ESTRUCTURA DE LA MATERIA

ESTRUCTURA DE LA MATERIA Química 2º Bachillerato 1

John Dalton Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de un mismo elemento debían tener la misma masa. Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles. Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica. Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos. Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga. 2

Joseph John Thomson (1856-1940) 1940) Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nóbel por sus trabajos. Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10-19 culombios. La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica. 3

Thomson define así su modelo de átomo : Considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía) Modelo atómico de Thomson Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones es. 4

Ernest Rutherford,,, (1871 (1871,,(1871-1937) 1937) 1937) Físico Físico Inglés, Inglés, nació nació en en Nueva Nueva Zelanda, Zelanda, profesor profesor en en Manchester y director director del del laboratorio Cavendish de de la la universidad de de Cambridge.. Premio Premio Nobel Nobel de de Química mica en en 1908. 1908. Sus Sus brillantes brillantes investigaciones sobre sobre la la estructura atómica mica y sobre sobre la la radioactividad iniciaron iniciaron el el camino camino a los los descubrimientos más más notables notables del del siglo. siglo. Estudió experimentalmente la la naturaleza de de las las radiaciones emitidas emitidas por por los los elementos radiactivos. Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas l metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizó Rutherford entre 1909-1911. 1911. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad r y la identificación n de las partículas emitidas en un proceso radiactivo. 5

Experimento para determinar la la constitución n del del átomo Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). La mayoría a de los rayos alfa atravesaba la lámina l sin desviarse, porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva. 6

El El Modelo Atómico de de Rutherford quedó así: - Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. - El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, formado por un número de protones, donde se concentra toda la masa atómica mica. - Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones. NÚMERO ATÓMICO= número n mero de de protones del del núcleo n cleo que que coincide con con el el número n mero de de electrones si si el el átomo tomo es es neutro. 7

En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones. - Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas protones ( número atómico=z ) igual al de electrones corticales. En el núcleo es donde están también los neutrones - Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, tica, pero de sentido contrario. Al compensar con la fuerza electrostática tica la atracción del núcleo evita caer contra él l y se mantiene girando alrededor. 8

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES Partícula Carga Masa PROTÓN p+ NEUTRON n +1 unidad electrostática de carga = 1,6. 10-19 C 0 no tiene carga eléctrica, es neutro 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27 kg 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27 kg 1 1 p 1 0n NÚCLEO = Zona Zona central central del del átomo átomo donde donde se se encuentran protones y neutrones CORTEZA =Zona =Zona que que envuelve al al núcleo núcleo donde donde se se encuentran moviéndose los los electrones ELECTRÓN e- -1 unidad electrostática de carga =-1,6. 10-19 C Muy pequeña y por tanto despreciable comparada con la de p+ y n 1/1840 umas 0 1e Los Los protones y neutrones determinan la la masa de de los los átomos y los los electrones son son los los responsables de de las las propiedades químicas. NÚMERO ATÓMICO (Z) (Z) al al número de de protones que que tiene tiene un un átomo. átomo. Coincide con con el el número número de de electrones si si el el átomo átomo está estáneutro. Todos Todos los los átomos átomos de de un un mismo mismo elemento tienen tienen el el mismo mismo número número de de protones, por por lo lo tanto, tanto, tienen tienen el el mismo mismo número número atómico. 9

NÚMERO MÁSICO (A) (A) a la la suma suma de de los los protones y los los neutrones que que tiene tiene un un átomo. átomo. Es Es el el número entero entero más más próximo a la la masa masa del del átomo átomo medida medida en en unidades de de masa masa atómica (la (la masa masa de de la la Tabla Tabla periódica redondeada). ISÓTOPOS a átomos átomos de de un un mismo mismo elemento que que se se diferencian en en el el número número de de neutrones. Tienen Tienen por por tanto tanto el el mismo mismo número atómico(z) pero pero diferente número másico(a). Por ejemplo: Un átomo se representa por: 35 37 17Cl 17Cl Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca, H, Li, S, He... Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda. Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda. Cuando un elemento está formado por varios isótopos, su masa atómica se establece como una media ponderada de las masas de sus isótopos A Z E IONES IONES a átomos átomos o grupos grupos de de átomos átomos que que poseen poseen carga carga eléctrica porque porque han han ganado ganado o perdido perdido electrones. Pueden Pueden ser: ser: CATIONES si si poseen poseen carga carga positiva positiva y, y, por por tanto, tanto, se se han han perdido perdido electrones. ANIONES si si poseen poseen carga carga negativa y,, por por tanto, tanto, se se han han ganado ganado electrones. 10

