Ingeniería Química Química Inorgánica Docente: Ing. Arturo Velazco Bernal ANTOLOGIA DE QUIMICA INORGANICA Grupo: IF-102 1er Semestre Unidad 1Teoría cuántica, estructura atómica y periodicidad. 1.1. Base experimental de la teoría cuántica. 1.1.1 Radiación del cuerpo negro y teoría de Planck. 1.1.2. Efecto fotoeléctrico. 1.1.3. Espectros de emisión y series espectrales. 1.2. Teoría atómica de Bohr. 1.3. Ampliación de la teoría de Bohr, Teoría atómica de Sommerfeld. 1.4. Estructura atómica. 1.4.1. Principio de dualidad del electrón (onda-partícula). Postulado de De Broglie. 1.4.2. Principio de incertidumbre de Heissenberg. 1.4.3. Ecuación de onda de Schrödinger. 1.4.3.1. Significado de la densidad de probabilidad (Ψ2). 1.4.3.2. Solución de la ecuación de onda y su significado físico. Orbitales s,p, d, f. 1.5. Teoría cuántica y configuración electrónica. 1.5.1. Niveles de energía de los orbitales. 1.5.2. Principio de exclusión de Pauli. 1.5.3. Principio de Aufbau o de construcción. 1.5.4. Principio de máxima multiplicidad de Hund. 1.5.5. Configuración electrónica de los elementos. 1.6 Periodicidad y propiedades 1.1. Base experimental de la teoría cuántica. Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el comportamiento de los átomos y de las moléculas no fueron exitosos del todo. La nueva era de la física comenzó en 1900 con el físico alemán Max Planck. Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuantos. Los físicos siempre habían asumido que la energía es un proceso continuo y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física. ENERGÍA RADIANTE. Además de la luz visible, como la que emite el sol o una bombilla incandescente, hay otras formas de energía radiante, los rayos gamma, la radiación ultravioleta y la radiación infrarroja. Cuando la luz blanca de una lámpara incandescente (una bombilla de luz ordinaria) se hace pasar a través de un prisma, se descompone en un espectro continuo o arcoíris de colores. Cuando la luz solar pasa a través de una gota de lluvia, ocurre el mismo fenómeno. Los diferentes colores de la luz representan distintas cantidades de energía radiante. Todos los tipos de energía radiante, también llamada radiación electromagnética, se mueven a través del vacío a una velocidad de 3.00x108 m/s. La radiación electromagnética viaja en ondas, la distancia entre crestas de ondas consecutivas se conoce como longitud de onda, que se representa mediante la letra griega λ (lambda). Al número de crestas que pasan por un punto en particular en 1 segundo se le llama frecuencia, y se representa con la letra griega ν (nu). Longitud de onda. Para que la onda tenga frecuencia alta deberá tener una longitud de onda corta y viceversa. El producto de la frecuencia por la longitud de onda, es igual a la velocidad de la luz (c). λν=c Espectro electromagnético. La frecuencia se expresa en ciclos por segundo, unidad también llamada Hertz. En general los ciclos se sobren entienden, así que las unidades son “por segundo” y se indica por s-1 o /s. La unidad de longitud seleccionada para expresar la longitud de onda depende del tipo de radiación (véase la tabla 1). El color violeta de la luz visible tiene la frecuencia más elevada y el color rojo tiene la longitud de onda más larga. 1.1.1 Radiación del cuerpo negro y teoría de Planck. Cuando un cuerpo es calentado emite radiación electromagnética en un amplio rango de frecuencias. El cuerpo negro (ideal) es aquel que además absorbe toda la radiación que llega a él sin reflejarla, de tal forma que sólo emite la correspondiente a su temperatura. A fines del siglo XIX fue posible medir la radiación de un cuerpo negro con mucha precisión. La intensidad de esta radiación puede en principio ser calculada utilizando las leyes del electromagnetismo. El problema de principios del siglo XX consistía en que si bien el espectro teórico y los resultados experimentales coincidían para bajas frecuencias (infrarrojo), estos diferían radicalmente a altas frecuencias. Este problema era conocido con el provocativo nombre de “la catástrofe ultravioleta”, ya que la predicción teórica diverge a infinito en ese límite. Quien logró explicar este fenómeno fue Max Planck, en 1900, que debió para ello sacrificar los conceptos básicos de la concepción ondulatoria de la radiación electromagnética. Para resolver la catástrofe era necesario aceptar que la radiación no es emitida de manera continua sino en cuantos de energía discreta, a los que llamamos fotones. La energía de estos fotones es: E (fotón) = h.ν ν : Frecuencia de la radiación electromagnética (s-1) h : constante de Planck h = 6,62.10-27 erg.s h = 6,62.10-34 J.s Cuando la frecuencia de la radiación es baja el efecto de la discretización se vuelve despreciable debido al minúsculo valor de la constante de Planck, y es perfectamente posible pensar al sistema como continuo, tal como lo hace el electromagnetismo clásico. Sin embargo, a frecuencias altas el efecto se vuelve notable. 