29/09/2010 TEMA 2. CONTENIDO. Continuación Tema 2. Msc. María Angélica Sánchez P. n= 1, 2, 3, 4, n=2 n=3. n=1. Ecuación de onda de Schrödinger

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Carla Ortíz Revuelta
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Continuación Tema 2 Msc. María Angélica Sánchez P. TEMA 2. CONTENIDO Introducción a la forma y características de la tabla periódica. Introducción a los modelos atómicos. El Método Científico.

1 Continuación Tema 2 Msc. María Angélica Sánchez P. TEMA 2. CONTENIDO Introducción a la forma y características de la tabla periódica. Introducción a los modelos atómicos. El Método Científico. Introducción a la teoría cuántica. Concepto de orbital. Números cuánticos y llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas: radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Enlace químico. Tipos de enlace según relación a la tabla periódica. Enlace iónico, enlace metálico. Enlace covalente. Energía de enlace y orden de enlace. Enlace covalente polar. Orbitales híbridos. Repulsión entre pares de electrones y forma de las moléculas. Polaridad de las moléculas. Propiedades de los estados agregados y su relación con el tipo de enlaces: iónicos, metálicos, Van Der Waals, ion dipolo y puente de hidrógeno. 2 Bohr : la Energía del electrón esta Cuantizada (falla átomos multielectrónicos) Principio Incertidumbre - Dualidad Onda Partícula Mecánica Cuántica ó Mecánica Ondulatoria Schrödinger.926 Formuló una ecuación que describe el Comportamiento y la Energía de partículas subatómicas llamada función de onda Ψ La ecuaciónde onda (Ψ) nosdice:. La energía de un electrón con base en una Ψdada. 2. La probabilidad de encontrar un electrónen un espacio definido. Dichaecuaciónsolo puedeser utilizadade forma exacta con un átomode hidrógeno. Porotra parte, dichaecuaciónaproximalos resultadosde partículascon muchoselectrones. Densidad Electrónica: Probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo. Orbital atómico (Ψ): Región del espacio cercana al núcleo en la que es probable encontrar un electrón con una energía específica. Orbita: Trayectoria en el espacio. 3 4 Número cuántico principal(n) Mecánica Cuántica Precisa describir la distribución de los electrones E y distancia desdee - hastael núcleo Mayor n > E > distancia n=, 2, 3, 4, Principal (n) Momento angular (l) Magnético (m l) Spín, (m s) Cada orbital atómico Números Cuánticos Ψ = fn(n, l, m l, m s) n= n=2 n=3 5 6

Orbital S El 90% de los e - se encuentran en el primer orbital Número cuántico del momento angular l Forma del orbital volumen de espacio que ocupan los e - Dado un

. n- n =, l = 0 n = 2, l= 0, n = 3, l= 0,, 2 l= 0 orbital s l= orbital p l= 2 orbital d l= 3 orbital f 7 8 l= 0 (orbitaless) l= 2 (orbitales d) l= (orbitalesp) 9 0

2 Orbital S El 90% de los e - se encuentran en el primer orbital Número cuántico del momento angular l Forma del orbital volumen de espacio que ocupan los e - Dado un valor n, l= 0,, 2, 3,.. n- n =, l = 0 n = 2, l= 0, n = 3, l= 0,, 2 l= 0 orbital s l= orbital p l= 2 orbital d l= 3 orbital f 7 8 l= 0 (orbitaless) l= 2 (orbitales d) l= (orbitalesp) 9 0 Orientación del orbital en el espacio Númerocuántico magnético m l Dado un valor de l m l = -l,., 0,. +l m l = - m l = 0 m l = Valores enteros de m l que existen: 2 l + Si l= (orbital p), m l = -, 0, Si l= 2 (orbital d), m l = -2, -, 0,, 2 Orbitales presentes en un subnivel m l = -2 m l = - m l = 0 m l = m l = 2 2 2

número cuántico de giro (spin) m s La cantidad de energía contenidaen un e - en un átomo, puede ser descrita porsu única función de onda, Y.

mismoátomo, con los mismosvalores m s = +½ m s = -½ Cada asiento está identificado (E, R2, S8).

