Configuración electrónica

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Modelos atómicos. Configuración electrónica de los átomos

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Configuración electrónica

  1. 1. Ideas actuales de la estructura atómica
  2. 2. En 1860,los físicos alemanes Bunsen y Kirchoff descubrieron que cada átomo, sin importar su estado al ser calentado emite una luz con colores característicos. En 1913, el físico danés Bohr explicó la existencia de espectros atómicos suponiendo que los electrones no giran en torno al núcleo atómico de cualquier forma, sino que las órbitas de los electrones están cuantizadas. Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada.
  3. 3. Análisis de una llama Al encender un mechero bunsen obtenemos una llama de color azul intenso. Llama verde Llama naranja Llama roja ¿Y si pulverizamos la llama con una disolución de distintos compuestos?
  4. 4. Modelo atómico de Bohr En el modelo atómico de Bohr los electrones solo se pueden encontrar girando en determinados niveles de energía. Niels Bohr En el primer nivel de energía puede haber hasta 2 electrones. En el segundo nivel de energía puede haber hasta 8 electrones. En el tercer nivel de energía puede haber hasta 16 electrones. En el cuarto nivel de energía puede haber hasta 32 electrones, etc.
  5. 5. Modelo atómico actual Edwin Schrödinger El modelo mecánico-cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables. Un orbital es una región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90 %) de encontrar al electrón. Modelo de Bohr Modelo mecánico-cuántico 1s 2s 3s r -> distancia al núcleo Probabilidad
  6. 6. Desarrollo de la actual teoría atómica Niels Bohr propuso un modelo atómico basado en tres postulados : En un átomo el electrón sólo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios, en cada uno de ellos tiene una energía fija y determinada. Un electrón puede saltar de una órbita a otra absorbiendo ( si va hacia una órbita más exterior ) o emitiendo ( en caso contrario ) un cuanto de radiación electromagnética de energía igual a la diferencia existente entre los estados de partida y de llegada En cualquiera de esos estados, el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
  7. 7. Desarrollo de la actual teoría atómica N úmeros cuánticos y N iveles de energía . Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas. Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.
  8. 8. n : número cuántico principal l : número cuántico del momento angular orbital m : número cuántico magnético s : número cuántico del spin electrónico Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos: para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 para n : números enteros 1, 2, 3,… para l : números enteros desde 0 hasta (n-1) para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
  9. 9. n : N úmero cuántico principal Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo . Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1 s
  10. 10. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital : Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse : líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros l : N úmero cuántico del momento orbital angular Si l = 0 el orbital es del tipo s Si l = 1 los orbitales son del tipo p Si l = 2 los orbitales son del tipo d Si l = 3 los orbitales son del tipo f
  11. 11. m : N úmero cuántico de la orientación espacial del orbital .
  12. 13. s: N úmero cuántico de l momento angular ( de giro del electrón) . “ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin (s) ” . Para s los valores pueden ser: + 1 / 2 - 1 / 2
  13. 14. El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales , por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.
  14. 15. Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s : si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p :
  15. 16. y si l = 2 los orbitales serán del tipo d , de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:
  16. 17. Tipos de orbitales atómicos PRIMER NIVEL SEGUNDO NIVEL TERCER NIVEL 1s 2s 2p 3d 3p 3s p x p y p z p x p y p z d xy d xz d yz d x 2 -y 2 d z 2
  17. 18. La energía de los orbitales Orden de llenado: diagrama de Moeller. Principio de Aufbau : La energía de un orbital será mayor cuanto mayor sea la suma de los números cuánticos principal n y azimutal l (n+l) Energía 1s 2s 3s 2p 4s 3p 6s 5p 4d 5s 4p 3d 7s 6p 5d 4f 7p 6d 5f 7d 6f 7f
  18. 19. 1s, 2s, 2p , 3s, 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p
  19. 20. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: Es la distribución ordenada de electrones en cada nivel y subnivel energético. O bien, la distribución de electrones en los orbitales de un átomo. para escribir correctamente configuraciones electrónicas hemos de tener en cuenta Un orbital viene determinado por tres nº cuánticos (n, l, m l ) y un e - por cuatro (n, l, m l , m s ). Por lo que el principio de exclusión de Pauli nos dice : En un átomo no puede existir 2 e - que tengan iguales los cuatro númerosº cuánticos. Los e - al ocupar orbitales con el mismo valor de “l”, pero diferente valor de “m l ”, se colocan de manera que su desapareamiento sea el mayor posible. Es decir ocupan el mayor nº de orbitales con distinto valor de m l , manteniendo, siempre que sea posible, sus espines paralelos. Es la regla de máxima multiplicidad de Hund.
  20. 21. La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas: En cada orbital solo puede haber 2 electrones. Los electrones van ocupando el orbital de menor energía que esté vacante. Cuando se llenan orbitales de la misma energía (p o d) primero se coloca un electrón en cada uno de los orbitales y luego se van completando. 1 2 3 1s 3s 2s 3p 2p 2s 1s 3s 3p 2p 2s 1s 3s 3p 2p Al 13 Si 14 P 15
  21. 22.   Na 1 s 2 el número 1 delante de la letra indica el nivel; la letra "s" indica el subnivel; y el superíndice 2, la cantidad de electrones. 2 p 6 el número 2 delante de la letra indica el nivel; la letra "p" indica el subnivel; y el superíndice 6, la cantidad de electrones. 1 s 2 2 s 2   2 p 6   3 s 1 La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es: 1º nivel: 2 electrones; 2º nivel: 8 electrones; 3º nivel: 1 electrón;
  22. 23. Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por la regla de Auf-Bau, el orden de energía de los orbitales es el indicado en la tabla de abajo : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s , cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p , en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f . Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata: 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 9 Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata .
  23. 24. Para repasar contesta las siguientes preguntas: ¿Cuántos números cuánticos hay? ¿Cuántos electrones puede haber en un orbital p? ¿Qué número de orbitales d existen en una capa? En un átomo ¿cuántos electrones puede haber con los mismos números cuánticos? ¿Qué configuración electrónica tiene el neón, con 10 electrones? ¿Cuál es la configuración electrónica del hierro, con 26 electrones?
  24. 25. Enlaces de interés Elementos químicos IR A ESTA WEB Modelos atómicos IR A ESTA WEB

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