Qc 03 2007
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×
 

Like this? Share it with your network

Share

Qc 03 2007

on

  • 1,019 views

 

Statistics

Views

Total Views
1,019
Views on SlideShare
870
Embed Views
149

Actions

Likes
0
Downloads
9
Comments
0

3 Embeds 149

http://quimicacab.blogspot.com 133
http://belenqmca.blogspot.com 9
http://www.quimicacab.blogspot.com 7

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Adobe PDF

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

Qc 03 2007 Document Transcript

  • 1. C U R S O: QUÍMICA COMÚNMATERIAL QC- N° 03 NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA MECÁNICA CUÁNTICA “El azar no existe; Dios no juega a los dados.” (A. Einstein)Ni aun el propio Albert, logró comprender del todo, lo que sus apuntes le mostraban…la físicacuántica abre un abismo demasiado grande, demasiado oscuro, pero absolutamente decidor a lahora de responder las interrogantes más importantes que el hombre se cuestiona.Heisenberg, Schrödinger, Planck, Pauli, Bohr, De Broglie… y el propio Einstein, ponen en papel lafísica del presente siglo desafiando las leyes clásicas de Newton.
  • 2. ESTRUCTURA ATÓMICA MODELO CUÁNTICOPostulados de Niels Bohr El modelo planetario mostraba fisuras en sus argumentos físicos. Muchas interrogantesquedaban inconclusas y por tanto no había más remedio que cambiar de idea o modificar lasexistentes. En el año 1913, se publican las investigaciones efectuadas por Niels Bohr (1885-1962).Apoyado en la teoría cuántica del físico alemán Max Planck (1858-1947), Niels Bohr establece losparámetros para explicar la estructura de los átomos. Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones bien definidas (niveles permitidos), donde no pierden ni ganan energía (estados estacionarios). “No hay emisión ni absorción de energía mientras los electrones se mantengan en el mismo nivel”. Cuando un electrón recibe energía (ya sea térmica o eléctrica), podrá pasar a un nivel más externo, más alejado del núcleo. Este nuevo nivel es una posición inestable para el electrón, por tanto tiende a volver a su nivel original, y en este retorno, el electrón emite energía en forma de onda electromagnética (luz), energía que puede ser medida y calculada. Un electrón es más fácilmente activado mientras más externo sea. En otras palabras, es más fácil para un electrón cambiar de nivel o salir del átomo, cuanto más alejado este del núcleo. El modelo atómico de Bohr constituye el último intento de un sistema atómico usando lafísica clásica, y su logro parcial se debe a que introduce en el modelo algunas condiciones propiasde la física cuántica, (aplicada por vez primera a modelos atómicos). Aún así, la teoría falla al mantener el postulado clásico que habla de la trayectoria definidadescrita por el electrón alrededor del núcleo. El sencillo modelo planetario del átomo de Bohr ha sido sustituido para muchos fines pormodelos más refinados que no es tan fácil de entender. En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electróntiene propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz deelectrones se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. En vista de que Thomsonhabía probado (en 1897) que los electrones eran partículas, esta sugerencia de que se les deberíade tratar como ondas era difícil de aceptar. No obstante, la teoría de De Broglie se verificó experimentalmente al cabo de unos pocosaños. Los electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términosde probabilidades. En la actualidad podemos encontrar en muchos laboratorios científicos microscopioselectrónicos cuyo funcionamiento se basa en la naturaleza ondulatoria de los electrones. 2
