Clases 7 y 8 diapositivas c07

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Clases 7 y 8 diapositivas c07

  1. 1. Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos
  2. 2. Ecuación de onda de Schrödinger <ul><li>En 1926, Schrödinger descubrió una ecuación que describía la naturaleza de partícula y de onda de un electrón. </li></ul><ul><li>La ecuación de onda (  ) describe: </li></ul><ul><ul><li>. La energía de un e - con base en un  dado </li></ul></ul><ul><ul><li>. La probabilidad de encontrar un e - en un espacio definido </li></ul></ul><ul><li>Dicha ecuación solo puede ser utilizada de forma exacta con un átomo de hidrógeno. Por otra parte, dicha ecuación aproxima los resultados de partículas con muchos electrones. </li></ul>7.5
  3. 3. Ecuación de onda de Schrödinger  fn( n , l , m l , m s ) Número cuántico principal, n n = 1, 2, 3, 4, …. n=2 n=3 7.6 Distancia desde e - hasta el núcleo n=1
  4. 4. 7.6 Diagrama de la densidad electrónica del orbital 1s del hidrógeno como una función de la distancia al núcleo. Existe probabilidad del 90% de encontrar al electrón dentro de una esfera de 100 pm de radio
  5. 5.  = fn(n, l , m l , m s ) 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 “ volumen” de espacio que ocupan los e - (forma de los orbitales) l = 0 orbital s l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f Ecuación de onda de Schrödinger 7.6
  6. 6. 7.6 l = 0 (orbitales s) l = 1 (orbitales p)
  7. 7. 7.6 l = 2 (orbitales d)
  8. 8.  = fn(n, l , m l , m s ) Número cuántico magnético m l Dado un valor de l m l = - l , …., 0, …. + l Orientación del orbital en el espacio Si l = 1 (orbital p), m l = -1, 0, o 1 Si l = 2 (orbital d), m l = -2, -1, 0, 1, o 2 Ecuación de onda de Schrödinger 7.6
  9. 9. m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = -2 m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = 2 7.6
  10. 10.  = fn(n, l , m l , m s ) número cuántico de giro (spin) m s m s = + ½ o - ½ Ecuación de onda de Schrödinger m s = - ½ m s = + ½ 7.6
  11. 11. La cantidad de energía contenida en un e - en un átomo, puede ser descrita por su única función de onda,  . Principio de exclusión de Pauli – cada electrón en un átomo tiene sus propios números cuánticos, y no pueden existir dos e - en el mismo átomo con los mismos valores Ecuación de onda de Schrödinger  = fn(n, l , m l , m s ) Cada asiento está identificado (E, R12, S8). En cada asiento sólo puede haber una persona a la vez. 7.6
  12. 12. 7.6
  13. 13. Ecuación de onda de Schrodinger  = fn(n, l , m l , m s ) Nivel – electrones con el mismo valor de n Subnivel – electrones con el mismo valor de n y l Orbital – electrones con el mismo valor de n, l , y m l Si n, l, y m l están definidas, entonces m s = ½ o - ½  = (n, l , m l , ½ ) o  = (n, l , m l , - ½ ) Un orbital puede contener 2 electrones 7.6 ¿Cuántos electrones pueden existir en un orbital?
  14. 14. 2p Si l = 1, entonces m l = -1, 0, o +1 3 orbitales 3d Si l = 2, entonces m l = -2, -1, 0, +1, or +2 5 orbitales que pueden contener un máximo de 10 e - 7.6 ¿Cuántos orbitales “2p” hay en un átomo? n=2 l = 1 ¿Cuántos electrones pueden existir en el tercer subnivel? n=3 l = 2
  15. 15. Energía de los orbitales en átomos con un solo electrón La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n 7.7 E n = -R H ( ) 1 n 2 n=1 n=2 n=3
  16. 16. Energía de los orbitales en átomos con varios electrones La energía depende de n + l 7.7 n=1 l = 0 n=2 l = 0 n=2 l = 1 n=3 l = 0 n=3 l = 1 n=3 l = 2
  17. 17. Principio de Aufbau Se llenan primero los orbitales de energía mas baja H 1 electrón H 1s 1 He 2 electrones He 1s 2 Li 3 electrones Li 1s 2 2s 1 Be 4 electrones Be 1s 2 2s 2 B 5 electrones B 1s 2 2s 2 2p 1 C 6 electrones 7.9 ? ?
  18. 18. C 6 electrones C 1s 2 2s 2 2p 2 N 7 electrones N 1s 2 2s 2 2p 3 O 8 electrones O 1s 2 2s 2 2p 4 F 9 electrones F 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 10 electrones Ne 1s 2 2s 2 2p 6 7.7 Regla de Hund El arreglo más estable de electrones en los subniveles se logra cuando se tiene el mayor número de espines paralelos.
  19. 19. Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 7.7
  20. 20. La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo. 1s 1 Diagrama de un orbital H 7.8 Número cuántico n Número cuántico de momento angular l Número de electrones en el orbital o subnivel 1s 1
  21. 21. Mg 12 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones 7.8 Abreviándolo… [Ne]3s 2 [Ne] 1s 2 2s 2 2p 6 Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 electrones Último electrón en el orbital 3p n = 3 l = 1 m l = -1, 0, or +1 m s = ½ or -½ ¿Cuál es la configuración electrónica del Mg? ¿Cuáles son los posibles números cuánticos del último electrón para el Cl?
  22. 22. 7.8
  23. 23. Paramagnético Nivel semivacío Diamagnético Nivel lleno 7.8 Diamagnetismo y Paramagnetismo 6 C 1s 2 2s 2 2p 2 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 2p 2p

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