1.1.2. Efecto fotoeléctrico. Este efecto, se trata de otro fenómeno que, al igual que la radiación de cuerpo negro, también involucra la interacción entre la radiación y la materia. Pero esta vez se trata de absorción de radiación de metales. Heinrich Hertz (1857-1894), científico alemán, fue el primero en observar el efecto fotoeléctrico, en 1887, mientras trabajaba en la generación de ondas de radio. Informó esta observación, pero no se dedicó a explicarla. Al incidir luz ultravioleta sobre el cátodo metálico (fotocátodo) se detecta el paso de una corriente eléctrica. Se trata de electrones que abandonan el cátodo (colector) y se dirigen al ánodo a través del vacío dentro del tubo. Los electrodos se hallan conectados a una diferencia de potencial de sólo unos pocos voltios. La teoría electromagnética clásica considera que la radiación de mayor intensidad (o brillo, si es visible), que corresponde a ondas de mayor amplitud, transporta mayor energía. Esta energía se halla distribuida uniformemente a lo largo del frente de onda. La intensidad es igual a la energía que incide, cada unidad de tiempo, en una unidad de superficie. Con radiación ultravioleta de diferentes intensidades, los electrones salen del metal con la misma velocidad. La radiación más intensa arranca mayor número de electrones. Esta observación también resultaba inexplicable. 1.1.3. Espectros de emisión y series espectrales. Espectros de emisión: Son aquellos que se obtienen al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado. Los espectros de emisión continuos se obtienen al pasar las radiaciones de cualquier sólido incandescente por un prisma. Todos los sólidos a la misma Temperatura producen espectros de emisión iguales. La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran. Los elementos químicos en estado gaseoso y sometido a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. Los espectros de emisión discontinuos se obtienen al pasar la luz de vapor o gas excitado. Las radiaciones emitidas son características de los átomos excitados. Series espectrales. 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. Serie Pfund: Zona infrarroja del espectro. Espectros de Absorción Así como muchos importantes descubrimientos científicos, las observaciones de Fraunhofer sobre las líneas espectrales del sol fue completamente accidental. Fraunhofer no estaba observando nada de ese tipo; simplemente estaba probando algunos modernos prismas que él había hecho. Cuando la luz del sol pasó por una pequeña hendidura y luego a través del prisma, formó un espectro con los colores del arco iris, tal como Fraunhofer esperaba, pero para su sorpresa, el espectro contenía una serie de líneas oscuras. 1.2. Teoría atómica de Bohr. Niels Bohr demostró que los electrones de los átomos existen sólo en órbitas (niveles de energía) esféricas. Para un electrón, su energía total (tanto potencial como cinética) cambia conforme se mueve de un nivel a otro dentro de un átomo. Al absorber un fotón o cuanto de energía, el electrón alcanza un nivel de energía más elevado o un estado excitado. Cuando después el electrón cae a niveles más bajos, se desprende energía en cuantos específicos. En un átomo de hidrógeno, el electrón suele encontrarse en el primer nivel de energía. Los átomos que tienen todos sus electrones en los niveles de energía más bajos se encuentran en el estado basal. Un átomo excitado emite energía (luz) cuando los electrones saltan de regreso a un nivel inferior. ∆E = h ν = RH( 1 1 − 2) 2 𝑛𝑖 𝑛𝑓 1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón. Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica. Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga. 2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h. 3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total E permanece constante. 4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h. 1.3. Ampliación de la teoría de Bohr, Teoría atómica de Sommerfeld. En 1916, el físico alemán Arnold Sommerfeld modificó el modelo de Bohr en el sentido que las órbitas permitidas para los electrones debían ser elípticas más que circulares. El modelo de Bohr - Sommerfeld es un buen ejemplo de un tipo de evolución de las teorías científicas: un modelo antiguo es modificado para incorporar y explicar datos nuevos. El modelo mecánico cuántico. La teoría de Bohr - Sommerfeld fue una pieza maestra de simplicidad, que explicó satisfactoriamente el espectro del hidrógeno. Sin embargo, tenía una contradicción fatal: funcionaba sólo con átomos de hidrógeno e iones que contenían sólo un electrón. El átomo contiene órbitas circulares y elípticas. Bohr hizo una contribución, significativa para la comprensión de los átomos y su sugerencia que la energía de un electrón en un átomo está cuantiada permanece inalterada. Pero su teoría no proporciona una descripción completa del comportamiento electrónico en los átomos. Cuando los científicos se dieron cuenta de esto, empezaron a buscar una ecuación fundamental que pudiera describir el comportamiento y la energía de partículas submicroscópicas, la ecuación de Schrödinger. Es importante destacar que esta ecuación incorpora ambos comportamientos, en términos de masa m, y ondulatorio, en términos de una función de onda Ψ (psi) que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo). 