Clase N 1. Modelo Atómico II

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1 Pre-Universitario Manuel Guerrero Ceballos

2 Clase N 1 Modelo Atómico II ICAL ATACAMA Módulo Plan Común

3 Síntesis De La Clase Anterior Modelo atómico Átomo Divisible en Protón Neutrón Electrón Carga: +1 Masa: 1 Carga: 0 Masa: 1 Carga: 1 Masa: 1/1840 Núcleo Electrósfera

4 Schrodinger propuso una ecuación partículas para los electrones. que contiene términos de ondas y Resolviendo la ecuación obtenemos funciones de onda, que nos indican la probabilidad de existencia de los electrones en una región delimitada del espacio. Las variables de la ecuación son los números cuánticos. La ecuación de Schrodinger obtener orbitales y su energía. permite

5 De la ecuación de Schrodinger emergen naturalmente tres números. Número cuántico principal, n Indica la energía de los orbitales. Es el mismo asignado por Bohr para las órbitas, pequeño el número, más cerca del núcleo. cuanto más Número cuántico del momento angular o azimutal, l Indica la forma de los orbitales. Depende del valor de n, desde 0 hasta (n 1). Número cuántico magnético, m o m l Valor l Tipo orbital s p d f Indica la orientación espacial de los orbitales. Presenta valores enteros desde l hasta + l, incluyendo el 0.

6 Número principal o energético (n) Indica la distancia entre el núcleo y el electrón. Permite establecer el tamaño del orbital. Se visualiza en la forma de capas alrededor del núcleo. n = 1, 2, 3, 4,,

7 Número secundario o de momentum angular (l) Indica la forma tridimensional de los orbitales. Se visualiza en la forma de subcapas dentro de cada nivel energético. Puede existir más de un l por nivel energético. l = 0 (s), 1 (p), 2 (d).(n-1) l siempre es menor que n

8 Orbital s

9 Orbital p Los tres orbitales p corresponden a valores de m igual a 1, 0 y +1, respectivamente. Se encuentran en los ejes cartesianos x, y, z. Al aumentar n, se hacen más grandes.

10 Orbital d

11 Orbital tipo Valor l Nº orbitales (2 l + 1) Nº electrones s p d f

12 Relación entre números cuánticos n y l l = 0, 1, 2, 3 n = 4 4s 4p 4d 4f l = 0, 1, 2 n = 3 3s 3p 3d l = 0, 1 n = 2 2s 2p n = 1 l = 0 1s

13 Número terciario o magnético (m) Indica la orientación en el espacio del orbital. Se establece sobre un eje de coordenadas. m = l,,0,,+l

14 Orbital tipo s 0 Orbital tipo p Orbital tipo d Orbital tipo f

15 Número de espín (s) Indica el sentido de rotación del electrón sobre su eje. Es independiente de los otros números cuánticos. Puede adoptar dos valores. s = +1/2 o 1/2

16 Configuración Electrónica Permite la completa descripción de la estructura de la electrósfera. Corresponde a una versión resumida de los números cuánticos de todos los electrones presentes en un átomo. Indica el número cuántico principal (n) Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital 3p 1 Indica el número cuántico secundario (l) Números cuánticos n = 3 l =1 m = -1 s = +1/2 Incompleto

17 Configuración Electrónica Orden de llenado 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f

18 Configuración Electrónica Configuración electrónica para 11 electrones 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Números cuánticos n = 3 l = 0 m = 0 s = +½

19 Configuración Electrónica Abreviada Las configuraciones electrónicas se pueden la configuración del gas noble más cercano. Ejemplo: Na (Z=11): [Ne]3s 1 Li (Z=3): [He]2s 1 escribir abreviadas, utilizando Electrones internos entre corchetes Electrones de valencia fuera de conf. de gas noble Gases nobles: Elementos que tienen la capa gran estabilidad. Estos gases en su mayoría son p llena adquiriendo una inertes. He (Z=2) Ne (Z=10) Ar (Z=18) Kr (Z=36)

20 Configuración Electrónica Principio De Exclusión de Pauli Si queremos colocar más de un electrón en un mismo orbital debemos cambiar el número cuántico de espín (s). Ejemplo: Se tienen dos elementos: Na y Mg. Premio Nobel de Física,1945 Na (Z=11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Los cuatro números cuánticos son: n l m s /2 Mg (Z=12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Los cuatro números cuánticos son: n l m s /2 En un átomo no pueden existir dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos Se cumple el principio de exclusión de Pauli

21 Configuración Electrónica Principio De Exclusión de Aufbau Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones, esto de acuerdo con el número cuántico l). Después se llena el orbital electrones como máximo). 2s (también con dos La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía, denominados, según su posición tridimensional, 2p x, 2p y, 2p z. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. Los electrones se agregan al átomo partiendo del orbital de menor energía, hasta que todos los electrones apropiado. están ubicados en un orbital

22 Configuración Electrónica Máxima Multiplicidad de Hund Las partículas subatómicas son más estables (tienen menor energía) cuando presentan electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos). Elementos N electrones Diagrama orbitales Configuración electrónica Li 3 1s 2 2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p x 1 C 6 1s 2 2s 2 2p x 2p y 1 1 Friedrich Hund ( ) Físico alemán N Ne s 2 2s 2 2p x 2p y 2p z s 2 2s 2 2p x 2p y 2p z Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

23 Resumen De La Clase Números cuánticos Principal Secundario Magnético Spin (n) (l) (m) (s) Energía y tamaño Forma Orientación espacial Rotación Configuración electrónica

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