Crítica del del modelo de de Rutherford: Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros: - Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que crea un campo magnético y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteando, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual a la centrífuga debe haber algo más. -Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no era tuvo en cuenta. -Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, l también los cálculos. 11

LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA. Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia (ν ) y por su longitud de onda (λ ) relacionadas entre sí por: λ =LONGITUD DE DE ONDA: ONDA: distancia distancia entre entre dos dos puntos puntos consecutivos de de la la onda onda con con igual igual estado estado de de vibración = c ν λ C= C= velocidad velocidad de de propagación de de la la luz luz =3.10 =3.10 8 8 m/s m/s ν = FRECUENCIA: número n mero de de oscilaciones por por unidad unidad de de tiempo tiempo λ Propagación ondulatoria 12

ν λ Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma óptico. ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos γ 10 12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) 13

Espectro atómico de de absorción Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida. Espectro de absorción 14

ESPECTRO DE EMISIÓN Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Espectro de emisión Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. 15

El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida,de un color, y viceversa Cada Cada elemento tiene tiene un un espectro característico; por por tanto, un un modelo atómico mico debería a ser ser capaz de de justificar el el espectro de de cada cada elemento. 16

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TEORÍA A CUÁNTICA DE PLANCK La teoría cuántica se refiere a la energía: Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia). O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos. Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h ν h: constante de Planck = 6.62 10-34 Joule segundo ν : frecuencia de la radiación La materia y la energía son discontínuas nuas 18

Cátodo Ánodo Electrones EL EFECTO FOTOELÉCTRICO Consiste en la emisión de electrones por la superficie de un metal cuando sobre él incide luz de frecuencia suficientemente elevada La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la emisión de e que llegan al ánodo y establecen una corriente que es detectada por el amperímetro La física clásica no explica que la energía cinética máxima de los e emitidos dependa de la frecuencia de la radiación incidente, y que por debajo de una frecuencia llamada frecuencia umbral, no exista emisión electrónica Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de conservación de la energía y la teoría de Planck: h ν = h ν 0 + Ec h ν es la energía luminosa que llega al metal, Ec es la energía cinética máxima del electrón emitido y h ν 0 es la energía mínima, energía umbral (trabajo de extracción) para desalojar al electrón de la superficie metálica 19

MODELO ATÓMICO DE BÖHR. B (En qué se se basó) El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento matemático del modelo de Rutherford. El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada λ (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos. La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades hν. 20

MODELO ATÓMICO DE BÖHR B Primer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS. Cuando el átomo se encuentra en ésta situación se dice que está en ESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de energía más bajo se dice que está en ESTADO FUNDAMENTAL. Así, el primer postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico principal n. Segundo postulado: Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 π) Momento angular: L= r.m.v r=radio de la órbita, m=masa del electrón y v= velocidad que lleva el electrón 21

rmv = n h 2π 2 mv F c = r F e = kq r 2 2 2 mv = r kq r 2 2 r n = n h 2πmv n = número cuántico principal r = radio de la órbita h = cte de Planck=6,62.10-34 J.s k = Cte de Coulomb m = masa del e- q = carga del e- V=velocidad del electrón en la órbita En las órbitas ESTACIONARIAS los electrones se mueven sin perder energía Los radios de las órbitas están cuantizados ( su valor depende de n) 22

E = R n H 2 R h = cte Rydberg = 2,180 10-18 J n = número cuántico principal,número entero (1,2,3...) Tercer Postulado La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: E a - a -E = h b b ν Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las órbitas. Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión). 23