1.4. En Estructura atómica. el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza. - El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z. - La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón. Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones. 1.4.1. Principio de dualidad del electrón (onda-partícula). Postulado de De Broglie. Louis de Broglie, era un aristócrata francés que ganó el premio Nobel de Física de 1929 por una tesis que elucidaba las propiedades ondulatorias de los orbitantes electrones. Se trató de un trabajo que ayudó a resolver una antigua paradoja al mostrar que los electrones pueden ser descritos ya sea como partículas o como ondas, según las circunstancias. El punto de partida que tuvo Broglie para desarrollar su tesis fue la inquietante dualidad en el comportamiento de la luz, que en ciertos fenómenos se manifiesta como onda, en otros como partícula. El principio de la dualidad descansa sobre el efecto fotoeléctrico, el cual plantea que la luz puede comportarse de dos maneras según las circunstancias: 1.- Luz como una Onda: Esta es usada en la física clásica, sobre todo en óptica, donde los lentes y los espectros visibles requieres de su estudio a través de las propiedades de las ondas. 2.- Luz como Partícula: Usada sobre todo en física cuántica, según los estudios de Planck sobre la radiación del cuerpo negro, la materia absorbe energía electromagnética y luego la libera en forma de pequeños paquetes llamados fotones, estos cuantos, de luz, tienen de igual manera una frecuencia, pero gracias a éstos, se pueden estudiar las propiedades del átomo. Planck realizó varios experimentos para probar su teoría, con los cuales logro estableces que la energía de estos cuantos o fotones es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación que los emite, estableciendo así la fórmula que decía que la energía (E) es igual a la constante de Planck(h) por la frecuencia de la radiación(f). E=h.f Por último, dio el valor para dicha constante que quedo establecido con el siguiente valor: h = 6.63 x 10−34 J.s La dualidad onda-partícula tiene consecuencias importantes a nivel subatómico, pero también sirve para explicar ciertos comportamientos experimentales de la luz y otras radiaciones, como la difracción y los fenómenos de interferencia. La teoría de los “cuantos” fue revolucionaria para su época. Incluso el mismo Planck no creyó en la existencia real de los fotones en un principio y su aplicación al análisis de la radiación del cuerpo negro fue casi un juego mental. Experimentos en los que la luz y los electrones se comportaban como partículas condujeron al francés Louis De Broglie en 1924 a enunciar su famosa hipótesis de La dualidad onda corpúsculo, también llamada onda partícula, resolvió una aparente paradoja, demostrando que la luz y la materia pueden, a la vez, poseer propiedades de partícula y propiedades ondulatorias. Una partícula ocupa un lugar en el espacio y tiene masa mientras que una onda se extiende en el espacio caracterizándose por tener una velocidad definida y masa nula. Actualmente se considera que la dualidad onda. 1.4.2. Principio de incertidumbre de Heissenberg. El hecho de que cada partícula lleva asociada consigo una onda, impone restricciones en la capacidad para determinar al mismo tiempo su posición y su velocidad. Este principio fué enunciado por W. Heisenberg en 1927. Es natural pensar que si una partícula esta localizada, debemos poder asociar con ésta un paquete de ondas mas o menos bien localizado. Un paquete de ondas se construye mediante la superposición de un número infinito de ondas armónicas de diferentes frecuencias. En un instante de tiempo dado, la función de onda asociada con un paquete de ondas esta dado por donde k representa el número de onda y donde la integral representa la suma de ondas con frecuencias (o número de ondas) que varian desde cero a mas infinito ponderadas mediante el factor g(k). El momento de la partícula y el número de ondas estan relacionados ya que de lo cual se deduce que Queda claro que para localizar una partícula es necesario sumar todas las contribuciones de las ondas cuyo número de onda varía entre cero e infinito y por lo tanto el momento tambien varía entre cero e infinito. Es decir que está completamente indeterminado. Para ilustrar lo anterior hemos indicado en la siguiente figura diferentes tipos de paquetes de onda y su transformada de Fourier que nos dice como están distribuidas las contribuciones de las ondas con número de ondas k dentro del paquete. En el primer caso vemos que un paquete de ondas bien localizado en el espacio x, tiene contribuciones practicamente iguales de todas las ondas con número de ondas k. En el segundo caso vemos que si relajamos un poco la posición