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En la Universidad de Guadalajara Por medio de la Academia de Química en la Escuela Preparatoria 12 Se presenta: Curso química II, contenido temático 1.2: Estructura atómica de los elementos químicos

Contenido Tematico 1.2a Teoria Atomica Cuanticaxx

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En la Universidad de Guadalajara

Por medio de la Academia de Química en la

Escuela Preparatoria 12

Se presenta:

Curso química II, contenido temático 1.2: Estructura atómica de los elementos químicos

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Exposición Académica

Por:Mtro. Fernando Temores Ramírez

Guadalajara, JaliscoSeptiembre de 2007

Contenido temático 1.2:Estructura atómica de los elementos químicos

-Teoría Atómica Cuántica-

Química II

2ACADEMIA DE QUÍMICA 2

PREPARATORIA 12

Q

Curso química II, contenido temático 1.2: Estructura atómica de los elementos químicos

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Curso química II, contenido temático 1.2: Estructura atómica de los elementos químicos

Representarás la configuración electrónica de los átomos, considerando la teoría atómica

cuántica.

Objetivos

Relacionaras las investigaciones de la naturaleza de la luz, la teoría quántica para la definición

del modelo atómico actual

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Antecedentes: la naturaleza de la luz

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Luego entonces surgió la pegunta: ¿La luz son partículas u ondas?

Antecedentes: la naturaleza de la luz

Si la luz se parece a una onda en el agua, ¿que es lo que ondula? Ondula el agua.

Una botella flotando nos permite ver que cuando es alcanzada y levantada por una ola, una vez que esta pasa, la botella sigue en su sitio.

La ola no es un movimiento del agua, sino en el agua.

Cuando ocurre un sonido, ondula el aire.

Si la luz es ondas y éstas nos llegan del Sol, de la Luna, de las estrellas, y por tanto atraviesan

distancias inmensas de espacio vació. ¿que es lo que ondula?

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Líneas Espectrales

A finales del siglo XIX, los físicos sabían que había electrones dentro de los átomos y que la vibración de los electrones producía luz y otras radiaciones electromagnéticas.

Pero quedaba aún un curioso misterio por resolver. Los físicos calentaban diferentes elementos hasta que estaban radiantes y entonces dirigían la luz a través de un prisma...

Se ve todo el arco iris porque el prisma separa la luz en todos sus colores.

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Líneas Espectrales

Pero cuando los científicos observaron la luz que venía de un solo elemento, hidrógeno, por ejemplo, no vieron el arco iris completo. En su lugar obtuvieron líneas brillantes de ciertos colores.

Eso significaría que los átomos estaban emitiendo solamente ondas de ciertas frecuencias.

Cada tipo de átomo emite un conjunto único de colores. Las líneas de color (o Líneas Espectrales) son la "firma" de los átomos.

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Modelos atómicos de Bohr y Sommerfel

Con el Modelo atómico de Rutherford no se contesta el porque los átomos absorben y emiten energía cuando son expuestos a cierta intensidad de luz o alguna otra forma de energía.

Hoy se cree que la luz se comporta como onda y partícula a la vez (dualidad). Vamos, se afirma que la luz es una forma de energía radiante o electromagnética, como las ondas de radio, los rayos infrarrojos, los rayos x, etc.

Las ondas electromagnéticas se consideran campos eléctricos y magnéticos en movimiento, que oscilan en forma de ondas en planos perpendiculares.

La luz genera haz de luz de ondas electromagnéticas que se desplaza en el espacio. Como todo movimiento electromagnético tiene longitud de onda y una frecuencia.

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Postulados de Bohr

1. El átomo está constituido por un núcleo central donde se localiza la carga positiva y casi toda la masa, y el electrón, describe orbitas circulares alrededor del núcleo.

2. El electrón gira alrededor del núcleo siguiendo orbitas cuyo radio esta definido por la ecuación: r= πnh/2 mv. A mayor radio mayor energía tiene el electrón en esa orbita.

3. Cuando un electrón se mueve en una orbita de radio definido tiene una energía constante y no gana ni pierde energía, se dice que esta en un una orbita fundamental o basal. Cuando el electrón es excitado y pasa de una orbita a otra se produce una emisión o absorción de energía en forma de luz (fotón)

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Modelo atómico actual

Fue desarrollado por Erwin Schrodinger, en el que se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias

Este modelo surgió a partir del comportamiento de la luz y de la teoría cuántica de Max Planck

Supone que el núcleo esta rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles

estacionarios de energía.

Pero a diferencia de Bohr, no le Atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad.

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Nubes probabilísticas de Schrodinger

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Pero, como ondula la luz?

La luz ondula como una forma de energía radiante o electromagnética.

Del modelo atómico anterior surgió de los estudios del comportamiento de la luz y de la teoría cuántica.

En 1900, Max Planck, experimentó y analizó las radiaciones emitidas por sólidos sometidos a diversas temperaturas, descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía en forma de paquetes o quantums, únicamente en números enteros múltiplos de cantidades bien definidas.

Principio de incertidumbre: Tiempo después, Heisenberg, imaginó un microscopio superpotente por medio del cual se pudiera observar la posición y velocidad de un electrón. Determinó que es imposible en un momento dado saber la posición exacta y la velocidad del electrón en un nivel energético ya que para poder hacerlo se debe de “iluminar” al electrón con luz, y al hacerlo ésta desvía o cambia la velocidad del electrón (“lo que estudias lo cambias”).