3 4 Ecuación de onda de Schrodinger Nivel electrones con el mismo valor de n Subnivel electrones con el mismo valor de n y l Orbital electrones con

Si n, l, y m l están definidas, entonces m s = ½ ó - ½ Ψ = (n, l, m l, ½) Ψ = (n, l, m l, -½) Un orbital puede contener 2 electrones 5 6 Cuántos

3 número cuántico de giro (spin) m s La cantidad de energía contenidaen un e - en un átomo, puede ser descrita porsu única función de onda, Y. m s = +½ ó -½ Principio de exclusión de Pauli cadaelectrón en un átomotiene sus propios números cuánticos, y no pueden existir dos e - en el mismoátomo, con los mismosvalores m s = +½ m s = -½ Cada asiento está identificado (E, R2, S8). En cada asiento sólo puede haber una persona a la vez! 3 4 Ecuación de onda de Schrodinger Nivel electrones con el mismo valor de n Subnivel electrones con el mismo valor de n y l Orbital electrones con el mismo valor de n, l, y m l Cuántoselectrones pueden existir en un orbital? Si n, l, y m l están definidas, entonces m s = ½ ó - ½ Ψ = (n, l, m l, ½) Ψ = (n, l, m l, -½) Un orbital puede contener 2 electrones 5 6 Cuántos orbitales hay en un átomo? n=2 Si l =, entonces m l = -, 0, + Energía en los orbitales con un solo electrón La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n l = 3 orbitales n=3 n=2 n=3 Cuántos electrones pueden existir en el tercer subnivel? Si l = 2, entonces m l = -2, -, 0, +, +2 E n = -R H ( ) n 2 5 orbitalesque pueden contenerun máximode 0 e - n= l =

Energía en orbitales con varios electrones Principio de Aufbau Electrones ocupando el nivel más

n=3 l = 2?? Be 2 2 Li 3 electrones C 6 electrones B 5 electrones He 2 electrones H electrón?

en los subniveles se logra cuando se tiene el mayor número de espines paralelos.

electrones N 7 electrones C 6 electrones C 2 2 2 N 2 2 3 O 2 2 4 F 2 2 5 Ne 2 2 6 2 < < < < < 4s <

ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 La configuración electrónica explica cómo los electrones

d Orbitales externos d 5 d 0 La configuración electrónica predice la repetición de propiedades

4 Energía en orbitales con varios electrones Principio de Aufbau Electrones ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales La energía depende de n + l n=3 l = 0 n=2 l = 0 n=3 l = n=2 l = n=3 l = 2?? Be 2 2 Li 3 electrones C 6 electrones B 5 electrones He 2 electrones H electrón? Be 4 electrones n= l = 0 H B 2 2 He 2 Li Regla de Hund El arreglo más estable de electrones en los subniveles se logra cuando se tiene el mayor número de espines paralelos. Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales Ne 0 electrones F 9 electrones O 8 electrones N 7 electrones C 6 electrones C N O F Ne < < < < < 4s < < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 22 ns ns 2 Configuración electrónica de los elementos ns 2 np ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo. d Orbitales externos d 5 d 0 La configuración electrónica predice la repetición de propiedades Físicas y Químicas de los elementos Número cuántico n Número de electrones en el orbital o subnivel Momento angular del número cuántico l Diagrama de un orbital 4f 5f H

Cuál es la configuración electrónica del Mg?

2 + 2 + 6 + 2 = 2 electrones 2 2 6 2 2 2 2 2 2 2 xyz Sc Cu : Reglas similares Excepciones:

[Ar] 4s 5 Cuál es el número cuántico del último electrón para el Cl?

2 6 0 4s 2 2 6 2 5 2 2 2 2 2 2 2 2 xyz xyz [Ar] 4s 0 Último electrón en el orbital n = 3 l =

5 Cuál es la configuración electrónica del Mg? Mg: 2 electrones < < < < < 4s Cuál es la configuración electrónica Metales de transición? = 2 electrones xyz Sc Cu : Reglas similares Excepciones: Cr y Cu Abreviándolo [Ne] 2 [Ne] Cr: 24 electrones: s s [Ar] 4s 5 Cuál es el número cuántico del último electrón para el Cl? Cl: 7 electrones = 7 electrones Cu: 29 electrones: s s xyz xyz [Ar] 4s 0 Último electrón en el orbital n = 3 l = m l = -, 0, o + m s = ½ o -½ Último subnivel de energía para los elementos Paramagnético Nivel semivacío Diamagnético Nivel lleno Atraídos por un imán

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