El átomo

U.D. 1: U.D. 1: pg 28pg 28

““ESTRUCTURA ATÓMICA”ESTRUCTURA ATÓMICA”

1. Primeros modelos atómicos1. Primeros modelos atómicos

….ÁTOMO.... ¿ Cuándo se habla del átomo por primera vez?

1. Primeros modelos atómicos1. Primeros modelos atómicos

Demócrito de Abdera

Siglo V a. C.

La idea de que la materia está constituida por átomos surge por 1ª vez en Grecia

• Leucipo pensaba que si dividiéramos la materia en partes cada vez más pequeñas obtendríamos un trozo que no se podría cortar más.

• Demócrito llamó a estos trozos á-tomos ("sin división").

Leucipo Demócrito

(Maestro y discípulo)

Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia estaría formada por : aire, agua, tierra y fuego. Esta teoría fue aceptada durante muchos siglos y la teoría atomista olvidada….¿ Hasta cuando?

En 1808 JOHN DALTON publica su teoría atómica ( que había sido formulada en 1803)

Para formularla se basó en las leyes ponderales:

Laboratorio de Lavoisier

(finales del s XVIII)

Leyes ponderales:

Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa (1789)

Ley de Proust o de las proporciones definidas (1801)

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples (1803)

Ley de Richter o de las proporciones recíprocas (1792)

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2.- Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos en masa y propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, tienen masas diferentes y distintas propiedades químicas.

4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir

entre los distintos elementos

1.1. MODELO ATÓMICO DE DALTON

1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

DEMÓCRITO….S. V a. C ….a-tomo ( sin partes) DALTON……….1808….Teoría atómica…… átomo= partícula indivisible

Indicios de que el átomo no es indivisible:

Estudios de electricidad y electroquímica

Rayos α

Estudios sobre la radiactividad natural Rayos β

Rayos γ

Investigaciones con los tubos de descarga

Thomson y el tubo de rayos catódicos

J.J. Thomson (1856 - 1940) Físico británico.

Tubo de descarga

1897 …..Descubrimiento del electrón

J.J. Thomson

Rayos canales

Eugen Goldstein (1886) llevó a cabo experimentos con el tubo de crookes con un cátodo metálico lleno de orificios. Goldstein observó no solo la corriente de electrones emitidos por el cátodo, sino además unos rayos positivos (rayos canales) en la región detrás del cátodo

Descubrimiento del protón

Goldstein (1886) Rutherford(1918)

Generalmente se le acredita a Ernest Rutherford el descubrimiento del protón. En el año de 1918 Rutherford encontró que cuando se disparabann partículas alfa contra gas NITRÓGENO, se mostraban signos de núcleos de HIDRÓGENO. Rutherford determinó que el único sitio del cual podían provenir estos núcleos era del nitrógeno.. Rutherford sugirió que el núcleo de hidrógeno, que para la época se sabía que su Z= 1, debía ser una partícula fundamental.Antes que Rutherford, Eugene Goldstein, había observado rayos canales compuestos de iones cargados positivamente en 1886.

http://es.wikipedia.org/wiki/Ernest_Rutherford

http://es.wikipedia.org/wiki/Goldstein

http://es.wikipedia.org/wiki/Goldstein

http://es.wikipedia.org/wiki/Rayos_canales

mg = qE

Experiencia de la gota de aceite de Millikan (1909)

Midió la carga de las gotas y suponiendo que ésta sería un múltiplo de la carga elemental, dedujo la carga del electrón, y como se conocía la relación q/m, también la masa.

James Chadwick

Bombardeó Bombardeó BERILIOBERILIO con con partículas partículas αα y detectó por primera vez los NEUTRONES, y detectó por primera vez los NEUTRONES, ya predichos por RUTHERFORDya predichos por RUTHERFORD

1932…..Descubrimiento del neutrón

MASA Y CARGA de las partículas subatómicas

melectrón= 9,109534·10-31 Kg qelectrón= - 1,602189·10-19 C

mprotón= 1,672649·10-27 Kg qprotón = + 1,602189·10-19 C mneutrón= 1,674954·10-27 Kg qneutrón= 0 C

Masa relativa ( u) Carga relativa

Electrón (1/1840 ) ≈ 0 -1 Protón 1 +1 neutrón 1 0

QuarksQuarks

Hay seis tipos distintos de quarks:"up" (arriba), "down" (abajo), "charm" (encanto),"strange" (extraño), "top" (cima) y "bottom" (fondo).

