; no tienen nodos) l = 1 (orbitales p; tienen un nodo) 7.6

20 l = 2 (orbitales d; tienen dos planos nodales) 7.6

21 l = 3 (orbitales f; tienen tres superficies nodales) 7.6

22 Ecuación de onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Número cuántico magnético m l Para un valor dado de l m l = -l,., 0,. +l si l = 1 (orbital p), m l = -1, 0, o 1 si l = 2 (orbital d), m l = -2, -1, 0, 1, o 2 Orientación del orbital en el espacio 7.6

23 m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = -2 m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = 2 7.6

24 Ecuación de onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Número cuántico de espín m s m s = +½ o -½ m s = +½ m s = -½ 7.6

25 Ecuación de onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Existencia (y energía) del electrón en un átomo Es descrita por su única función de onda Ψ. Principio de exclusión de Pauli dos electrones no Pueden tener los mismos cuatro números cuánticos Las secciones, filas, y asientos del Choliseo Usted puede estar en la fila L, asiento 8 de una sección y otra persona estar en la fila L y asiento 8 pero tiene que ser de una sección diferente 7.6

26 7.6

27 n (1 hasta ) l (0 hasta n-1) Sub -capa posibles valores de m l (-l hasta +l) Habrá 2l + 1 valores de m l # de orbitales y e - en sub-capa Total de orbita les en capa total de e - s en capa 1 0 1s 0 1 y s 0 1 y p -1, 0, 1 3 y s 0 1 y p -1, 0, 1 3 y 6 2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5 y s 0 1 y p -1, 0, 1 3 y 6 2 4d -2, -1, 0, 1, 2 5 y f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7 y 14

28 Ecuación de onda de Schrodinger Ψ = fn(n, l, m l, m s ) Capa electrones con el mismo valor de n Subcapa electrones con el mismo valor de n y l Orbital electrones con el mismo valor de n, l, y m l Cuántos electrones puede haber en un orbital? Si n, l, y m l son iguales, entonces m s = ½ o - ½ Ψ = (n, l, m l, ½) or Ψ = (n, l, m l, -½) En un orbital puede haber 2 electrones 7.6

29 Energía de orbitales en un átomo de sólo un electron Energía depende solamente del número cuántico principal n n=3 n=2 1 E n = -R H ( ) n 2 n=1 7.7

30 Energía de orbitales en un átomo de muchos-electrones 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 = 0 7.7

31 Para hidrógeno o átomos hidrogénicos Para átomos de muchos electrones

32 Energías de los Orbitales - Apantallamiento Cuando tenemos muchos electrones (2 en adelante), tenemos un efecto que no tenemos cuando tenemos un solo electron. Los electrones que estan mas cerca del núcleo tienen la capacidad de proteger de la fuerza de atracción del núcleo a los electrones que están mas lejos, un fenómeno que se llama apantallamiento. Esto hace que las energías de determinados orbitales bajen lo suficiente como para colarse donde no van

33

34 Orden de orbitales (energía) en un átomo de muchos e- s 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 7.7

35 Los electrones se llenan desde los orbitales de menor energía (principio de Aufbau)?? Li Be B C electrons B Be Li 1s 1s 2 2s 2 2s 2 2p 12 1 H He 12 electrons He H 1s

36 El arreglo mas estable de electrones en las subcapas es en el que haya la mayor cantidad de espines paralelos (regla de Hund). O C F Ne electrons Ne C N O F 1s 2 2 2s 2 2 2p

37 Configuración electrónica es cómo los electrones están distribuidos en los orbitales atómicos en un átomo. Número cuántico principal n 1s 1 número de electrones en el orbital o subcapa número cuántico de momento angular l Diagrama de Orbitales H 1s 1 7.8

38 Configuración electrónica Abreviada (usa el gas noble anterior) Capas más externas llenas con electrones

39 Excepciones Un orbital lleno o a medio llenar tiene una estabilidad adicional que promueve que la regla anterior no se cumpla en determinadas situaciones Ejemplo: Haga la configuración electrónica de cobre (Cu) y compárela con la del libro.

40 Paramagnético Electrones sin parear Diamagnético Electrones pareados 2p 2p 7.8