Confele1

Estructura electrónica de los
átomos
Estructura electrónica de los
átomos
1.1 Estructura del átomo
1.2 La luz frecuencia cuantos y efecto fotoeléctrico.
1.3 El espectro de hidrogeno. El modelo de Bhor y
sus aplicaciones
1.4 El modelo mecánico cuántico
1.5 El H en el modelo mecano cuántico
1.6 Los átomos poli electrónicos, configuración.
1.7 Periodicidad.
EL CONCEPTO DE ÁTOMO
Los filósofos atomistas: El átomo una cuestión
filosófica.



(460 - 360 AC), Demócrito de Abdera.
(341 - 270 AC), Epicuro de Samos.
(98 - 54 AC) Tito, Lucrecio.
Racionalización del concepto, sin experimentación.
(1800): Dalton
o La materia esta formada por átomos.
o Todos los átomos de un mismo elemento son iguales.
o Elementos diferentes están formados por átomos
diferentes.
o Los compuestos están formados por átomos, de mas de un
elemento .
o Los átomos se combinan en proporciones diferentes para
formar compuestos diferentes.
o Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones
químicas. Tampoco cambian a otro tipo de átomo, solo se
reordenan.
Formulas y símbolos de Dalton 1808
Necesidad de una nueva teoría .
• A finales del siglo XIX, una serie de evidencias
experimentales no podían ser explicados con
las teorías clásicas (Maxwell, Newton):
• La Radiación de cuerpo negro.
• El efecto fotoeléctrico.
• Los espectros de líneas.
Rayos Catódicos
Se Observa que:
o
La luminosidad siempre se produce en la pared frente al cátodo.
o
Son desviados por la acción de campos magnéticos.
o
Bajo un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva.
o
Tienen las mismas características independientemente
• del gas dentro del tubo.
• del metal que constituyen los electrodos.
o Hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria.
Thomson, concluye que:
Están formados por partículas negativas que forman parte de todos los átomos.
Los átomos no son indivisibles. (como proponía el modelo de Dalton).
Radiación del cuerpo negro
Resuelto por Planck en 1900 . La energía y la luz son emitidas o absorbidas
en cantidades discontinuas, unidades de energia llamadas “cuantos”.
El efecto fotoeléctrico.
El desprendimiento de electrones de la
superficie de un metal que se ilumina
con luz de alta frecuencia-.
Resuelto por Einstein en 1905.
Basandose en la teoria de Plank, propone que la luz
esta formada por corpusculos con energia : E=hv
Los corpusculos son fotónes: “partículas” de luz,
que tienen naturaleza de onda y de partícula.
Un metal emite luz
850 – 950°C
1050 – 1150°C
1450 – 1550°C
• Los cuerpos calientes emiten radiación
electromagnética.
• Los cuerpos calientes despiden rayos
infrarrojos.
• Un cuerpo a muy alta temperatura se pone
rojo porque emite luz roja.
• Si la temperatura sube más, el cuerpo se pone
incandescente y emite luz blanca.
Los espectros de líneas de las
especies atómicas.
TEORIA DE M. PLANCK
• Los cuerpos del microcosmos
- electrones, nucleones, átomos y moléculas absorben y emiten luz de manera discontinua, en pequeños
paquetes de energía llamados “cuantos de energía”.
CUANTA (latín QUANTUM “cantidad elemental”)
La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación:
E = hn
Constante de Plank : h = 6.63 x 10-34 J•s
La Luz.
• Frecuencia [υ] ciclos por segundo Hz
• Determina el color de la luz
• La longitud de onda [λ] distancia entre picos
• La relación entre frecuencia y longitud de onda
λ= c/υ ; [c] es la velocidad de la luz
• La luz visible es solo una porción del espectro
electromagnético.
Espectro de absorción del átomo de hidrógeno
en el visible
~ 1850, M. Faraday, descubre los rayos catódicos.
Los rayos catódicos tienen propiedades que son
independientes de la sustancia emisora utilizada, y