La teoría de Gell-Mann aportó orden al caos que surgió al descubrirse cerca de 100 partículas en el interior del núcleo atómico. Esas partículas, además de los protones y neutrones, estaban formadas por otras partículas elementales llamadas quarks.

Murray Gell-Mann Premio Nobel de Física en 1969

http://es.wikipedia.org/wiki/Quark

Descubrieron la libertad asintótica que afirma que mientras más próximos estén los quarks menor es la interacción fuerte entre ellos; cuando los quarks están extremadamente próximos la interacción nuclear entre ellos es tan débil que se comportan casi como partículas libres.

PREMIOS NOBEL DE FÍSICA 2004

David J. Gross / David Politzer /Frank Wilczek

http://es.wikipedia.org/wiki/Quark

http://es.wikipedia.org/wiki/Interacci%C3%B3n_fuerte

1808

1897

1910

1919

1932

1970

MODELOS ATÓMICOS

1.2. MODELO ATÓMICO DE THOMSON

El modelo atómico de Thomson postula que el átomo se compone de una esfera cargada positivamente en la que reside la mayor parte de la masa del átomo y sobre la cual se incrustan los electrones.

(aún no se ha descubierto el neutrón)

Puding de pasas

1.3. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Ernest Rutherford(Nueva Zelanda, 1871-Londres, 1937)

Tras licenciarse, en 1893, en Nueva Zelanda se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de JJ. Thomson.

Experimento de Rutherford

· La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina de oro sin sufrir ninguna desviación.· Muy pocas (una de cada 10.000 aproximadamente) se desviaban.· En rarísimas ocasiones las partículas a rebotaban

”ES LO MÁS INCREIBLE QUE ME HA SUCEDIDO EN MI VIDA. CASI TAN INCREIBLE COMO SI AL DISPARAR BALAS CONTRA UN PAPEL DE SEDA, ALGUNAS SE VOLVIERAN CONTRA USTED”

INTERPRETACIÓN DEL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

1.3. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Según el modelo atómico de Rutherford (1871-1937), el átomo está formado por una esfera en la que se concentra casi toda la masa del sistema (protones y neutrones) y en torno a la cual giran unas partículas (electrones) de la misma manera que lo hacen los planetas en torno al Sol. Los protones del núcleo se encuentran cargados positivamente y los electrones negativamente.

2

2 ··rqqk

rvm

FF

enúcleoee

ec

Cualquier distancia es válida

Z=Número atómico = número de protones = nº electrones en el átomo neutro

A= Número másico= nº protones + nº neutrones

11 p, 11 e, 12 n

Los Isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones .

Isótopos del hidrógeno

Los Isótopos son átomos con el mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A).

HHH 31

21

11

Masa isotópica media

Fallos del Modelo atómico de Rutherford

Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell. Según ellas una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría

No explicaba los espectros atómicos.

2. ANTECEDENTES DEL MODELO 2. ANTECEDENTES DEL MODELO ATÓMICO DE BOHRATÓMICO DE BOHR

1. Teoría fotónica de Planck

2. El efecto fotoeléctrico

3. Los espectros atómicos

1. Teoría fotónica de PlanckMax Planck trabajó sobre la radiación del cuerpo negro

Todos los cuerpos emiten continuamente energía en forma de calor y absorben continuamente energía. En estado de equilibrio térmico, la cantidad de energía perdida por segundo ha de ser igual a la cantidad de energía ganada en ese tiempo.

Definimos como cuerpo negro a aquél que absorbe toda la energía que incide sobre él .Por lo tanto el cuerpo negro será un emisor perfecto.

El cuerpo negro es un caso ideal, pero podemos aproximarnos si hacemos un pequeño orificio en una cavidad pintada con negro : la energía que incida en el orificio penetra en su interior y, tras muchas reflexiones en las paredes, prácticamente toda ella es absorbida, no saliendo ninguna al exterior.

Planck encontró que a medida que aumentaba la temperatura del cuerpo negro, las radiaciones que emitía eran de mayor intensidad y tenían un frecuencia mayor.( no se esperaba que cambiara la frecuencia).