  • 3. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS Los electrones de un átomo poseen propiedades energéticas distintas, razón por la cual,siempre son distinguibles. En otras palabras, todos los electrones de un átomo son distintos apesar de su masa y carga iguales. La situación energética de cada uno está definida por cuatro estados denominados estadoscuánticos. A cada estado cuántico corresponde un número, por lo tanto, hay cuatro númeroscuánticos para cada electrón de un átomo. Los números cuánticos identifican y describen a cada electrón.n : número cuántico principal Determina nivel energético de la región que ocupa el electrón. Cuanto mayor sea n,mayor es la energía de la nube electrónica. Nivel energético K L M N O P Q Nº cuántico principal n 1 2 3 4 5 6 7 Son conocidos, por lo tanto, 7 niveles donde se encuentran distribuidos los electrones. Elnúmero del nivel se denomina número cuántico principal y asume los valores de 1 a 7. En un nivel hay un máximo de 2n² electrones, cálculo correcto hasta el cuarto nivel (elquinto, sexto, y séptimo mantienen la capacidad máxima del cuarto).l: número cuántico secundario o azimutal Describe las formas de las nubes electrónicas, que se suelen denominar "orbitales" o "sub-niveles" y corresponden a las zonas de mayor probabilidad de ubicar a los electrones. Los orbitales se explican por la existencia de pequeñas variaciones en la cantidad deenergía de los electrones pertenecientes al mismo nivel. Se conocen 4 tipos de orbitales, cuya denominación está dada por las letras: s, p, d, f opor los números cuánticos azimutales: 0, 1, 2, 3. Nº cuántico l=0 l= 1 l= 2 l=3 azimutal orbital energético s p d f 3
  • 4. Orbital s: ( l = 0)Orbitales p: ( l = 1)Orbitales d: ( l = 2) 4
  • 5. Orbitales f: ( l = 3)m: número cuántico magnético Los orbitales pueden presentar orientaciones espaciales diferentes, es decir, pueden servarios orbitales. A cada una de las orientaciones espaciales de los orbitales está asociado un valor (unnúmero) del número cuántico magnético, estos valores van de -l hasta +l. l l número de tipo de orbital (l) l orientaciones (m) orbitales 0 (s) 0 1 1 (p) -1, 0, 1 3 2 (d) -2, -1, 0, 1, 2 5 3 (f) -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7s: número cuántico de spin El estudio de los electrones revela la existencia de tres campos magnéticos distintos elprimero está asociado al movimiento del electrón en torno del núcleo y los otros dos soninterpretados como movimientos de rotación del electrón en torno de si mismo. Estos dos últimoscampos tienen dos valores, positivo y negativo (campos contrarios). Si el electrón fuese considerado como una esfera, tendría dos sentidos de rotación: horarioy antihorario. 5
  • 6. Se acostumbra a asociar a esos dos sentidos de rotación (que en realidad son los doscampos magnéticos anteriormente referidos) dos números, cuyos valores son +½ ó -½.CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA En el estudio de la distribución electrónica en un átomo se deben respetar varios principios,que definimos a continuación.Principio de Mínima Energía, de Constitución de Bohr o de Aufbau El electrón tiende a adoptar los menores valores para sus cuatro números cuánticos, esdecir, todo electrón tiende a quedar con la mínima energía posible, por lo tanto, en la estructuraelectrónica de un átomo los electrones ocupan primero los niveles inferiores de menor energía.Ejemplo: Los números cuánticos que describen al primer electrón de un átomo. n l m s 1º electrón 1 0 0 +½Principio de Exclusión de Pauli En un átomo no pueden existir dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales.En otras palabras, nos indica que en un orbital pueden ubicarse como máximo dos electrones,siempre que presenten spin contrarios (spin antiparalelos).Ejemplo: n l m s 2º electrón 1 0 0 -½ 3º electrón 2 0 0 +½ 4º electrón 2 0 0 -½Principio de Máxima Multiplicidad de Hund. Para completar orbitales de igual energía, primero se semi-completan con electrones de undeterminado spin (para nosotros + ½) y sólo luego se completan con electrones de spin contrario(- ½). Al decir orbitales de igual energía, se refiere a los tres orbitales p (px, py, pz), a los cincoorbitales d (d1, d2, d3, d4, d5) y a los siete orbitales f. 6
  • 7. Ejemplo: n l m s 5º electrón 2 1 -1 +½ 6º electrón 2 1 0 +½ 7º electrón 2 1 1 +½ 8º electrón 2 1 -1 -½ 9º electrón 2 1 0 -½ 10º electrón 2 1 1 -½ Estas asignaciones permiten matemáticamente ubicar los electrones en un átomo. Elordenamiento es conocido como Configuración Electrónica. 7p 7s (19) (16) 6p 6d 6s (15) (18) (12) 5s 5p 5d 5f (9) (11) (14) (17) 4p 4d 4f 4s (8) (10) (13) (6) 3s 3p 3d (4) (5) (7) 2s (2) 2p (3) 1s (1) De acuerdo a los principios de mínima energía, de exclusión y de máxima multiplicidad Elorden creciente de energía es: 1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 5d 6p, 7s 5f 6d 7p, 8s… 7