responden a campos eléctricos y magnéticos como si tuvieran
carga eléctrica negativa
- 1897, J.J. Thomson
mide la relación carga/masa de las partículas
que constituyen los rayos catódicos. Los denomina electrones.
(Premio Novel de Fisica 1906)
- 1906-1914, R. Millikan,
Experimento de la gota de aceite.
mide la carga del electrón.
EL ELECTRON
• Las partículas de los rayos tienen carga
negativa, -e, y masa, m.
• Relación e/m = 1.759 x 1011
• La relación entre e/m del hidrogeno era 2000
veces mayor al de las partículas.
• O sea, la partícula (electrón) era 2000 veces
mas ligera que el H, o tenía 2000 veces mas
carga.
Radioactividad : Rayos emitidos
EXPERIMENTO DE
RUTHERFORD
Dirige haz de partículas  hacia placa delgada
de oro. La mayoría la atraviesan, otras se
desvían muy poco y el 0.001% son desviadas
en ángulo agudo o regresan.
HIPOTESIS NUCLEAR DE RUTHERFORD
• El átomo tiene espacio vacío.
• Tiene un campo eléctrico muy intenso en una zona
muy reducida de espacio que hace posible el rebote
de algunas partículas .
• (Fue Chadwick en 1932 quien probó que la relación
He:H es 4:1 evidencia del neutron).
Modelo de Rutherford (1911)
Conclusiones a partir de los hallazgos del experimento.
Casi el 100% de la masa atómica (protones y
neutrones) del átomo se encuentra en el núcleo
El núcleo ocupa un volumen muy pequeño
comparado con el volumen ocupado por los
electrones
El conjunto del átomo es eléctricamente neutro
El núcleo
(protones).
concentra
la
carga
positiva
Tamaño
Núcleo
Particulas subatomicas.
• (1897) : electrón - Thomson
• (1860 – 1953) : carga del electrón - Millikan
• (1919) : protón - Rutherford.
• (1932) : neutrón - Chadwick.
Partícula
Masa [uma]
Masa [gr.]
Carga* [coul]
Electrón
0,000549
(5,49 10-4)
9,1095 10-28
-1,6 10-19
Protón
1,00728
1,6726 10-24
1,6 10-19
Neutrón
1,00867
1,6750 10-24 0
Modelos.
• Thomson: Al descubrir el electrón propone
una carga positiva en la que se distribuyen
los electrones con carga negativa.
• Modelo del budín.
• Rutherford (1871-1937): experimento de la
placa de oro. Propuso la existencia del
protón y del neutrón.
Premio nobel en química (1908).
• Modelo nuclear (1911)
Líneas de absorción del H
Espectros de líneas
• 1885. Balmer encontró que las líneas en la región visible del
espectro del hidrógeno responden a la siguiente ecuación:
n  - RH (
1
1
-
22
)
n2
• Posteriormente Lyman generalizó esta expresión:
n  RH (
1
n12
-
1
n2
2
)
1
1
E  - RH (
)
2
2
n1 n2
• Donde RH es la constante de Rydberg (3,29 1015 Hz)
• n1 y n2 son números naturales y distintos de cero (n2 > n1).
Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913)
•
Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del
núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de
líneas.
•
Bohr considera el concepto de cuantización de la energía y propone
un nuevo modelo:
o los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
o solamente están permitidas ciertas órbitas.
o los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren
en una órbita permitida.
o Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a
otra permitida.
Absorción de energia
Emisión de energía
Mayor estabilidad
E3
E2
E1
Cambio de energía en el átomo
E = Efinal - Einicial = E1-E2
E < 0
El átomo pierde energía
Energía del fotón emitido
Efotón = | E| = h
E3
E2
E1
Cambio de energía en el átomo
E = Efinal - Einicial = E3-E2
E>0
El átomo gana energía
Energía del fotón absorbido
Efotón = E = h
¿Qué pasa si Efotón  E?
• Como la energía está cuantizada, la luz emitida o
absorbida aparece en el espectro como una línea.
• Bohr llega, para el Hidrogeno, a la expresion:
E   2.18  10
18
1 