del paquete de ondas, también es posible definir el número de ondas (o el momento) de la partícula. En el último caso vemos que para definir bien el momento de la partícula, entonces su posición queda completamente indefinida. Es posible determinar el ancho, o la incertidumbre, del paquete de ondas tanto en el espacio normal como en el espacio de momentos . El principio de incertidumbre nos dice que hay un límite en la precisión con el cual podemos determinar al mismo tiempo la posición y el momento de una partícula. La expresión matemática que describe el principio de incertidumbre de Heisenberg es Si queremos determinar con total precisión la posición: De la desigualdad para el principio de incertidumbre verificamos entonces que Es decir, que la incertidumbre en el momento es infinita. 1.4.3. Ecuación de onda de Schrödinger. En1926 Erwin Schrödinger formula la ecuación de onda de Schrödinger, que describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función análoga a las leyes de Newton para los sólidos macroscópicos que incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en términos de una función de onda Ψ ( psi). 1.4.3.1. Significado de la densidad de probabilidad (Ψ2). Indica la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio cuando se eleva al cuadrado ψ2. Esto significa que ψ2 define la distribución de la densidad electrónica alrededor del núcleo en el espacio tridimensional; una alta densidad representa una probabilidad alta de localizar al electrón y viceversa. El orbital atómico o REEMPE, se puede considerar como la función de onda del electrón de un átomo. APLICACIONES: 1.- Especifica los posibles estados energéticos que el electrón del átomo de hidrógeno puede ocupar e identifica las correspondientes funciones de onda ψ, por medio de un conjunto de números cuánticos, con los cuales se puede construir un modelo comprensible del átomo de hidrógeno. 2.- No funciona para átomos que tengan más de un electrón, pero el problema se resuelve usando métodos de aproximación para átomos polielectrónicos. Premio Nóbel 1933, autor de la teoría de la Mecánica Ondulatoria o Cuántica, con las aportaciones de Heisenberg; sentaron las bases de la Teoría Cuántica Moderna. La ecuación de Schrödinger para una partícula libre describe la evolución temporal de la onda asociada a la partícula (una onda de probabilidad según la regla de Born): 1.4.3.2 Solución de la ecuación de onda y su significado físico. Orbitales s, p, d, f. En el año 1927, E.Schrödinger ( Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de Broglie (Premio Nobel de Física 1929), formula la Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg ( Premio Nobel de Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas mecánicas inician un nuevo camino en el conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas por Born, Jordan, Dirac y otros han dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica. Frente al determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es esencialmente probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica clásica. Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger). El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto, requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger (Figura 1); está es una ecuación diferencial que permite obtener los números cuánticos de los electrones. En esta ecuación: ψ es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del electrón. También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos atómicos clásicos. El cuadrado de la función de onda ||2 es la llamada densidad de probabilidad relativa del electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto del espacio (x, y, z). E s el valor de la energía total del electrón. V representa la energía potencial del electrón un punto (x, y, z). Por tanto, EV es el valor de la energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z). Las soluciones, o funciones de onda, ψ , son funciones matemáticas que dependen de unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo. El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc. El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como: l=0 orbital s (sharp) l=1 orbital p (principal) l=2 orbital d (diffuse) l=3 orbital f (fundamental) El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2. El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2. Forma y tamaños de los orbitales La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l. Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2). Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). Una vez descritos los cuatro número cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno: El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1s1 en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación. 