FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
VII. Estructura electrónica de los atomos   <ul><li>VII.1. Radiación electromagnética y espectros Atómicos </li></ul><ul><...
El principio de incertidumbre <ul><li>Las propiedades ondulatorias del electrón se traducen en que no se puede conocer su ...
Estructuras electrónicas de los elementos <ul><li>Schrödinger (1887-1961) propuso una ecuación que incorpora el comportami...
Orbitales y números cuánticos <ul><li>En lugar de girar en órbitas circulares  los electrones se disponen en  orbitales  c...
Orbitales y números cuánticos <ul><li>n  número cuántico principal .  </li></ul><ul><li>valores enteros positivos. El elec...
Orbitales y números cuánticos <ul><li>l  número cuántico azimutal .  </li></ul><ul><li>valores enteros positivos de 0 a (n...
Orbitales y números cuánticos <ul><li>m l  número cuántico magnético   </li></ul><ul><li>valores entre  –l  a  +l , incluy...
Orbitales y números cuánticos <ul><li>CAPA ELECTRÓNICA: conjunto de orbitales con igual n. Ej n = 3 </li></ul><ul><li>Sign...
Valores de números cuánticos <ul><li>Para n=1, sólo existe el orbital 1s [#orbitales = n 2  = 1 2  = 1] </li></ul><ul><li>...
Formas de los orbitales atómicos <ul><li>Orbital  s </li></ul><ul><li>Dentro de una misma capa es el de < energía </li></u...
Formas de los orbitales atómicos <ul><li>Orbital  p </li></ul><ul><li>No son esféricamente simétricos </li></ul><ul><li>Ca...
Formas de los orbitales atómicos <ul><li>Orbitales  d  y  f </li></ul><ul><li>Existen para n  ≥ 3 </li></ul><ul><li>(valor...
“ Spín” del electrón: 4º número cuántico <ul><li>El electrón se comporta como si fuera una diminuta esfera que gira sobre ...
Configuraciones electrónicas <ul><li>Forma en que los electrones se distribuyen (energía, distancia del núcleo y forma del...
Configuraciones electrónicas <ul><li>Regla de Hund : “ En el caso de orbitales degenerados (=energía), se alcanza la menor...
Configuraciones electrónicas <ul><li>Gases nobles: </li></ul><ul><li>He  NA= 2  1s 2 </li></ul><ul><li>Ne  NA= 10  1s 2  2...
Configuraciones electrónicas <ul><li>Configuraciones abreviadas: </li></ul><ul><li>[Na]  (11) :  [Ne]3s 1   Electrones de ...
Configuraciones electrónicas <ul><li>Electrones del Gas Noble:  electrones internos </li></ul><ul><li>Electrones de capa i...
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Fund.QuíM.Cap7b

  1. 1. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
  2. 2. VII. Estructura electrónica de los atomos <ul><li>VII.1. Radiación electromagnética y espectros Atómicos </li></ul><ul><li>VII.2.Teoría cuántica </li></ul><ul><li>VII.3. El átomo de Bohr </li></ul><ul><li>VII.4. Principio de incertidumbre </li></ul><ul><li>VII.5. Propiedades de las ondas </li></ul><ul><li>VII.6. Orbitales atómicos y números cuánticos </li></ul><ul><li>VII.7. Representación de los orbitales atómicos </li></ul><ul><li>VII.8. Espin de los electrones y principio de </li></ul><ul><li>exclusión de Pauli </li></ul><ul><li>VII.9. Orbitales de átomos multielectrónicos </li></ul><ul><li>VII.10. Configuración electrónica </li></ul>
  3. 3. El principio de incertidumbre <ul><li>Las propiedades ondulatorias del electrón se traducen en que no se puede conocer su posición en un instante dado. </li></ul><ul><li>Werner Heisenberg (1901-1976): </li></ul><ul><li>“ Es inherentemente imposible conocer simultáneamente la cantidad de movimiento (mv) del electrón y su posición exacta en el espacio” </li></ul><ul><li>La incertidumbre en la posición es inversamente proporcional a la incertidumbre en su cantidad de movimiento. </li></ul><ul><li>Esto trae como resultado el concepto de “orbital” ´(zona probable donde encontrar al electrón y no de “órbita. </li></ul>
