Clase 09 _ 2 Sept 2013 Docente: José A. Erazo

Asignatura: Química Técnica

Temática :   2.5 ESTRUCTURA DEL ATOMO   2.6 MODELO DE LA NUBE ELECTRÓNICA.

MODELOS ATOMICOS FUNDAMENTALES. Modelos de Thomson

En 1898, el inglés Joseph John Thomson propuso un modelo para la estructura del átomo al que llamaron “budín de pasas”.

Thomson estableció la hipótesis de que los átomos estaban formados por una esfera de carga eléctrica positiva distribuida de manera uniforme, en cuyo interior se encontraban los electrones en movimiento en cantidad igual al número de las cargas positivas para que el átomo fuera neutro

MODELO DE RUTHERFORD

Fue propuesto por el físico Ernest Rutherford en 1911, y mantenía el planteamiento de Joseph Thomson sobre que los átomos poseen electrones y protones, pero sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y la corteza.

En la corteza, que rodea al núcleo, se encuentran los electrones describiendo órbitas circulares o elípticas, dichos electrones tienen una masa mucho más pequeña y ocupan la mayor parte del volumen del átomo. El núcleo representa aproximadamente el 99% de la masa de cualquier átomo.

MODELO DE BOHR

Los experimentos de Rutherford demostraron que El núcleo representa aproximadamente el 99% de la masa de cualquier átomo.

Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases; describió el átomo de Hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón

MODELO DE BOHR

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo a t ó m i c o d e a c u e r d o a t r e s p o s t u l a d o s fundamentales: 1.  Los electrones describen órbitas circulares en

torno al núcleo del átomo sin radiar energía. 2.  Los electrones solo pueden girar alrededor del

núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π. Donde h es la cte. de Planck

3.  El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra.

En resumen, mientras en el modelo de Rutherford los electrones pueden girar alrededor del núcleo en órbitas de un radio cualquiera, en el modelo de Bohr sólo son permitidas ciertas órbitas, las q u e c o i n c i d e n c o n l o s v a l o r e s energéticos de los electrones; por esta razón se dice que los electrones se encuentran en determinados niveles de energía “n” que toman valores desde 1 en adelante.

Este número “n” recibe el nombre de Número Cuántico Principal (esto lo veremos posteriormente).

Diferencias principales entre Rutherford y Bohr

  El modelo de Rutherford solo describe al átomo con un núcleo y en entorno a él se encuentran girando los electrones en orbitas, algo similar a como los planetas lo hacen entorno al sol... De hecho a este modelo también se le llama el modelo del sistema solar.

  Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas.

  El modelo de Bohr establece que los electrones entorno al núcleo se encuentran en niveles bien definidos de energía... y que si ganan energía suben de nivel y si pierden energía bajan de nivel.

  La diferencia fundamental entre los dos modelos es que uno

considera los niveles de energía y el otro no lo hace.

La modificación de Sommerfeld

Consiste en considerar que el electrón no solamente puede ocupar o moverse en niveles de energía circulares u órbitas circulares, ya que también lo pueden hacer en órbitas elípticas, definidas por el parámetro “l”, llamado Número Cuántico Secundario, que también está cuantificado. Consideraciones hechas al modelo de Bohr:

1.  Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.

2.  A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.

3.  El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

Según el modelo de Sommerfield: La posibilidad de órbitas elípticas también posibilita la existencia de subniveles de energía

Y que es eso de 1S, 2S, 3S…..

2.6 MODELO ATÓMICO ACTUAL (MODELO MECANICO-CUÁNTICO).

2 principios

1. Principio de De Broglie Tomando como base el efecto fotoeléctrico se llego a la conclusión que la luz tiene un comportamiento ondulatorio y de partícula. De Broglie sugirió que los electrones, los cuales son partículas muy pequeñas que se pueden mover a grandes velocidades pueden presentar propiedades de onda y partícula.

2. Principio de Incertidumbre de Heisemberg Dicho principio se enuncia de la siguiente manera: es imposible establecer simultáneamente con precisión la posición y la energía de un electrón

Dualidad onda – partícula Una partícula ocupa un lugar en el espacio y tiene masa mientras que una onda se extiende en el espacio caracterizándose por tener una velocidad definida y masa nula.

Actualmente se considera que la dualidad onda-partícula es un “concepto de la mecánica cuántica según el cual no hay diferencias fundamentales entre partículas y ondas: las partículas pueden comportarse como ondas y viceversa”. (Stephen Hawking, 2001)

F o t ó n : p a r t í c u l a e l e m e n t a l responsable de las manifestaciones c u á n t i c a s d e l f e n ó m e n o electromagnético.