1.5. Teoría cuántica y configuración electrónica. ¿Cómo pueden encontrarse los electrones en los átomos de forma que absorban y emitan energía como cuantos? Para resolver esta pregunta, Bohr sugirió que los electrones deben hallarse en órbitas de cierto tamaño, moviéndose a cierta velocidad. Entonces, los electrones deben tener cierta energía. Si el electrón absorbe energía, se moverá en un orbital de mayor energía y más alejada del núcleo. Si pierde energía, el electrón se moverá en otra órbita más cercana al núcleo. La teoría cuántica indujo la idea de que los electrones en las orbitas, tienen una cantidad de energía (se dice que los electrones se encuentran en ciertos niveles de energía). Bohr aplico estas ideas al átomo de hidrógeno y calculo matemáticamente cual sería la frecuencia de la radiación emitida por el hidrógeno, desafortunadamente, esa teoría no funciono también con elementos cuyos átomos son más complejos que los del hidrógeno. Como resultado del trabajo teórico y experimental, se ha llegado a desarrollar una representación de la estructura atómica, que explica en forma satisfactoria los fenómenos químicos. Más que describir al electrón como si se encontrase en un orbital perfectamente definido, la nueva teoría cuántica sugiere que existen en regiones que se conocen como capas. Cada capa tiene la capacidad para contener a más de un electrón, aun cuando existe un límite superior, dependiendo de la capa que sé este considerando. A diferencia de la órbita, una capa tiene una ubicación menos definida alrededor del núcleo. La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los cuales son: Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...) Número Cuántico secundario o azimutal (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1),d (2) y f (3). Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0). Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o 1 y +1, en esta página web se utilizará la primera identificación (-1/2 y +1/2). Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conoce r el n Ahora para poder seguir avanzando en la configuración electrónica debemos conocer primero unos ciertos principios que nos ayudarán a comprender mejor como se desarrolla este tema. Dichos principios son: Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que todos los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía está lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente. Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten. Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre se dice que el orbital (los orbitales en este caso) se encuentra semi-lleno. Posteriormente, se completarán los orbitales con los electrones que hagan falta para este efecto. Esto se comprenderá de mejor manera más adelante, cuando se hagan algunos ejemplos. Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que sólamente pueden existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2). 1.5.1. Niveles de energía de los orbitales. En química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones están ordenados en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con la aproximación orbital en la cual la función de onda del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado. Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica. Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente. En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinge en donde es el hamiltoniano monoelectrónico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánicá cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión msica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante. 1.5.2. Principio de exclusión de Pauli. Este principio establece que: dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos, en otras palabras, solo dos electrones pueden existir en el mismo orbital atómico, y estos electrones deben tener espines opuestos. Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuesto: ↓ 1.5.3. Principio de Aufbau o de construcción. El principio de Aufbau establece: que cuando los protones se agregan al núcleo de uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos. Por lo tanto la configuración electrónica de todos los elementos se representan por un núcleo de gas noble, el cual muestra entre paréntesis al elemento gas noble que precede al elemento que se considera. Un ejemplo es el Calcio: Ca (Z=20)=[Ar]4s2 Consiste en seguir un orden para el llenado de los orbitales, basado en los diferentes niveles de energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Moller o de las diagonales: 1.5.4. Principio de máxima multiplicidad de Hund. La regla de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad de Hund. