Estructura electrónica del

átomoUnidad II, tema 2

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Índice

2.2 Estructura electrónica del átomo2.2.1 Fundamentos de la teoría cuántica ondulatoria2.2.2 Principios de la teoría cuántica2.2.3 Números cuánticos2.2.4 Configuración electrónica

Regla de Auf-Bav Regla de HundElectrón diferencial

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En el siglo XIX los intentos para comprender el comportamiento de los átomos y de las moléculas no fue exitoso del todo. La física clásica asumía que los átomos y las moléculas emitían o absorbían cualquier cantidad de energía radiante.Planck (1900) proponía que los átomos y las moléculas emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas como pequeños paquetes o cúmulos.Cuanto es la mínima cantidad de energía (E=hv) que se puede emitir o absorber en forma de radiaciones electromagnéticas. H: constante de Planck , v es la frecuencia de radiación

Fundamentos de la teoría cuántica ondulatoria

sJx 341063.6

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En 1905 Albert Einstein utilizó la teoría cuántica de Planck para resolver el misterio del efecto fotoeléctrico. Efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima, y que se conoce como frecuencia de umbral.El número de electrones liberados era proporcional a la intensidad (brillantes) de la luz.Los electrones no se liberaban cuando la frecuencia no llegaba al umbral.Einstein dedujo que cada una de las partículas de luz (fotones) debe poseer una energía E (E=hv).la luz posee propiedades tanto de partícula como de onda.

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Las investigaciones de Einstein prepararon el camino para resolver otro “misterio” de la física del siglo XIX: los espectros de emisión de los átomos (espectros continuos o de líneas de radiación emitida por las sustancias).Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas características de un espectro atómico se emplean en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, de la misma forma en que las huellas digitales sirven para identificar a una persona.En 1913 Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno.

Teoría de Bohr

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Los electrones se movían en orbitas circulares Cada orbita tiene una energía particular

(cuantizada) Demostró que las energías que tiene el electrón en

el átomo de hidrógeno están dadas por: = constante de Rydberg = n = número cuántico principal - indica que la energía del electrón del átomo es

menor que la energía del electrón libre (0) Cuando n=1, estado energético más estable

(estado fundamental o nivel basal), estado de energía más bajo.

Emisión del átomo de hidrógeno

)1

(2n

RE Hn

HR Jx 181018.2

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En 1924 Louis de Broglie dio respuesta al por qué las energías del electrón de hidrógeno eran cuantizadas.De Broglie razonó que si las ondas luminosas se comportan como una corriente de partículas (fotones), quizá las partículas como los electrones tuvieran propiedades ondulatorias.Un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria. Cuanto mayor sea la frecuencia de vibración, menor la longitud de la onda estacionaria y mayor el número de nodos.Como la energía del electrón depende del tamaño de la orbita se debe de cuantizar.

Naturaleza dual del electrón

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Clinton Davisson, Lester Germer y G. P. Thompson demostraron que los electrones poseen propiedades ondulatorias.Werner Heisenberg formuló la teoría principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.En 1926 Erwin Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas en general; incorpora el comportamiento de partícula (masa), como el de onda (función de onda) que depende de la ubicación del sistema en el espacio.

Mecánica cuántica

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Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en la física y la química, ya que dio inicio un nuevo campo, la mecánica cuántica (mecánica ondulatoria). de 1913 a 1926 se le conoce como “vieja teoría cuántica”La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de energías que puede ocupar el electrón del átomo de hidrógeno e identifica las respectivas funciones de onda. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos.

Mecánica cuántica

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Para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y otros átomos, la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos (derivados de la ecuación de Schrödinger):

Número cuántico principal Número cuántico del momento angular Número cuántico magnético Número cuántico de espín

Números cuánticos

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El número cuántico principal (n) puede tomar

valores enteros de 1, 2, 3, … etc. Define la energía de un orbital Se relaciona con la distancia promedio del

electrón al núcleo en determinado orbital Cuanto mayor es el valor de n, mayor es la

distancia entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y en consecuencia el orbital es más grande.

Número cuántico principal

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Expresa la forma de los orbitales Los valores de l dependen del valor del número

cuántico principal, n. L tiene los valores posibles de 0 hasta n-1 El valor de l se designa con las letras s, p, d, f, g, h, ……

La secuencia especial de letras s, p, y d tiene origen histórico: Líneas finas (sharp) s Líneas difusas d Líneas intensas o principales p

Número cuántico del momento angular l

l 0 1 2 3 4 5Nombre

del orbital

s p d f g h

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Describe la orientación del orbital en el

espacio Depende del valor que tenga el número

cuántico del momento angular Para cierto valor de l existen (2l+1)

valores enteros de m El número de valores que tenga m indica

el número de orbitales presentes en un subnivel

Número cuántico magnético

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Define el giro del electrón En sentido de las manecillas del reloj En sentido contrario a las manecillas del reloj

Toma valores de +1/2 o -1/2 El movimiento del espín es aleatorio Los electrones presentes en el átomo:

La mitad gira en una dirección y se desvían en un sentido

La otra mitad gira en sentido opuesto y se desvían en sentido opuesto

Número cuántico de espín

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Es la manera en que están distribuidos

los electrones entre los distintos orbitales atómicos

También es posible representarla por medio de un diagrama de orbital que muestra el espín del electrón

Se puede determinar a partir del Principio de Exclusión de Pauli

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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Establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismo cuatro números cuánticos

Principio de exclusión de Pauli

Sustancias

Diamagnéticas

Espines apareados o antiparalelos

Efectos magnéticos cancelados

Repelidas por un imán

Paramagnéticas

Contienen espines no apareados

Atraídas por imán

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Establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelosEjemplo: Configuración electrónica del carbono (Z=6)

1s 2s 2p 2pConfiguración electrónica del nitrógeno (Z=7)

1s 2s 2p 2p 2p

Regla de Hund

222 221 pss

322 221 pss

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Establece que cuando los protones se

incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos.

Principio de Aufbau