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Fund.QuíM.Cap7b

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