Teoria Estructura Electronica

TEORIA ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo, y por tanto toda la materia está formado principalmente por tres
partículas fundamentales: electrones, neutrones y protones. El conocimiento
de la naturaleza y la forma en que funcionan es fundamental para comprender las
interacciones químicas.
El átomo es eléctricamente neutro; es decir, el número de electrones fuera del
núcleo es igual a número de protones dentro de él.
El átomo es una estructura infinitamente pequeña: el más ligero es el hidrógeno,
tiene un diámetro aproximado de 10 -10 m.
m
dm
cm
1
0
0
mm
0
µm
000
Milésima
de
milímetro
nm
000
Å
0
10-9 m
La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en
la siguiente tabla.
La masa del electrón es muy pequeña en comparación con la masa del protón o del
neutrón.
La carga del protón es de magnitud igual pero de signo opuesto a la carga del
electrón.
Electrón: Partícula localizada fuera del núcleo atómico, es la unidad de carga
eléctrica negativa, su masa es igual a 9.1 x 10-28 grs. John Thomson en 1897 los
descubrió y midió la relación carga-masa del electrón (e/m).
Protón: Partícula subatómica ubicada en el núcleo con carga igual a la del electrón
pero de signo contrario; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos
atómicos, su masa es 1.67 x 10 -24 gramos. Fue descubierto por Eugene Goldstein
en 1886; el nombre del protón fue dado por Thomson.
La masa de un protón es aproximadamente 1.836 veces la del electrón. Por tanto,
la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo.
El Neutrón: Partícula neutra, sin carga eléctrica localizada en el núcleo atómico, su
masa es de 1.7 x 10 -24 gramos, un poco superior a la del protón. Su existencia fue
sugerida en 1920 por tres físicos de tres países distintos: Rutherford, Masson y
Harkins, pero sólo a fines de 1932 fue descubierto por el físico Inglés James
Chadwik.
Modelo Atómico Actual:
Este modelo se construye a partir de los siguientes supuestos:
a) Debido a que todo electrón en movimiento lleva asociada una onda, el
comportamiento de dicho electrón se describe mediante una ecuación,
llamada ecuación de onda.
b) Puesto que no es posible conocer todo sobre el electrón durante todo el
tiempo se emplearán probabilidades para indicar cuales son sus
propiedades (posición, velocidad, energía).
c) La energía de los electrones está cuantizada, es decir, sólo puede tener
ciertos valores y no puede tener otro.
Las soluciones de la ecuación de onda son varias. Cada una describe una
posible situación en la que puede encontrarse el electrón. Para ello se introducen
ciertos números llamados números cuánticos.
La solución representa la mayor probabilidad de encontrar en una
determinada zona el electrón, cada una de ellas se denomina orbital.
Principio de Incertidumbre:
Debido a su carácter ondulatorio no se puede decir con exactitud en que
punto se encuentra un electrón cuando sigue una trayectoria determinada.
Heisenberg descubrió que cuando más exactamente se conoce la posición de una
partícula, tanto menos se sabe sobre su velocidad y viceversa.
Según la Mecánica Cuántica un electrón va de un lugar a otro como si fuera una
onda y sólo puede hablarse de Probabilidad de encontrado en un punto. La onda
que resume como se desplaza el electrón por el espacio se denomina función de
onda Ψ.
En los átomos las funciones de onda se llaman orbitales atómicos. La ecuación que
debe resolverse para encontrar estos orbitales fue planteada por Schrödinger, quién
observó que cada orbita venía especificado por tres números llamados "Números
Cuánticos".
Números cuánticos
Para describir las características de un electrón situado en un determinado orbital
se necesitan cuatro números cuánticos, que se representan mediante las letras n, l,
m, s.
Los orbitales de un átomo se agrupan en niveles de energía.
El número cuántico principal n indica el nivel de energía al que pertenece.
Torna valores enteros positivos, también nos permite hacer una estimación de la
distancia que se encuentra el electrón del núcleo. Mayor valor de n mayor será
dicha distancia.
El número cuántico l indica el subnivel de energía en el que se encuentra un
orbital. Los valores de 1 dependen de n, puede tomar los valores entre 0 y n-1. Por
ejemplo: n=4, el l puede tomar valores 0,1, 2 y 3. Cada uno de los subniveles se
representa mediante una letra:
l =0 se tiene un orbital s
1 =1 se tiene un orbital p
1 =2 se tiene un orbital d
1 =3 se tiene un orbital f
El número cuántico l nos informa de la geometría del orbital
El número cuántico m ó magnético indica la orientación que presenta los orbitales.
Toma los valores enteros comprendidos entre -l y +l.
Ejemplo: para l= 2 los valores de m son -2, -1, 0, 1 y 2.
El número cuántico s informa sobre el sentido de giro de un electrón cuando se
mueve dentro de un cierto orbital. Toma valores entre -1/2 y +1/2.
N. cuántico (n)
N. Cuántico (l)
n=1
n=2
n=3
orbital
l=0
1s
l=0
2s
l=1
2p
l=0
3s
l=1
3p
l=2
3d
Principio de exclusión de Pauli.
Este principio establece que en un átomo no puede haber dos electrones con
los cuatro números cuánticos iguales.
Ejemplo: Determinar los cuatro números cuánticos para los dos electrones del Litio
(Li: 1s22s1).
Regla de Hund.
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los
siete orbitales f), los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con
sus espines paralelos, es decir, desapareados. Ejemplo:
La estructura electrónica del N7 es: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
Ejemplo representación en notación orbital
EJERCICIOS SOBRE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
EJEMPLO 1. Razona si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en
un estado fundamental o en un estado excitado:
a) ls2 2s2 2p4 3s1 b) ls2 2s2 2p6 3s2 3pl c) ls2 2s2 2p6 2d10 3s2
SOLUCIÓN:
a) Excitado, pues el estado fundamental sería 2p5.
b) Se trata del estado fundamental del átomo de boro.
c) No es posible, pues no existe el orbital 2d.
EJEMPLO 2. Dado el elemento de Z = 19:
a) Escribe su configuración electrónica. b) Indica a qué grupo y periodo pertenece.
c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su
electrón más externo?
SOLUCIÓN:
a) Z = 19 ...1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
b) Es un metal alcalino (grupo I), del cuarto período. Concretamente, es el potasio.
c) n = 4 l = 0 m = 0
s = ½.
EJEMPLO 3. Dadas las configuraciones electrónicas:
A : 1s2 3s1; B : 1s2 2s3;
C : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5;
Indica razonadamente:
D : 1s2 2s2 2px2 2py0 2pz0
a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.
b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.
c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.
SOLUCIÓN:
a) La B porque hay tres electrones en el orbital 2s.
b) La D, porque tiene dos electrones en el orbital 2px y presenta vacíos 2py y 2pz.
c) Tanto A como C, pues poseen dichos electrones en 3s y 3p, respectivamente.
EJERCICIO 4. Un átomo tiene la configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1.
Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El átomo se encuentra en su estado fundamental.
b) Su número atómico es 19.
c) El elemento pertenece a los metales alcalinos.
d) El elemento pertenece al quinto período del sistema periódico.
SOLUCIÓN
a) Falso b) Verdadero c) Verdadero d) Falso (es del cuarto periodo)