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones colocados de manera antiparalela o con espines de tipo opuestos. Para poder comprender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un electrón, antes de que se añada un segundo electrón. Es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben encontrarse en paralelo antes de que el orbital se llene del todo. Cuando el orbital adquiera el segundo electrón, éste debe encontrarse apareado con el anterior. De esta manera, los electrones de un átomo van añadiéndose de manera progresiva, utilizando una configuración ordenada, con la finalidad de tener buenas condiciones energéticas estables. Así el principio de Aufbau, explica bien las reglas a seguir para el llenado de orbitales para no utilizar mal la regla de Hund. En resumen, como existen orbitales equivalentes, primeramente se completa los electrones al máximo que se pueda y posteriormente se pasa a emparejar. En cuanto al principio de Aufbau que seguimos para no cometer errores en la regla de Hund, este se basa en un diagrama de orbitales, en donde si seguimos el orden de llenado que nos indican las flechas que en el aparecen, llenaremos correctamente los orbitales. Así, dicho diagrama empieza con el 1s, seguido de 2s, para después subir al valor 2p y bajar de nuevo a 3s, 3p y seguir por 4s, así sucesivamente siguiendo el orden de las flechas. También se le conoce como regla de las diagonales, o del serrucho. Así el orden será: 1s, 2s, 2p, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc. A menudo se suele representar los orbitales a través de un cuadro rectangular, usando flechas hacia arriba o hacia abajo, para designar los electrones con números cuánticos magnéticos de spin con valores +1/2 ó -1/2, respectivamente. Según la regla de Hund, la cual fue formulada por primera vez en el año 1925, la configuración más estable es la que los electrones se encuentran ocupando orbitales distintos, y con spines que estén orientados paralelamente. La ocupación, u semiocupación de los orbitales se puede comprender de manera sencilla, pues la repulsión electrostática entre los electrones es ínfima. La preferencia por los spines paralelos, se pueden ver justificados solamente sobre la base de un tratamiento de la mecánica ondulatoria. 1.5.5 Configuración electrónica de los elementos Los Números Cuánticos Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann, etc. Descripción de los Números Cuánticos: n = Número Cuántico Principal: proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,.... l = Número Cuántico Azimutal: proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1. m = Número Cuántico Magnético: Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l. s = Número Cuántico de Spin: Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2. Relación entre los números cuánticos y las características de un orbital. Numero Se relaciona con Indica n El volumen o energía de un orbital. Nivel l La forma de un orbital. Subnivel m La orientación de un orbital. El numero de orbítales s La posibilidad de que un orbital Giro del electron acepte o no un electrón. Configuraciones electrónicas Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. 1. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. 2. El orden de llenado de orbitales es: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos puede saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado. Ejemplo: MANGANESO con 25 electrones En el casillero de la tabla periódica podemos leer: Mn: 2 - 8 - 13 - 2 o bien: Mn: 1 s2 2 s2 2 p6 En total tenemos: 1° nivel: 2 electrones, 3 s2 3 p6 4 s2 3 d5 2° nivel: 8 electrones 3° nivel: 13 electrones, 4° nivel: 2 electrones 1.6 Periodicidad y propiedades La periodicidad química o periodicidad de las propiedades químicas es la variación regular, recurrente y predecible en las propiedades químicas de los elementos cuando se incrementa el número atómico. De este modo, la periodicidad química es la base de una clasificación de todos los elementos químicos fundamentada en sus números atómicos y en sus propiedades químicas. La representación visual de la periodicidad química es conocida como tabla periódica, tabla de Mendeleïev o clasificación periódica de elementos. En esta se muestran todos los elementos químicos, ordenados en orden creciente de sus números atómicos y organizados en función de su configuración electrónica. Su estructura refleja el hecho de que las propiedades de los elementos químicos son función periódica de su número atómico. Esta periodicidad ha sido muy útil, puesto que ha permitido predecir algunas propiedades de elementos que ocuparían lugares vacíos en la tabla antes de que fueran descubiertos. La estructura general de la tabla periódica es un arreglo de filas y columnas en el que los elementos están dispuestos en orden creciente de números atómicos. Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacan la carga nuclear efectiva, relacionada con el tamaño atómico y tendencia a formar iones, y el radio atómico, que influye en la densidad, punto de fusión y ebullición. También son propiedades fundamentales el radio iónico (afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico), el potencial de ionización, la electronegatividad y la afinidad electrónica, entre otras. Las 4 propiedades periódicas principales: Radio atómico: Se refiere a una medida relacionada con las dimensiones del átomo y corresponde a la mitad de la distancia que existe entre los centros de dos átomos que se encuentran haciendo contacto. Al recorrer un grupo de elementos químicos en la tabla periódica de arriba hacia abajo, los átomos tienden a agrandarse, ya que los electrones más externos ocupan niveles energéticos más alejados del núcleo. Por esto se dice que el radio atómico se incrementa con el periodo (desde arriba hacia abajo). Por el contrario, al ir de izquierda a derecha en un mismo periodo de la tabla aumenta el número de protones y electrones, lo que significa que aumenta la carga eléctrica y, por lo tanto, la fuerza de atracción. Esto hace que tienda a disminuir el tamaño de los átomos. Energía de ionización Se trata de la energía que se necesita para quitar un electrón de un átomo neutro. Cuando se recorre un grupo de elementos químicos en la tabla periódica de arriba hacia abajo, los electrones del último nivel estarán atraídos al núcleo por una fuerza eléctrica cada vez menor puesto, que están siendo más alejados del núcleo que los atrae. Por eso se dice que la energía de ionización se incrementa con el grupo y disminuye con el período. Electronegatividad Este concepto se refiere a la fuerza con la cual un átomo genera atracción hacia aquellos electrones que integran un enlace químico. La electronegatividad se incrementa de izquierda a derecha a través de un período y coincide con la disminución del carácter metálico. En un grupo la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico y al aumentar el carácter metálico. Los elementos más electronegativos se ubican en la parte superior derecha de la tabla periódica, y los menos electronegativos en la parte inferior izquierda de la tabla. Afinidad electrónica La afinidad electrónica corresponde a la energía que se libera en el momento en el que un átomo neutro toma un electrón con el cual forma un ion negativo. Esta tendencia a aceptar electrones disminuye de arriba hacia abajo en un grupo, y llega a incrementarse al desplazarse hacia la derecha de un período. Organización de los elementos en la tabla periódica Un elemento se sitúa en la tabla periódica según su número atómico (número de protones que tiene cada átomo de ese elemento) y el tipo de subnivel en el que se encuentre ubicado el último electrón. En las columnas de la tabla se encuentran los grupos o familias de elementos. Estos tienen propiedades físicas y químicas similares y contienen el mismo número de electrones en su nivel energético más externo. Actualmente, la tabla periódica consta de 18 grupos representados cada uno por una letra (A o B) y un número romano. A los elementos de los grupos A se les conoce como representativos y a los de los grupos B se les llama elementos de transición. Además existen dos conjuntos de 14 elementos: los llamados «tierras raras» o de transición interna, conocidos también como series lantánida y actínida. Los periodos están en las filas (líneas horizontales) y son 7. Los elementos en cada periodo tienen en común el mismo número de orbitales. Sin embargo, a diferencia de lo que ocurre en los grupos de la tabla periódica, los elementos químicos en un mismo periodo no tienen propiedades similares. Los elementos están agrupados en cuatro conjuntos según el orbital donde se localice el electrón de mayor energía: s, p, d y f. Familias o grupos de elementos Grupo 1 (familia de metales alcalinos) Todos tienen un electrón en su nivel último de energía. Estos conforman soluciones alcalinas cuando reaccionan con el agua; de allí su nombre. Los elementos que conforman este grupo son potasio, sodio, rubidio, litio, francio y cesio. Grupo 2 (familia de metales alcalino-térreos) Contienen dos electrones en el último nivel de energía. A esta familia pertenecen el magnesio, el berilio, el calcio, el estroncio, el radio y el bario. Grupos 3 al 12 (familia de metales de transición) Son átomos pequeños. Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. En este grupo destacan el hierro, el cobre, la plata y el oro. Grupo 13 En este grupo participan los elementos de tipo metálico, no metálico y semimetálico. Lo integran el galio, el boro, el indio, el talio y el aluminio. Grupo 14 A este grupo pertenece el carbono, elemento fundamental para la vida. Lo constituyen elementos semimetálicos, metálicos y no metálicos. Además del carbono también forman parte de este grupo el estaño, el plomo, el silicio y el germanio. Grupo 15 Lo conforma el nitrógeno, que es el gas con mayor presencia en el aire, así como el arsénico, el fósforo, el bismuto y el antimonio. Grupo 16 En este grupo se encuentra el oxígeno y también el selenio, el azufre, el polonio y el telurio. Grupo 17 (familia de los halógenos, del griego “formador de sales”) Tienen facilidad de capturar electrones y son no metales. Este grupo está integrado por el bromo, el astatino, el cloro, el yodo y el flúor. Grupo 18 (gases nobles) Se trata de los elementos químicos más estables, ya que son inertes químicamente puesto que sus átomos tienen repleta la última capa de electrones. Están poco presentes en la atmósfera terrestre, a excepción del helio.
