VII. Estructura electrónica de los atomos
VII.1. Radiación electromagnética y espectros Atómicos
VII.2.Teoría cuántica
VII...
El principio de incertidumbre
Las propiedades ondulatorias del electrón se traducen en
que no se puede conocer su posición...
Estructuras electrónicas de los elementos


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que incorpora el comportam...
Orbitales y números cuánticos


los
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con energía y forma característica.
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Orbitales y números cuánticos
 n número cuántico principal.

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Orbitales y números cuánticos
l número cuántico
azimutal.
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número cuántico magnético

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Orbitales y números cuánticos
CAPA ELECTRÓNICA: conjunto de orbitales con
igual n. Ej n = 3
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Valores de números cuánticos
Para n=1, sólo existe el orbital 1s [#orbitales = n2 = 12 = 1]
Para n=2, existen 1s y 3 orbit...
Formas de los orbitales atómicos


Orbital s

Dentro de una misma
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Formas de los orbitales atómicos


Orbitales d y f

Existen para n ≥ 3
(valores de l = 2)

Hay (5) orbitales 3d, (5) 4d

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“Spín” del electrón: 4º número cuántico
El electrón se comporta como si fuera una
diminuta esfera que gira sobre su propio...
Configuraciones electrónicas
 Forma en que los electrones se

distribuyen (energía, distancia del núcleo
y forma del orbi...
Configuraciones electrónicas
Regla de Hund: “En
el caso de
orbitales
degenerados
(=energía), se
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Configuraciones electrónicas
Gases nobles:
He
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NA= 54
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Configuraciones
abreviadas:
[Na] (11): [Ne]3s1
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Electrones del Gas Noble: electrones internos
Electrones de capa interna: electrones de valen...
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Fundamentos de quimica

  1. 1. 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
  2. 2. 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.
  3. 3. 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.
  4. 4. Orbitales y números cuánticos  los electrones se disponen en orbitales con energía y forma característica. En lugar de girar en órbitas circulares (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 ml 5
  5. 5. 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
  6. 6. 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.  Valor de l 0 1 2 3 Letra designación s p d f  El conjunto de orbitales con igual n y l constituyen una subcapa (ej. “3d”)
  7. 7. Orbitales y números cuánticos  ml 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 ml
  8. 8. 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)
  9. 9. Valores de números cuánticos Para n=1, sólo existe el orbital 1s [#orbitales = n2 = 12 = 1] Para n=2, existen 1s y 3 orbitales p (x, y, z) [#orbitales = n 2 = 22 = 4] Para n=3, existen 1s, 3 p y 5 orbitales p [#orbitales = n2 = 32 = 9] Para n=4: 1s, 3 p, 5 d y 7 f [#orbitales = n2 = 42 = 16]
  10. 10. 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.
  11. 11. 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) 12/01/14
  12. 12. 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.
  13. 13. “Spín” del electrón: 4º número cuántico El electrón se comporta como si fuera una diminuta esfera que gira sobre su propio eje.  ms : 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)
  14. 14. 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”
  15. 15. 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”
  16. 16. Configuraciones electrónicas Gases nobles: He Ne Ar Kr Xe Rn NA= 2 NA= 10 NA= 18 NA= 36 NA= 54 NA= 86 1s2 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 Todos los orbitales se encuentran ocupados por dos electrones; de aquí su no reactividad química. quimica
  17. 17. Configuraciones electrónicas Configuraciones abreviadas: [Na] (11): [Ne]3s1 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]4s1 (no 3d) Hay diez elementos que llenan primero el 4s antes de los 3d; se denominan elementos de transición, o metales de transición
  18. 18. Configuraciones electrónicas Electrones del Gas Noble: electrones internos Electrones de capa interna: electrones de valencia
  19. 19. Que tengas un buen día.
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