Conclusión de Planck:

La radiación electromagnética es emitida en forma de paquetes de energía, cuantos de radiación o fotones, cuya energía depende de la frecuencia de la radiación según la expresión

Siendo ·hE

1

34

...

·10·63,6

sHzfrecuencia

sJPlanckdecteh

cuantodelEnergíaE

La Luz es una radiación electromagnética

La radiación electromagnética está compuesta por un campo eléctrico y un campo magnético que se propagan vibrando en direcciones perpendiculares.

LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

T1

ccT

cluzvelocidad ·

T1

c

ondadelongitudluzladevelocidadc

periodoTfrecuencia

El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por un metal cuando sobre su superficie incide una radiación electromagnética de determinada longitud de onda.

2. El Efecto fotoeléctrico

El efecto fotoeléctrico fue observado por 1ª vez por Hertz en 1887 y explicado por Einstein en 1905, basándose en la teoría de Planck.

Si la frecuencia de la radiación incidente está por debajo de una determinada FRECUENCIA UMBRAL , no se produce efecto fotoeléctrico ( no se arrancan electrones del metal).

Superada esta frecuencia umbral , la energía cinética de los electrones arrancados es proporcional a la frecuencia de la radiación incidente.

En resumen:

Una radiación luminosa puede arrancar electrones a un metal y producir una corriente eléctrica si la energía de sus fotones supera un valor mínimo que depende del elemento metálico. Superada esta energía umbral , la intensidad de la corriente producida es proporcional a la intensidad de la radiación luminosa.

Para explicar el efecto fotoeléctrico Einstein supuso que los electrones de los átomos del metal se encuentran en diferentes niveles de energía.

Una radiación incidente consigue extraer electrones del metal cuando los fotones incidentes logran vencer la energía que los mantenía unidos al núcleo y dotarlos de energía cinética.


Un espectro no es más que la separación de las diversas radiaciones sencillas que integran una radiación compleja.


El arco iris es un espectro de la luz visible que, al atravesar pequeñas gotas de agua, sufre una refracción y se dispersa

El espectro electromagnético

Abarca todas las frecuencias posibles y se divide en diversas zonas

UV: El Sol es la fuente principal. Se filtra en parte por la capa de ozono.

IR: invisible para el hombre. La emiten los cuerpos calientes

MicroondasHornos, Fisioterapia

Ondas radio y TV

Telecomunicaciones

R X exploraciones médicas, estructuras

Rayos γ Radiactividad:

Espectro electromagnético

Hidrógeno

ESPECTROS DE EMISIÓN

Cuando un elemento en estado gaseoso se calienta o se «excita» por medio de una descarga eléctrica, emite luz.

Si esa luz emitida se hace pasar por un prisma, se descompone en radiación luminosa de diferentes colores que pueden recogerse en una pantalla en forma de rayas luminosas de distinta intensidad y grosor.

ESPECTROS DE EMISIÓN

ESPECTROS DE ABSORCIÓN

Si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo .

Berilio

Helio

Hidrógeno

Litio

Carbono

ESPECTROS DE ABSORCIÓN

Sodio

Bombilla bajo consumo Bombilla retroproyector

fluorescente

ESPECTROSCOPIO

Son aparatos que dispersan la radiación incidente

ESPECTRÓGRAFOS: Su estructura es similar a la del espectroscopio, sustituyendo el ocular por una cámaraRegistran fotográficamente, o por medio de detectores fotosensibles, las diferentes componentes del espectro.

ESPECTRÓMETROS

Existe un espectrómetro especializado en cada tipo de medición

En 1885, el físico suizo Balmer, al estudiar las líneas del espectro del hidrógeno en la zona visible, consiguió deducir una fórmula, que lleva su nombre, y que permite obtener, en forma sencilla, las longitudes de onda de aquéllas:

Cuando se estudió el espectro del hidrógeno en las zonas del infrarrojo y del ultravioleta se encontraron nuevas series espectrales a las que se dio el nombre de sus descubridores.

Posición relativa de las series espectrales del átomo de hidrógeno

Series espectrales , pg 38

2

1411

nR

R = constante de Rydberg n toma los valores 3,4,5,6...

Los espectroscopistas dedujeron la ecuación general, conocida como fórmula de Rydberg

Series espectrales

2

221

111nn

R

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:

· Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.· Serie Balmer: zona visible del espectro.· Serie Paschen zona infrarroja del espectro.· Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.· Serie Pfund: zona infrarroja del espectro.