J

n 
2
• n es el número de órbita (número cuántico principal).
n es natural (n=1, 2 , 3, …)
El modelo de Bohr solo explica satisfactoriamente
el espectro del hidrógeno “un solo electron”
(tambien de iones hidrogenoides, 1 electrón).
• La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la
órbita con n=1. Es la más cercana al núcleo.
• Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden
mover entre órbitas emitiendo o absorbiendo “energía
cuantizada”.
• La cantidad de energía absorbida o emitida durante el
movimiento de un electrón entre 2 órbitas
está dada por: E  E f  Ei  hn
• Entonces:
E  hn 
hc


  2.18  10
18
 1
1
J 2  2
n
ni
 f

Si ni > nf, emisión de energía. Si nf > ni, absorción de energía




DIFRACCION DE ELECTRONES
(Experimento de G.P.Thomson)
El Patrón de difracción, con electrones, corresponde
al mismo con rayos X, si la longitud de onda del haz
incidente fuera:
• El comportamiento ondulatorio
del electrón:
Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise de
Broglie (1924) demostró:
h
 
mv
de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula.
Principio de incertidumbre de Heisenberg y Mecánica Cuántica
Indicios:
1. Las partículas de materia tienen una doble naturaleza de corpúsculo
y onda. ¿Hasta qué punto tiene sentido definir una posición y una
velocidad para una onda?
2. La medición de la posición y velocidad de una partícula implica
interaccionar con dicha partícula (por ejemplo con un fotón de luz).
Para partículas muy pequeñas ello implicaría una indeterminación
en la medición de su posición debido a esta interacción.
Heisenberg (1927):
“Es imposible conocer la posición y el momento lineal
de una partícula simultáneamente”
Δp Δx  h/4 π
Δp = incerteza en el
momento
Δx = incerteza en la
posición
El error en la determinación de la posición de una bala
de 1g cuya velocidad se conoce con una precisión de
1 mm s-1 es de 5 · 10-26 m.
El error en la determinación de la velocidad de un
electrón en un espacio unidimensional de anchura
2a0, es 500 kms-1.
Schrödinger, 1927
• Schrödinger describió el comportamiento del
electrón girando alrededor del núcleo, como una
onda y planteó la ecuación de onda.
• El movimiento de una onda se describe
matemáticamente mediante la ecuación de onda.
H ψ = Eψ
•Solo se conoce la solución exacta para el hidrógeno
•El resto se resuelve en forma aproximada.
Para ello se utilizan las funciones de onda encontradas
para el de hidrógeno.
La función de onda que es
solución, se puede expresar en
coordenadas polares:
• Para el átomo de hidrógeno existen infinitas
soluciones de la ecuación de onda
(infinitos estados electrónicos del sistema).
• Estados del sistema. Distintas soluciones que
se obtienen al resolver matemáticamente esta
ecuación.
• Cada estado electrónico está caracterizado por 4
números, los números cuánticos:
n, l, ml, ms
Una función de onda, puede entonces especificarse
en términos de los valores de los números cuánticos
(r,,) = (n,l,ml,ms)
n = principal, determina la energía del electrón en el
átomo de hidrógeno,
puede tomar los valores 1, 2, 3, ...
l = azimutal cuantiza el momento angular orbital,
puede tomar valores de 1, 2, 3,....(n-1).
ml = magnético cuantiza la componente del momento
angular a lo largo del eje z,
puede tomar los valores de l, l-1, l-2, ...0, -1, -2, ....-l.
De la resolución de la ecuación de
Schrödinger, para el átomo de hidrógeno,
aparecen ciertos números que llamamos
números cuánticos.
Los numeros cuanticos:
• Definen la función de onda
• Cuantizan los estados de energía permitidos.
Una función de onda, puede entonces
especificarse en términos de los valores de
los números cuánticos que las definen.
Números cuánticos
•n: principal 1, 2, 3,..., .
•l: azimutal 0, 1,..., n-1.
•ml: magnético –l, -l+1,..., l-1, l.
•ms: spin –1/2, +1/2.
Orbital
Los números cuánticos están relacionados con
distintas propiedades de los estados electrónicos.
La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para
el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el
conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía:
R
E (para el hidrógeno)
n
H
2
Número cuántico n Distancia de e- al núcleo
n = 1, 2, 3, 4, ….
n=1
n=2
n=3
Número cuántico del momento angular l
Dado un valor n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0 o 1
n = 3, l = 0, 1, o 2
l=0
l=1
l=2
l=3
orbital s
orbital p
orbital d
orbital f
“volumen” de espacio que ocupan los e-
l = 0 (orbitales s)
l = 1 (orbitales p)
l = 2 (orbitales d)
Número cuántico magnético ml
Dado un valor de l
ml = -l, …., 0, …. +l
Si l = 1 (orbitales p), ml = -1, 0, o 1
Orientación del orbital en el espacio
Si l = 2 (orbitales d), ml = -2, -1, 0, 1, o 2
número cuántico de spin ms
ms = +½ o -½
ms = +½
ms = -½
Configuración electrónica
Indica en qué orbitales se encuentran los electrones.
Principio de exclusión de Pauli
“En un átomo no puede haber dos e- con los 4 números
cuánticos iguales”.
Regla de Hund
“Cuando se agregan electrones a una subcapa a medio
llenar, la configuración más estable es la que tiene el
mayor número de e- desapareados”.
TÉRMINOS ATÓMICOS
Para el estado basal del átomo de hidrógeno existen dos
posibles estados cuánticos, o microestados,
Dependiendo del espín que tenga el electrón:
n
1
l
0
m
0
Ms 1/2
1
0
0
-1/2
Estos estados se agrupan en un TÉRMINO ATÓMICO.
Dado que l = 0, en ambos, el término se denomina S
y como existen dos posibilidades se nombra "doblete S", 2S
Cuando un electrón ocupa un estado con n = 2
Cuenta con dos microestados si se encuentra en el orbital 2s
y con seis si se encuentra en el orbital 2p,
ya que puede tomar tres valores de m y dos de ms.
• n
• l
• m
• ms
222222
111111
1 0 -1 1 0 -1
1/2 1/2 1/2 -1/2 -1/2 -1/2
Estos dos términos se denominan 2S y 2P respectivamente.
Cuando un e- ocupa un estado con n = 3
existirán los términos 2S, 2P y 2D,
Dependiendo de si electrón ocupa un orbital s, p o d.
El número de estados en cada término es de: dos, seis y diez
respectivamente.
Distribucion electronica en los
orbitales
Orbitales
s (l=0)
Orbitales p (l=1)
ml (-1; 0; 1)
Orbitales d
l
ml
Grupos
Bloque Grupo Nombres
1
Alcalinos
s
2
Alcalino-térreos
p
13
14
15
16
17
18
d
3-12
f
Config. Electrón.
n s1
n s2
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
Elementos de transición
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
n s2(n–1)d1-10
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
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