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Con el modelo atómico de Schrodinger basado en su ecuación de onda se obtienen un gran numero de soluciones respecto a la posición de los electrones.

Números Cuánticos

Tales soluciones se identifican como los números cuánticos (por la teoría de Max Planck).

Los números cuánticos se identifican como:

n, l, m , s.

Cada electrón tiene un conjunto de cuatro números cuánticos, que lo especifican completamente; no hay dos electrones en el mismo átomo que tenga los mismos cuatro números cuánticos. Esa es una declaración más precisa del principio de exclusión de Pauli

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n (numero cuántico principal), designa el nivel energético (orbital) en el cual se encuentra un electrón dado; este numero expresa la energía de los niveles dentro del átomo. Puede asumir

valores de 1, 2, 3 , 4, 5, 6 y 7.

l (numero cuántico secundario), determina el orbital en el que se encuentra el electrón. Sus

valores dependen del valor del numero quántico

principal n; estos van de 0 a … (n-1). Se explica mejor a continuación

Números Cuánticos

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Números Cuánticos

l= 0, describe los orbitales “S” (Sharp)

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Números Cuánticos

l= 1, describe tres subniveles u orbitales “p”

(principal)

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Números Cuánticos

l= 2, describe cinco orbitales o subniveles

“d” (diffused)

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Números Cuánticos

l= 3, describe siete subniveles u orbitales “f”

(fundamental)

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Números Cuánticos

m (numero cuántico magnético), representa la orientación en el espacio del giro del electrón

alrededor del núcleo de un átomo. Sus posibles valores son - l pasando por el cero hasta +l.

Vamos, es responsable por determinar la forma de la nube de probabilidad de un electrón. He

aquí algunos ejemplos:

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Números Cuánticos

s (numero cuántico spin), determina el giro del electrón sobre su propio eje, que sólo puede tener dos direcciones: uno en sentido de las agujas del reloj y el otro en sentido contrario. Puede tener valores numéricos de +1/2 y -1/2.

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Según la mecánica cuántica las zonas donde es más probable encontrar los electrones son los

orbitales atómicos

Configuración electrónica

Los átomos pequeños poseen un núcleo pequeño con un numero reducido de protones y

electrones.

Cuando un átomo es más grande, la probabilidad de que los electrones se

encuentren en cierto lugar se distribuye y organiza de cierta manera. A esto se le conoce

como configuración electrónica

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Reglas para la configuración electrónica

La configuración electrónica esta regida por las siguientes tres reglas:

Principio de Aufbau: los electrones en un átomo ocupan los orbitales en orden creciente de energía.

Principio de exclusión de Pauli: un orbital puede estar ocupado sólo por dos electrones con spin

antiparalelo.

Regla de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales con más de un subnivel

energético, los electrones ocupan orbitales diferentes y con espines paralelos.

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l 3210n

1

2

3

4

5

6

7

2p6

3s2 3p6

4s2

3d10

4p6

5s2

4d10

5p6

6s2

4f14

5d10

6p6

7s2

5f14

6d10 6f14

Regla de Aufbau

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1s2

2s2

7p6

Configuración electrónica extendida de Aufbau

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p6,6s2,4f14,5d10,6p6,5f14,6d10,7s27p6,6f14

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1s

1s2

2s

2s2

2p

x

2py

2pz

3s

2p6“Visualización” de los orbitales

3s2 3px3p

y3p

z

3s2 3p6

4s

4s2

4s

3dxy

3dy 2

3dx2-y2

3dz2

3d10...

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Principio de exclusión de Pauli

Principio de exclusión de Pauli: un orbital puede estar ocupado sólo por dos electrones con spin

antiparalelo.

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Regla de Hund

Regla de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales con más de un subnivel

energético, los electrones ocupan orbitales diferentes y con espines paralelos (ver ejemplo

siguiente):

N7

1s 2s 2px 2py 2pz

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Notación de la configuración electrónica

El Hidrogeno, cuyo numero atómico es 1, tiene un solo electrón en el orbital de mas baja energía: 1s. Entonces su configuración electrónica se

escribe así:

H 1s1

El Helio, cuyo numero atómico es 2, tiene dos electrones, y por tanto también ocupan el

orbital de mas baja energía: 1s. Entonces su configuración electrónica se escribe así:

He 1s2

El Litio tiene tres electrones. Su tercer electrón ya ocupa el siguiente nivel de energía, el orbital 2s.

Entonces su configuración electrónica se escribe así:

Li 1s22s1

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l 3210n

1

2

3

4

5

6

7

2p6

3s2 3p6

4s2

3d10

4p6

5s2

4d10

5p6

6s2

4f14

5d10

6p6

7s2

5f14

6d10 6f14

Regla de Aufbau

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1s2

2s2

7p6

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Configuraciones electrónicas de los gases nobles

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2He:1s2

10Ne:1s2,2s2,2p6

18Ar: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6

36Kr:1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6

54Xe:1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p6

86Rn:1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p6,6s2,4f14,5d10,6p6

Configuración electrónica de los gases nobles

= [2He]

= [10Ne]

= [18Ar]

= [36Kr]

= [54Xe]

= [86Rn]

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Ejercicios

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos:

Be4 B

5C6

F9 Ca20 Rb

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