2121

-1,6m10.967.757 Rydberg de constantennenterosvaloresnyn

R

3. MODELO ATÓMICO DE BOHR3. MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

Niels Bohr; Copenhague, 1885 - 1962

3. MODELO ATÓMICO DE BOHR3. MODELO ATÓMICO DE BOHR

Bohr postuló su modelo en 1913 basándose en las ideas cuánticas de

Planck y Einstein, pero conservando muchas características clásicas.

Bohr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales. La justificación del modelo es a

posteriori.

Postulados del modelo atómico de BohrPostulados del modelo atómico de Bohr

Primer postuladoPrimer postulado

Segundo postuladoSegundo postulado

Tercer postuladoTercer postulado

ÓRBITAS CUANTIZADAS

2

2 ··rqqk

rvm

FF

enúcleoee

ec

Estudio de las órbitas de Bohr

Combinando:

2·· hnrvm ee

es posible obtener el radio y la energía de las órbitas permitidas.

Resultados: 02·529,0 Anr

pc EEE

2

1n

bE b= valor absoluto de la energía de la 1ª órbita

El modelo de Bohr explica la existencia de los espectros discontinuos.

Cuando un gas se "excita", lo que está ocurriendo es que la energía que aportamos la ganan los átomos de ese gas, cuyos electrones "saltan" a órbitas más alejadas del núcleo.

Como esta situación es inestable, casi inmediatamente los átomos pierden esa energía, para lo cual, los electrones vuelven a su órbita inicial y se emite radiación electromagnética (luz). La "caída" hacia la orbita más estable la pueden hacer directamente, en un único salto, o escalonadamente, pasando por órbitas intermedias. En cualquier caso, cada vez que un electrón "cae" desde una órbita a otra más interna, se emite un fotón.

3.3. Interpretación de los espectros según el modelo de Bohr

Descripción de varias transiciones ( espectro visible, Balmer) del átomo de hidrógeno

Series espectrales.· Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.· Serie Balmer: zona visible del espectro.· Serie Paschen zona infrarroja del espectro.· Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.· Serie Pfund: zona infrarroja del espectro.

El modelo de Bohr posibilita la deducción teórica de la fórmula que Balmer y Rydberg hallaron de modo empírico

2

221

111nn

R

partidadenivelnllegadadeniveln

2

1

44. LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR. LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR

Se aplica bien al átomo de hidrógeno ( 1 electrón) pero no a los átomos polielectrónicos.

Con los avances en espectroscopía aparecen más rayas espectrales, que Bohr no puede explicar.

Establece órbitas estacionarias pero no justifica el por qué.

Los principios de la mecánica cuántica ( dualidad onda-partícula y principio de incertidumbre) terminan con la idea de “órbita” como lugar concreto.

4.1. MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD4.1. MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD

En el año de 1916 Sommerfeld hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

Los electrones se mueven alrededor del nucleo en orbitas circulares. Pero a partir del segundo nivel energético existen 2 o más subniveles.Siempre hay una órbita circular, pero también órbitas elípticas.

Introduce el número cuántico secundario o azimutal “l”. l= 0,1,…(n-1)

4.1. Efecto Zeeman y de espín4.1. Efecto Zeeman y de espín

Foto tomada por Zeeman ( 1896)Arriba aparece la linea sin ser afectada por el campo magnetico y abajo la division de la misma por efecto del mismo.

El "efecto Zeeman" es el desdoblamiento de las rayas espectrales debido a la presencia de un fuerte campo magnetico .

Zeeman( Holanda)

Efecto ZeemanEfecto Zeeman

Cuando se obtiene el espectro del átomo de hidrógeno mientras el gas está dentro de un campo magnético se observa un desdoblamiento de las líneas. Este fenómeno desaparece al desaparecer el campo magnético por lo que no se debe a que existan nuevos estados distintos de energía del electrón, sino que está provocado por la interacción del campo magnético externo y el campo magnético que crea el electrón al girar en su órbita.

Se creo un nuevo número cuántico magnético m=-l,...,-1,0,1,...,+l

Para determinar pues la posición del electrón en el átomo de hidrógeno hay que dar 3 números cuánticos: n, l, m.