  • 8. Para facilitar este orden energético, se suele utilizar el diagrama de Pauling: Capas Niveles Máximo nº e por nivel R 8 8s 2 Q 7 7s 7p 8 P 6 6s 6p 6d 18 O 5 5s 5p 5d 5f 32 N 4 4s 4p 4d 4f 32 M 3 3s 3p 3d 18 L 2 2s 2p 8 K 1 1s 2 Orbitales s p d f Nº de electrones 2 6 10 14Configuraciones electrónicas de los elementos1H : 1s12He : 1s23Li : 1s2, 2s14Be : 1s2, 2s25B :1s2, 2s2 2px1 o 1s2, 2s2 2p16C : 1s2, 2s2 2px1 2py1 o 1s2, 2s2 2p27N : 1s2, 2s2 2px1 2py1 2pz1 o 1s2, 2s2 2p38O : 1s2, 2s2 2px2 2py1 2pz1 o 1s2, 2s2 2p49F : 1s2, 2s2 2px2 2py2 2pz1 o 1s2, 2s2 2p510Ne : 1s2, 2s2 2px2 2py2 2pz2 o 1s2, 2s2 2p6 8
  • 9. 11Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1 18Ar: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p612Mg: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 19K: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s113Al: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p1 20Ca: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s214Si: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p2 21Sc: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d115P: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p3 22Ti: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d216S: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p4 23V: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 3d317Cl: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5 24Cr: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s1 3d5 Analizando la configuración electrónica del elemento cromo (Z=24) ocurre algo especial yaque es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 en vez de la esperada 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4, esdecir, el orbital s del cuarto nivel tiene 1 electrón y el orbital d del tercero tiene 5 electrones. La razón de esta anomalía se justifica por un hecho puntual de energía. Pues bien, losorbitales d son 5: d1 d2 d3 d4 d5 Existe una promoción electrónica desde el orbital 4s al orbital 3d5, ya que así sesemicompletan los orbitales 3d y, por lo tanto se alcanza mayor estabilidad energética. (...4s 3d ) 2 4 4s ......3d1 3d2 3d3 3d4 3d5 (...4s 3d )Algunas otras configuraciones: 1 5 4s ......3d1 3d2 3d3 3d4 3d525Mn: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d5 28Ni: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d8 2 2 6 2 6 2 626Fe: 1s , 2s 2p , 3s 3p , 4s 3d 29Cu: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s1 3d10 2 2 6 2 6 2 727Co: 1s , 2s 2p , 3s 3p , 4s 3d (promoción) 9
  • 10. Una configuración electrónica similar a la del elemento con z= 24 se presenta en el Cobre(Z=29) pero esta vez se realiza para completar los orbitales 3d.Es decir: •• •• •• •• •• • 2 9(...4s 3d ) 4s 3d1 3d2 3d3 3d4 3d5Luego de la promoción queda: • •• •• •• •• ••(...4s1 3d10) 4s 3d1 3d3 3d4 3d5 3d2 La promoción electrónica experimentada por el Cu (Z=29), se realiza entre el orbital 4s a unorbital 3d.Finalmente:30Zn: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 34Se: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p431Ga: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p1 35Br: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p532Ge: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p2 36Kr: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p633As: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p3 37Rb: 1s2, 2s2 2p6, 3s 2 3p6, 4s2 3d10 4p6, 5s1 Observaciones: • Algunos elementos presentan irregularidades en la distribución electrónica (promoción electrónica), es el caso del Cr y Cu además de otros. La razón es la gran estabilidad que presentan algunas ordenaciones electrónicas como por ejemplo d5 y d10. • Según el modelo ondulatorio de De Broglie, los electrones pueden ser considerados como ondas (modelo onda-partícula). La materia en general, puede presentar un comportamiento ondulatorio. Este modelo culmina con el desarrollo de una ecuación matemática, por Erwin Schrödinger (1887-1961), que describe el comportamiento ondulatorio de un electrón según los posibles modos de vibración de una onda electrónica. • Según el principio de indeterminación de Heisenberg no se puede determinar simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de un electrón. Surge, por lo tanto, la necesidad de usar los conceptos de probabilidad de posición y de probabilidad de cantidad de movimiento para un electrón. 10