  4. 4. Estructuras electrónicas de los elementos <ul><li>Schrödinger (1887-1961) propuso una ecuación que incorpora el comportamiento onda-partícula del electrón. </li></ul><ul><li>Las funciones de onda describen a cada tipo de electrón, su ubicación en el átomo, la probabilidad de que el electrón se encuentre en un lugar del espacio : DENSIDAD ELECTRÓNICA </li></ul><ul><li>Las regiones en las que es muy probable encontrar electrones son regiones de alta densidad electrónica. </li></ul>
  5. 5. Orbitales y números cuánticos <ul><li>En lugar de girar en órbitas circulares los electrones se disponen en orbitales con energía y forma característica. (Son soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger) </li></ul><ul><li>Un orbital es una zona probabilística donde se puede encontrar al electrón. </li></ul><ul><li>El modelo de la mecánica cuántica contempla tres números cuánticos (valores a incluir en la ecuación de onda de Schrödinger) : </li></ul><ul><li>n , l y m l </li></ul>
  6. 6. Orbitales y números cuánticos <ul><li>n número cuántico principal . </li></ul><ul><li>valores enteros positivos. El electrón pasa más tiempo lejos del núcleo. A > n , el orbital es más grande y el electrón tiene más energía (unido con menos fuerza al núcleo). </li></ul><ul><li>Los electrones con igual n pertenecen a la misma capa electrónica </li></ul>
  7. 7. Orbitales y números cuánticos <ul><li>l número cuántico azimutal . </li></ul><ul><li>valores enteros positivos de 0 a (n-1). </li></ul><ul><li>Este número cuántico define la forma del orbital. </li></ul><ul><li>Dada la cantidad de electrones a distribuir en las capas electrónicas el número máximo de n es 4 y por tanto l llega a 3. </li></ul><ul><li>El conjunto de orbitales con igual n y l constituyen una subcapa (ej. “3d”) </li></ul>Valor de l 0 1 2 3 Letra designación s p d f
  8. 8. Orbitales y números cuánticos <ul><li>m l número cuántico magnético </li></ul><ul><li>valores entre –l a +l , incluyendo el cero. </li></ul><ul><li>Describe la orientación del orbital en el espacio. </li></ul><ul><li>- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - </li></ul><ul><li>Un electrón puede entonces caracterizarse por un valor de n , uno de l y uno de m l </li></ul>
  9. 9. Orbitales y números cuánticos <ul><li>CAPA ELECTRÓNICA: conjunto de orbitales con igual n. Ej n = 3 </li></ul><ul><li>Significa que en este orbital existen las subcapas l = 0 , l = 2 y l = 2; o sea, subcapas 3s, 3p y 3d </li></ul><ul><li>[ a la distancia (y energía) del nivel n y con las formas de los orbitales s, p y d] </li></ul><ul><li>En la subcapa (orbital) 3p pueden estar, “caber” electrones con (-p a +p; p equivale a 1): </li></ul><ul><li>-1, 0, +1; o sea en los orbitales: </li></ul><ul><li>(3,2,-1) ; (3,2,0) ; (3,2,-1) </li></ul>
  10. 10. Valores de números cuánticos <ul><li>Para n=1, sólo existe el orbital 1s [#orbitales = n 2 = 1 2 = 1] </li></ul><ul><li>Para n=2, existen 1s y 3 orbitales p (x, y, z) [#orbitales = n 2 = 2 2 = 4] </li></ul><ul><li>Para n=3, existen 1s, 3 p y 5 orbitales p [#orbitales = n 2 = 3 2 = 9] </li></ul><ul><li>Para n=4: 1s, 3 p, 5 d y 7 f [#orbitales = n 2 = 4 2 = 16] </li></ul>