Zeeman descubre el efecto

Lorentz lo explica

Este problema se solucionó pensando que para algunas de las órbitas de Sommerfeld existen varias orientaciones posibles en el espacio que interaccionan de forma distinta con el campo magnético externo.

Efecto de espín Efecto de espín 19221922

Al perfeccionar los espectroscopios y analizar los espectros obtenidos por el efecto Zeeman, se comprobó que cada línea eran en realidad dos líneas muy juntas. Esto se llamó efecto Zeeman anómalo, y si desaparecía el campo magnético externo también desaparecía este efecto.

Se creó un nuevo número cuántico s, o número de spin (giro), al que se le dio 2 valores: s=+1/2,-1/2

Para describir la posición de un electrón se necesitan 4 números cuánticos: (n,l,m,s).

Se explicó admitiendo que el electrón puede girar sobre sí mismo y hay dos posibles giros, que interaccionaban de forma distinta con el campo magnético externo y que por eso cada línea se desdoblaba en dos.

44. LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR. LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR

Se aplica bien al átomo de hidrógeno ( 1 electrón) pero no a los átomos polielectrónicos.

Con los avances en espectroscopía aparecen más rayas espectrales, que Bohr no puede explicar.

Establece órbitas estacionarias pero no justifica el por qué.

Los principios de la mecánica cuántica ( dualidad onda-partícula y principio de incertidumbre) terminan con la idea de “órbita” como lugar concreto.

Los modelos mecánico-ondulatorios están basados en los principios de la MECÁNICA CUÁNTICA:

La dualidad onda-corpúsculo

El principio de incertidumbre

55. LOS MODELOS MECANOCUÁNTICOS. LOS MODELOS MECANOCUÁNTICOS Pg 46

5.1. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA: Hipótesis de De Broglie(1924) 5.1. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA: Hipótesis de De Broglie(1924)

Louis-Victor de Broglie

(1892-1987)

Físico francés

Toda la materia presenta características tanto ondulatorias como corpusculares comportándose de uno u otro modo dependiendo del experimento específico .

http://es.wikipedia.org/wiki/Louis-Victor_de_Broglie



http://es.wikipedia.org/wiki/1892

http://es.wikipedia.org/wiki/1987

Un mismo fenómeno puede tener dos percepciones distintas.

5.1. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA: Hipótesis de De Broglie (1924) 5.1. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA: Hipótesis de De Broglie (1924)

La luz era considerada una partícula ( efecto fotoeléctrico, fotones…) y una onda (difracción, interferencias….)

En 1923 De Broglie hizo extensivo este doble carácter a toda la materia, ( también al electrón) asociando una onda a cualquier partícula en movimiento.

Hipótesis de De Broglie:

Toda partícula que se mueve lleva asociada una onda cuya longitud de onda es

mvh

5.1. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA: Hipótesis de De Broglie (1924) 5.1. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA: Hipótesis de De Broglie (1924)

La hipótesis fue confirmada experimentalmente en 1927 cuando se consiguió la difracción de electrones

La idea más básica de un modelo mecano-ondulatorio parte del átomo de Bohr y supone que:

Solo resultan estables las órbitas cuya trayectoria es un nº entero de λ asociada al electrón.

5.2. Principio de incertidumbre de Heisenberg . 19275.2. Principio de incertidumbre de Heisenberg . 1927

“No es posible conocer simultáneamente y con total precisión la posición y la velocidad del electrón”

Δx = incertidumbre de una medida de la posición

Δp = incertidumbre de la cantidad de movimiento ( p = m·v )

4· hpx

El mero hecho de medir provoca una incertidumbre en la magnitud medida.

La Mecánica Cuántica , a partir de estas hipótesis, trata al

electrón como una onda, renunciando a cualquier intento de

especificar con exactitud su posición en un momento dado.

A escala subatómica, los estados de los sistemas son difusos, es decir, sus propiedades no están bien definidas.

5.3. La ecuación de onda de Schrödinger ,19265.3. La ecuación de onda de Schrödinger ,1926

Una función de onda Ψ describe el estado del electrón en función de las coordenadas x, y, z, y el tiempo.

La ecuación de onda de Schrödinger permite determinar la función de onda Ψ, aunque hoy día solo de forma aproximada para un electrón.


.. función de onda que describe el comportamiento ondulatorio del electrón

2

..función densidad de probabilidad. Indica la probabilidad de encontrar el electrón en una región del espacio.