Dualidad onda – partícula De Broglie recibió el Nobel en Física por su trabajo. Su trabajo decía que la longitud de onda λ de la onda asociada a la materia era:

h = 6.62606896(33) ×10 -34 joules / seg

λ = h / m.v donde h es la constante de Planck. m: la masa de la partícula v: la velocidad a la que se mueve la partícula

En el efecto fotoeléctrico se observaba que si un haz de luz incidía en una placa de metal producía electricidad en el circuito: Einstein llegó a la conclusión de que los electrones eran expelidos fuera del metal por la incidencia de fotones.

2.6.1 MODELO DE LA NUBE ELECTRÓNICA.

Erwin Schrodinger, basándose en otros análisis matemáticos y en las ideas de Louis De Broglie, dio un paso más: él derivó teóricamente una ecuación para la amplitud de onda del electrón en varios puntos del espacio.

Onda sinusoide: 1 = Amplitud, 2 = Amplitud de pico a pico, 3 = Media cuadrática, 4 = Periodo

MODELO DE LA NUBE ELECTRÓNICA (Cont)

−h2

8π 2m"

#$

%

&'δ 2ψδx2

+δ 2ψδy2

+δ 2ψδz2

(

)*

+

,-+VΨ = EΨ

La ecuación de Schrodinger describe el movimiento de partículas con masa a través de analizarlas a partir de sus características ondulatorias y solo funciona cuando las velocidades de las partículas son tales que no alcanzan valores relativistas, esto es que la velocidad de la partícula es muy pequeña en comparación con la velocidad de la luz.

Al desarrollar estas ecuaciones se obtienen valores que corresponden a regiones de alta probabilidad electrónica en torno al núcleo, estas regiones no son orbitas de tipo planetario, sino que representan niveles de energía muy definidos y regiones llamadas subniveles o subcapas, por lo que en este modelo hablaremos de orbitales atómicos

Función de honda de Scrodinger

Energía Energía Potencial

MODELO DE LA NUBE ELECTRÓNICA (Cont)

Una vez se obtiene Ψ de la ecuación de Schrodinger, es posible calcular la probabilidad de encontrar el electrón en un punto del espacio. Orbital atómico: Zona alrededor del núcleo donde existe la mayor probabilidad de encontrar el electrón. Los orbítales atómicos son espacios tridimensionales donde existe la mayor probabilidad de encontrar los electrones del átomo.

2.7 LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

Para determinar la distribucion de los electrones dentro de un átomo y además parapara caracterizar dichos electrónes se usan los numeros cuanticos.

El número cuántico principal “n” determina el tamaño de las órbitas, ya que este número indica la cantidad de niveles de energía posibles que puede ocupar el electrón en un átomo; así como el número de superficies de enlace posibles donde se ubiquen los electrones (o subniveles).

NUMERO CUANTICO PRINCIPAL

Se le conoce también como número cuántico azimutal “l”. El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n.

NUMERO CUANTICO SECUNDARIO

a.  Indica la forma del orbital: Región en el espacio en la que se encuentra el electrón.

b.  El tipo de sub nivel de energía

NUMERO CUANTICO SECUNDARIO

El número cuántico magnético “m” determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente. •  Orientación en el espacio de un orbital. •  El numero de orbitales en cada subnivel.

NUMERO MAGNETICO

El número cuántico de giro o “ms” es el que describe el campo magnético que genera el electrón en su movimiento sobre su propio eje. El electrón puede girar a la izquierda o hacia la derecha, pero en cada uno de esos giros genera campos magnéticos que son mutuamente opuestos. Puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2. Giro del electrón dentro de su propio eje

NUMERO SPIN

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS / RESUMEN

NUMERO CUANTICO PRINCIPAL

n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7

NUMERO CUANTICO

SECUNDARIO

l= número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 )

NUMERO CUANTICO

MAGNETICO

M = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital , dentro de un orbital especifico. Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l)

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

NUMERO CUANTICO SPIN

O GIRO

Ms = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y -

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE

PAULI

En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital). En un orbital atómico solo puede haber un máximo de dos electrones... Si en un orbital ya existen los dos electrones, cada uno debe tener sentidos de giro opuestos, o sea, uno tiene que girar hacia la derecha. Mientras que el otro lo debe hacer hacia la izquierda.