  11. 11. Formas de los orbitales atómicos <ul><li>Orbital s </li></ul><ul><li>Dentro de una misma capa es el de < energía </li></ul><ul><li>Forma: esférica </li></ul><ul><li>El diámetro de la esfera se incrementa con el valor de n </li></ul><ul><li>Cada capa (n) tiene un solo orbital s. </li></ul>
  12. 12. Formas de los orbitales atómicos <ul><li>Orbital p </li></ul><ul><li>No son esféricamente simétricos </li></ul><ul><li>Cada orbital tiene dos lóbulos </li></ul><ul><li>Hay 3 orbitales p en cada capa (excepto en la 1ª; n = 1) </li></ul>
  13. 13. Formas de los orbitales atómicos <ul><li>Orbitales d y f </li></ul><ul><li>Existen para n ≥ 3 </li></ul><ul><li>(valores de l = 2) </li></ul><ul><li>Hay (5) orbitales 3d, (5) 4d </li></ul><ul><li>Para n ≥ 4 (valores de l = 3) </li></ul><ul><li>Pueden existir los orbitales f </li></ul><ul><li>Forma: más complicada que los d. </li></ul>
  14. 14. “ Spín” del electrón: 4º número cuántico <ul><li>El electrón se comporta como si fuera una diminuta esfera que gira sobre su propio eje. </li></ul><ul><li>m s : número cuántico magnético del spín. </li></ul><ul><li>Valores: + ½ y - ½. </li></ul><ul><li>“ En un átomo no puede haber dos electrones que tengan iguales los cuatro número cuánticos” </li></ul><ul><li>[Princicio de exclusión de Pauli (1900-1958)] </li></ul><ul><li>UN ORBITAL PUEDE TENER UN MÁXIMO DE DOS ELECTRONES (CON SPINES OPUESTOS) </li></ul>
  15. 15. Configuraciones electrónicas <ul><li>Forma en que los electrones se distribuyen (energía, distancia del núcleo y forma del orbital) en el átomo. </li></ul><ul><li>Configuración basal : la de menor energía </li></ul><ul><li>Los orbitales “se llenan” en orden creciente de energía, con un máximo de dos electrones por orbital. </li></ul><ul><li>Ej. Átomo de Litio (NA = 3) 1s 2s </li></ul><ul><li>Dos electrones en un orbital están “apareados” </li></ul>
  16. 16. Configuraciones electrónicas <ul><li>Regla de Hund : “ En el caso de orbitales degenerados (=energía), se alcanza la menor energía cuando el número de electrones que tienen el mismo espín es el más alto posible” </li></ul>
  17. 17. Configuraciones electrónicas <ul><li>Gases nobles: </li></ul><ul><li>He NA= 2 1s 2 </li></ul><ul><li>Ne NA= 10 1s 2 2s 2 2p 6 </li></ul><ul><li>Ar NA= 18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 </li></ul><ul><li>Kr NA= 36 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 </li></ul><ul><li>Xe NA= 54 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 </li></ul><ul><li>Rn NA= 86 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6 </li></ul><ul><li>Todos los orbitales se encuentran ocupados por dos electrones; de aquí su no reactividad química. </li></ul>
  18. 18. Configuraciones electrónicas <ul><li>Configuraciones abreviadas: </li></ul><ul><li>[Na] (11) : [Ne]3s 1 Electrones de configuración del gas noble: “internos” ; restantes; “electrones de valencia”. </li></ul><ul><li>El orbital 4s tiene menos energía que los 3d, por lo que se llena primero. </li></ul><ul><li>[K] (19) : [Ar]4s 1 (no 3d) </li></ul><ul><li>Hay diez elementos que llenan primero el 4s antes de los 3d; se denominan elementos de transición , o metales de transición </li></ul>
  19. 19. Configuraciones electrónicas <ul><li>Electrones del Gas Noble: electrones internos </li></ul><ul><li>Electrones de capa interna: electrones de valencia </li></ul>
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