Niveles permitidos según el el modelo de de Bohr (calculados para parael el átomo átomo de de hidrógeno) n = E = 0 J n = 5 E = 0,87 10 19 J n = 4 E = 1,36 10 19 J Energía n = 3 E = 2,42 10 19 J n = 2 E = 5,43 10 19 J n = 1 E = 21,76 10 19 J 24

Si un electrón asciende desde una órbita n i a otra de mayor energía n j debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(n j ) E(n i ) Si un electrón desciende desde una órbita n j a otra de menor energía n i, la diferencia de energía E = E(n j ) E(n i ) se emite en el salto La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (ν): E = hν = h c λ Según el valor de su longitud de onda, las radiaciones electromagnéticas se dividen en: rayos gamma, rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas, ondas de radio 25

Si un electrón asciende desde una órbita n i a otra de mayor energía n j debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(n j ) E(n i ) Si un electrón desciende desde una órbita n j a otra de menor energía n i, la diferencia de energía E = E(n j ) E(n i ) se emite en el salto La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (ν): Los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben la energía de los fotones y ascienden desde un nivel (n i ) hasta otro de mayor energía (n j ) E = hν = h c λ El modelo atómico de Bohr explica satisfactoriamente el espectro del átomo de hidrógeno 26

Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un electrón excitado en un nivel alto (n j ) desciende a otro nivel de energía inferior (n i ) La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido o emitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que se produce el salto del electrón E = En ( ) En ( ) = hν j Sólo se emiten fotones cuya energía coincide con la diferencia de energía entre dos niveles permitidos: por ello, el espectro consta solo de determinadas frecuencias,ν, que verifican: E( nj ) En ( i) ν = 27 h i

De acuerdo con el modelo de Bohr, la energía de las diferentes órbitas viene dada por: R E = n ( n) 2 Por tanto, las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación: H ν R H 1 1 = 2 h n 2 i nj Que coincide con la fórmula f obtenida experimentalmente por los espectroscopistas para el espectro del hidrógeno Los espectroscopistas habían calculado y estudiado a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Cada uno estudió un grupo de rayas del espectro. 28

Serie Balmer hasta n=2: aparece en la zona visible del espectro. Serie Lyman hasta n=1: aparece en la zona ultravioleta del espectro. Serie Paschen n=3 Serie Bracket n=4 Serie Pfund n=5 Aparecen en la zona infrarroja del espectro n = 6 5 n = 4 n = 3 n = 2 n = 1 Series espectrales Balmer Lyman Pfund Bracket Paschen E = h ν SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund Espectro UV Visible Infrarrojo 29

MECÁNICA CUÁNTICA. La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón La dualidad onda corpúsculo De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por h λ = mv donde h es la constante de Planck Modelo de Bohr Se fundamenta en dos hipótesis Cada electrón tenía una órbita fijada. La probabilidad de encontrarlo en una órbita de radio r o es del 100% Principio de incertidumbre de Heisenberg Heisenberg propuso la imposibilidad de conocer con precisión, y a la vez, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio Modelo cuántico La probabilidad de encontrar al electrón en una órbita de radio r es máxima cuando r = r o 30

ORBITAL Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90% Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo nivel energético En el átomo de hidrógeno hay n 2 orbitales en el nivel de energía n-ésimo. Al valor n se le denomina número cuántico principal 31

ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS En átomos polielectrónicos, los n 2 orbitales del nivel n dejan de tener todos la misma energía y se separan en diferentes subniveles El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor de n para n=1 (primer nivel de energía principal) un subnivel para n=2 (segundo nivel de energía principal) dos subniveles para n=n (n-ésimo nivel de energía principal) n subniveles Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, denominado número cuántico secundario, l, y se nombran mediante una letra para n = 1 l=0 letra s para n = 2 para n = 3 l=0 letra s l=1 letra p l=0 letra s l=1 letra p l=2 letra d Al pasar de Z=1 a Z>1, el nivel de energía n se separa en n subniveles. El número de orbitales en un subnivel dado es igual a (2L + 1) 32