  • 11. TEST EVALUACIÓN-MÓDULO 031. La secuencia cronológica ascendente correcta para los científicos indicados es A) Dalton Rutherford Bohr B) Bohr Dalton Rutherford C) Rutherford Dalton Bohr D) Dalton Bohr Rutherford E) Rutherford Bohr Dalton2. El modelo atómico de Bohr constituye el último intento de explicar el sistema atómico utilizando la física clásica, aunque utilizó algunas condiciones propias de la física cuántica. La teoría de Bohr falla al mantener un postulado clásico que dice que los electrones A) giran alrededor del núcleo. B) se encuentran fuera del núcleo. C) se encuentran en zonas de probabilidad. D) describen una trayectoria definida alrededor del núcleo. E) cambian de nivel más fácil mientras más cerca del núcleo estén.3. Es incorrecto decir que A) un electrón al alejarse del núcleo absorbe energía. B) un electrón ubicado en el primer nivel es menos energético. C) al acercarse al núcleo un electrón, se libera energía. D) si un electrón permanece en un nivel pierde lentamente energía. E) es más fácil para un electrón cambiar de nivel cuanto más alejado esté del núcleo.4. La diferencia energética entre dos niveles consecutivos es I) mayor cerca del núcleo. II) menor cerca del núcleo. III) mayor lejos del núcleo. IV) insignificante, no importando dónde esté. A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo IV E) II y III5. Las denominadas “órbitas” del modelo atómico de Bohr, se transforman ahora en “orbitales”. Es decir, ya no se acepta que el electrón tenga una trayectoria definida alrededor del núcleo, pero si que exista una zona de mayor probabilidad de encontrarlo. Esta zona de probabilidad lo determina A) n, número cuántico principal. B) l, número cuántico secundario. C) m, número cuántico magnético. D) s, número cuántico de spin. E) la combinación de los cuatro números cuánticos. 11
  • 12. 6. De las siguientes afirmaciones, una es incorrecta. Indique cual A) Los números cuánticos son las variables que describen al electrón. B) Un orbital es la zona de mayor probabilidad de encontrar al electrón. C) En el segundo nivel hay un total de 4 orbitales. D) El segundo nivel puede contener como máximo 8 electrones. E) Los orbitales f recién aparecen en el tercer nivel.7. Al interpretar la notación 3d, se puede afirmar que A) se refiere al orbital d del tercer nivel. B) los orbitales d son 3. C) hay tres electrones en los orbitales d. D) los valores de n y l son 3 y 1 respectivamente. E) se refiere al tercero de los cinco orbitales d del nivel.8. Respetando el principio de máxima multiplicidad de Hund, un átomo no puede A) tener electrones en el segundo nivel si tiene desocupado el primero. B) ubicar tres electrones en un orbital s. C) situar dos electrones en el orbital 2px y tener desocupado el 2py D) presentar más de 8 electrones en el tercer nivel. E) tener dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales.9. Los números cuánticos n y l del tercer electrón de un átomo son respectivamente A) 1 y 0 B) 1 y 1 C) 2 y 0 D) 2 y 1 E) 3 y 010. Es incorrecto afirmar que A) un átomo no puede tener dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales. B) el electrón tiende a quedar con la mínima energía posible. C) los tres orbitales p de un nivel presentan igual orientación y los electrones que allí se ubican tienen distinta energía. D) para transformar un átomo en un catión del mismo elemento, se debe aplicar energía. E) al completar los orbitales p, primero se semi-completan los orbitales px, py y pz y sólo luego se completan. DSIQC03 Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra web http://clases.e-pedrodevaldivia.cl/ 12