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

Numero'cuantico'

principal'(n)

Números'cuánticos'

secundario'(l)

Numero'cuantico'mágnetico'(m) Orbitales Numero'de'

electrones

n=1 0 m=0 1 orbital 1s 2l=0 m=0 1 orbital 2s 2

m=+1m=0m=-1

l=0 m=0 1 orbital 3s 2m=+1m=0m=-1m=+2m=+1m=0m=-1m=12

l=0 m=0 1 orbital 4s 2m=+1m=0m=-1m=+2m=+1m=0m=-1m=-2m=+3m=+2m=+1m=0m=-1m=-2m=-3

n=4

6

10

l=3 7 orbitales 4f 14

l=2 5 orbitales 3d

l=1 3 orbital 4p

l=2 5 orbitales 4d

l=1n=2 3 orbital 2p 6

l=1 3 orbital 3p

n=3

6

10

Como se representa una configuración electrónica?

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS / RESUMEN

NUMERO CUANTICO PRINCIPAL

n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7

Nivel Sub nivel Numero total de e- 1 S2 2 2 S2, P6 8 3 S2, P6, D10 18

4 S2, P6, D10, F14 32 5 S2, P6, D10, F14 32 6 S2, P6, D10 18 7 S2 2

Numero cuántico principal

NUMERO CUANTICO

SECUNDARIO

l= número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 )

L= 0 = Orbital tipo S

L=1= Orbital tipo P

L= 2 = Orbital tipo d

Recordar que según los orbitales son regiones en el espacio en donde puede encontrarse un electrón.

L= 3 = Orbital tipo f n Nivel de energía

l Forma espacial (S,P,D,F)

m Orientación Px, Py, Pz

s ±1

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

NUMERO

CUANTICO SPIN O GIRO

Ms = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y - +1/2

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI

En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de + 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

En un orbital atómico solo puede haber un máximo de dos electrones... Si en un orbital ya existen los dos electrones, cada uno debe tener sentidos de giro opuestos, o sea, uno tiene que girar hacia la derecha. Mientras que el otro lo debe hacer hacia la izquierda.

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

Numero'cuantico'

principal'(n)

Números'cuánticos'

secundario'(l)

Numero'cuantico'mágnetico'(m) Orbitales Numero'de'

electrones

n=1 0 m=0 1 orbital 1s 2l=0 m=0 1 orbital 2s 2

m=+1m=0m=-1

l=0 m=0 1 orbital 3s 2m=+1m=0m=-1m=+2m=+1m=0m=-1m=12

l=0 m=0 1 orbital 4s 2m=+1m=0m=-1m=+2m=+1m=0m=-1m=-2m=+3m=+2m=+1m=0m=-1m=-2m=-3

n=4

6

10

l=3 7 orbitales 4f 14

l=2 5 orbitales 3d

l=1 3 orbital 4p

l=2 5 orbitales 4d

l=1n=2 3 orbital 2p 6

l=1 3 orbital 3p

n=3

6

10

MANOS A LA OBRA Configuraciones electrónicas

Tipo de Sub nivel Subniveles No. e -

s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

Afbau

NOMENCLATURA

1 S 2

El numero atómico me dice cuantos protones tiene el átomo y por lo tanto cuantos electrones #p+ = #e- en átomo neutro

Nivel de energía

Forma del orbital S

Numero de electrones

Configuración electrónica del oxigeno. El átomo tiene 8 P+ por lo tanto 8 e-

1S 2S

2Px 2Py 2Pz

1S2 2S2 2P4

Como se representa una configuración electrónica?

1s 2s 2p

Principio de HUND  Los electrones no se aparean en un orbital hasta que cada orbital del subnivel tiene un electrón.

Toma menos energía completar un subnivel semi-lleno que llenar un orbital del subnivel y el resto dejarlo vacío”.

1S 2S

2Px 2Py 2Pz

1S2 2S2 2P4

ANOMALIAS - Excepciones

  A l d e s a r r o l l a r l a configuración electrónica, encontramos una serie de e x c e p c i o n e s . E s m á s estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar completado a la mitad.

24Cr

1S 2S

2P

3S 3P

10

12 18

4S

20

3D

24

VACIO

1S 2S

2P

3S 3P

10

12 18

4S

20

3D

24

24 Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto. 24 Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5

 Cr, Cu

 29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 : es incorrecto.

 29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.

ANOMALIAS - Excepciones

Ejercicios para los estudiantes, escriba las configuraciones electrónicas para :

Calcio (Ca) 20 Ecandio (Sc) 21

Potasio (k) 19 Argón (Ar) 18

Neón (Ne) 10 Flúor (F) 9

Cloro (Cl) 17 Hierro (Fe) 26

Plata (Ag) 47 Manganeso (Mn) 25

Oro (Au) 79 Zinc (Zn) 30

Selenio (Se) 34 Rubidio (Rb) 37

Carbono (C) 6 Nitrógeno (N) 7