Orbital…es una solución de la ecuación de onda aplicada a un átomo.

Orbital…es una región del espacio donde existe una probabilidad muy alta de encontrar a un electrón de una determinada energía.


Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Orbitales atómicos

Sección de :

una nube de carga completa ( probabilidad aprox 100%)

una nube de carga truncada ( probabilidad aprox 90%)

Al resolver esta ecuación diferencial aparecen los 4 números cuánticos, que ya habían aparecido al explicar los espectros.

5.4. Significado de los números cuánticos5.4. Significado de los números cuánticos

Valores permitidospara n: números enteros 1, 2, 3,.

para l: números enteros desde 0 hasta (n-1)

para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0

para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

n: número cuántico principal

l: número cuántico del momento angular orbital ( secundario o azimutal)

m: número cuántico magnético

s: número cuántico del spin electrónico.

• Si l= 0 el orbital es del tipo s• Si l= 1 p• Si l = 2 d

• Si l= 3 f

Valor de n Valor de l Tipo de orbital

1 0 1s

20 2s

1 2p

3

0 3s

1 3p

2 3d

4

0 4s

1 4p

2 4d

3 4f

n...número cuántico principal.. 1,2,3...n Cada valor designa un nivel . Está relacionado con el tamaño del orbital.

l..número cuántico secundario o azimutal.... 0 ..hasta (n-1) Cada valor designa un subnivel. Determina la forma del orbital atómico. l=0 orbital s // l=1 orbital p // l=2 orbital d // l=3 orbital f. m..número cuántico magnético m= -l.....0....+l . Está relacionado con la orientación del orbital en el espacio.

s..número cuántico de spín Sólo puede tomar dos valores +1/2 y –1/2 Está relacionado con el giro del electrón sobre su eje.

n l m s nº orbitales en cada subnivel (2l+1) nº orbitales en cada nivel

energético (n2) 1 0 0 +1/2 1s2 2·0 +1 = 1 12 =1 2 0

1

0

-1 0

+1

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

2s2

2p6

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

22 = 4

3 0 1 2

0

-1 0

+1

-2 -1 0

+1 +2

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

+1/2+1/2 +1/2+1/2+1/2

3s2

3p6

3d10

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

2·2 +1 = 5

32 =9

4 0 1 2 3

0

-1 0

+1

-2 -1 0

+1 +2

-3 -2 -1 0

+1 +2 +3

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

+1/2+1/2 +1/2+1/2+1/2

+1/2 +1/2+1/2+1/2+1/2 +1/2+1/2

4s2

4p6

4d10

4f14

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

2·2 +1 = 5

2·3 +1 = 7

42 =16

n define un nivel energético n l definen un subnivel n l m definen un orbital n l m s definen un electrón





energético (n2) 1 0 0 +1/2 1s2 2·0 +1 = 1 12 =1 2 0

1

0

-1 0

+1

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

2s2

2p6

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

22 = 4

3 0

1

2

0

-1 0

+1

-2 -1 0

+1 +2

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

+1/2+1/2 +1/2+1/2+1/2

3s2

3p6

3d10

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

2·2 +1 = 5

32 =9

4 0

1

2

3

0

-1 0

+1

-2 -1 0

+1 +2

-3 -2 -1 0

+1 +2 +3

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

+1/2+1/2 +1/2+1/2+1/2

+1/2 +1/2+1/2+1/2+1/2 +1/2+1/2

4s2

4p6

4d10

4f14

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

2·2 +1 = 5

2·3 +1 = 7

42 =16






energético (n2) 1 0 0 +1/2 1s2 2·0 +1 = 1 12 =1 2 0

1

0

-1 0

+1

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

2s2

2p6

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

22 = 4

3 0 1 2

0

-1 0

+1

-2 -1 0

+1 +2

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

+1/2+1/2 +1/2+1/2+1/2

3s2

3p6

3d10

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

2·2 +1 = 5

32 =9

4 0 1 2 3

0

-1 0

+1

-2 -1 0

+1 +2

-3 -2 -1 0

+1 +2 +3

+1/2

+1/2+1/2 +1/2

+1/2+1/2 +1/2+1/2+1/2

+1/2 +1/2+1/2+1/2+1/2 +1/2+1/2

4s2

4p6

4d10

4f14

2·0 +1 = 1

2·1 +1 = 3

2·2 +1 = 5

2·3 +1 = 7

42 =16


5.5. Forma espacial de los orbitales5.5. Forma espacial de los orbitales

ORBITAL s

ORBITALES p

ORBITALES d

ORBITALES d

ORBITALES f

2. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Pg 61

La distribución electrónica o configuración electrónica indica cómo están distribuidos los electrones en la corteza del átomo.