Nomenclatura de los subniveles Valor de l Letras 0 s 1 2 3 p d f 33

Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección n de de Sommerfeld El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas t de algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas pticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2,..., n 1 Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2 34

Número cuántico magnético (m). El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique. Aplicando un campo magnético a los espectros atómicos las rayas se desdoblan lo que indica que deben existir diferentes orientaciones posibles. Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - L,..., 0,..., + L Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2 Número cuántico de de espín n (s). Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el electrón: +1/2, -1/2. 35

número cuántico secundario o azimutal (l) (l) número cuántico magnético (m) número cuántico de de espín (s) (s) Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, L, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto s sirve para diferenciar a cada uno de los dos e que componen el mismo). Los valores de éstos son los siguientes: n = 1, 2, 3, 4,... (nº de capa o nivel) l = 0, 1, 2,... (n 1) (forma del orbital o subnivel) m = l,..., 0,... L (orientación orbital o orbital) s = ½, + ½ (spín rotación del electrón ) 36

n l m s 1s 1 0 0 ±1/2 2s 2 0 0 ±1/2 2p 2 1 1,0,1 ±1/2 3s 3 0 0 ±1/2 3p 3 1 1,0,1 ±1/2 3d 3 2 2, 1,0,1,2 ±1/2 4s 4 0 0 ±1/2 4p 4 1 1,0,1 ±1/2 4d 4 2 2, 1,0,1,2 ±1/2 4f 4 3 3, 2, 1,0,1,2,3 ±1/2 37

MODELO ACTUAL El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales. ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: 1ª capa: 1 orb. s (2 e ) 2ª capa: 1 orb. s (2 e ) + 3 orb. p (6 e ) 3ª capa: 1 orb. s (2 e ) + 3 orb. p (6 e ) 5 orb. d (10 e ) 4ª capa: 1 orb. s (2 e ) + 3 orb. p (6 e ) 5 orb. d (10 e ) + 7 orb. f (14 e ) Y así sucesivamente Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n Los valores del número cuántico L (subnivel ( subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f) Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel. En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y 1/2 número de spin ss 2 2 p 6 6 d 10 10 f 14 f 14 38

LA FORMA DE LOS ORBITALES Orbitales s (l=0) - tienen forma esférica - la probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las direcciones radiales - la distancia media del electrón al núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s Orbitales p (l=1) - tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian sólo en la orientación en el espacio - un electrón que se encuentre en un orbital p x pasa la mayor parte del tiempo en las proximidades del eje X. Análogamente ocurren con p y y p z - los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño 39

Orbitales d (l=2) - tienen forma de elipsoides de revolución - tienen direcciones y tamaños distintos a los p El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es el orbital 40

LA ENERGÍA DE LOS ORBITALES. La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos principal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos definidos primeramente por el número cuántico principal y luego por el secundario Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético no sea constante 41

La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el siguiente: Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su llenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga menor valor de n 42

COLOCACIÓN DE DE LOS LOS ELECTRONES EN EN UN UN DIAGRAMA DE DE ENERGÍA Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli. Principio de mínima energía (aufbau) Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio de exclusión de Pauli. Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo 43

Elemento H He Li Be B C N O F Ne Na Orbitales 1s 2s 2p x 2p y 2p z 3s Configuración electrónica 1s 1 1s 2 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 44

Energía 6s 5 s 4 s 6 p 5 d 5 p 4 d 4 p 3 d 4 f ORDEN ORDEN EN EN QUE QUE SE SE RELLENAN RELLENAN LOS LOS ORBITALES ORBITALES 3 s 3 p 2 s 2 p 1 s n = 1; 2; 3; 4; 1; 2; 3; 4; l l = 0; 2; 1; 0; 2; 1; m = 0; + 0; ; 2; 1; 2; 1; s s = + = + ½ ½ 45

Se Se llama llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de de un un átomo átomo a la la distribución de de sus sus electrones en en los los diferentes orbitales,, teniendo en en cuenta cuenta que que se se van van llenando en en orden orden creciente de de energía energía y situando 2 electrones como como máximo máximo en en cada orbital. cada orbital. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4p 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes elementos. 46