Para determinar la configuración electrónica nos basamos en:

Principio de exclusión de Pauli.

Principio de mínima energía de Aufbau

Principio de la máxima multiplicidad de Hund

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.En consecuencia, en cada orbital solo puede haber, como máximo, dos electrones

Nº máximo electrones en cada capa =22n

1ª capa….2 electrones

2ª capa….8 electrones

3ª capa…18 electrones….

PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA

Los electrones se disponen en los orbitales atómicos en orden de menor a mayor energía

Principio de Aufbau:La energía de un orbital será menor cuanto menor sea la

suma de los números cuánticos principal n y azimutal l (n + l). Si la suma es igual, tendrá menor energía el orbital con

menor número cuántico principal n.

• Se rellenan primero los niveles con menor energía.•No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

El diagrama de Moeller permite visualizar de forma gráfica y rápida el principio de Aufbau.

3d n+l = 3 + 2 = 5

4s n+l = 4 + 0 = 4

PRINCIPIO DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

Cuando en un nivel electrónico hay varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando en ellos de manera que estén lo más desapareados posible

¿?

PRINCIPIO DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

Cuando en un subnivel existen varios orbitales, éstos son primeramente semiocupados con un electrón manteniendo sus spines paralelos (electrones desapareados), y el emparejamiento de electrones empieza cuando todos los orbitales están semiocupados.

Cuando en un nivel electrónico hay varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando en ellos de manera que estén lo más desapareados posible

CORRECTO

1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 f

Ener

gía

4 s 4 p 3 d

5 s5 p

4 d

6s6 p

5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½

ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES

Z = 6 Carbono C:

Z = 17 Cloro Cl:

Z = 20 Calcio Ca:

Z = 26 Hierro Fe:

Z = 35 Bromo Br:

Ejemplos de configuraciones electrónicas

Z = 6 Carbono C: 1s2 2s2 2p2

Z = 17 Cloro Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Z = 20 Calcio Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Z = 26 Hierro Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Z = 35 Bromo Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

(ordenadas)

Escribir la configuración electrónica del plomo Z=82

epspss 1833221 62622


262622 433221 spspss


esdpspss 304333221 21062622


2621062622 544333221 spsdpspss


epsdpsdpspss 5455444333221 6210621062622


26210621062622 655444333221 spsdpsdpspss


2210621410621062622 665554444333221 psdpsfdpsdpspss


Configuración electrónica de los iones:

ANIONES: Se añade un nº de electrones igual a la carga del mismo en el orbital que corresponda

CATIONES: Se retira un nº de electrones igual a la carga del mismo del orbital más externo del átomo, una vez ordenado en función de n ( No salen los últimos electrones que han entrado en caso de no coincidir con el orbital de mayor Energía)

521062622 44333221 psdpspss

621062622 44333221 psdpspssBr

Br

2210621410621062622 665554444333221 psdpsfdpsdpspssConfiguración electrónica del plomo Z=82

210621410621062622 65554444333221 sdpsfdpsdpspss

10621410621062622 5554444333221 dpsfdpsdpspss

2Pb

4Pb

11122 22221 zyx pppssN

También nos podemos encontrar:

zyx pppssC 22221 1122

1122 22221 zyx pppssC12222 22221 zyx pppssF

322 221 pss222 221 pss

522 221 pss

222 221 pss

Bohr y Einstein

Bohr y Einstein

Bohr (izquierda) y Heisenberg (centro)

Foto oficial de los asistentes al V Congreso Solvay celebrado en 1927. En ella aparecen las tres generaciones de investigadores que llevaron a cabo el paso desde la Química basada en las teorías clásicas hasta la Química basada en las modernas teorías cuánticas

Foto oficial de los asistentes al V Congreso Solvay celebrado en 1927. En ella aparecen las tres generaciones de investigadores que llevaron a cabo el paso desde la Química basada en las teorías clásicas hasta la Química basada en las modernas teorías cuánticas

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El átomo