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UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES
EL ÁTOMO.- Es la partícula más simple de un elemento químico que co...
K, Cr, Co, Zn
K = Potasio
Z = 19
Z = #P+
= #At = 19
A = Z + N
N = A – Z
N = A – Z+
nº = 39 – 19
nº = 20
Cr = Cromo
Z = 24
...
A = 12.011 u.m.a.
Por definición
Isótopos.- Son grupos atómicos que pertenecen al mismo elemento químico que poseen
propie...
Esta teoría es la que conocemos como el pudín de pasas, en la cual el pudín es la masa con
la carga positiva y las pasas r...
E1 E2 E3 . . . . . En
Relación de Energía E1< E2< E3 . . . . . < En
Estado Excitado.- Representa aquel estado cuando por a...
El registro de esta información representa el espectro atómico.
Característicasdel Espectro Atómico.- El estudio de los es...
Esta teoría en la interpretación hace una analogía al hecho
de que compara con una escalera donde una persona puede
trepar...
3. Finalmente la mecánica cuántica establece el límite en el número de electrones que
puede ocupar cualquier nivel de ener...
Teoría Cuántica de Max Plank (1901).- A este físico correspondió la postulación de la
teoría cuántica que durante el siglo...
2. A la teoría cuántica ∆ε = h *υ y la relativa ∆ε = hυ =mc2
Donde:
m = es la masa del electrón e1-
C = es la velocidad de...
alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón es considerado, esta
región se denomina “ORBITAL ATÓMI...
2s 2p
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Es la parte más importante de la mecánica cuántica es el de...
Número Cuántico Secundario o Azimutal (  ).- Este número cuántico define la forma del
orbital en el cual se mueve el elec...
Nivel principal n 1, 2, 3, 4………….+
Subnivel de energía 1 0, 1, 2, 3,……….... (n - 1)
s, sp, spd, spdf.
Número Cuántico Magn...
 Subnivel d = 5 orbitales
 Subnivel f = 7 orbitales
Con estos antecedentes la conformación de la tabla que involucra las...
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TIPOS DE ORBÍTALES ELECTRÓNICOS.- Al término orbital se encuentra asociado
términos como la ubicación de los electrone...
NODOS.- Representa la superficie intermedia donde ( 2
), es igual a cero anotándose que el
número de nodos aumenta; confor...
Px
Orbitales d y f.- Los orbitales que están formados por 4 lóbulos que representa la nube
electrónica, dependiendo de la ...
Finalmente las representaciones dadas en la gráfica se emplean comúnmente para todos los
orbitales d, cualquiera que sea e...
Cabe indicar, que existe una diferencia entre los orbitales del átomo de hidrógeno y los
átomos multi- electrónico, esta d...
A partir del subnivel 3p, se produce una SUPERPOSICIÓN de energía; es decir, en este
punto, la configuración electrónica r...
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Principio de Exclusión de Pauli.- Este principio relaciona los números at...
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Unidad ii

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Unidad ii

  1. 1. UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES EL ÁTOMO.- Es la partícula más simple de un elemento químico que conserva las propiedades de el, por lo general un átomo esta formado por una serie de partículas fundamentales como son: Electrones, Protones, Neutrones. Que en su conjunto tienen cargas positivas, negativas y neutras respectivamente en la distribución los protones y neutrones se ubica en el núcleo y los electrones se ubican en las órbitas atómicas llamados también NUBE ELECTRÓNICA. A continuación algunos detalles de ciertas características de las partículas: PARTÍCULAS SÍMBOLO MASA ATÓMICA RELATIVA CARGA RELATIVA COULUMBIOS (C) unidad eléctrica para medir la carga Protones p+ 1.00783 uma +1 +1.6 x 10-19 Electrones e- 1.00867 uma -1 -1.6 x 10-19 Neutrones nº 0.30055 uma 0 0 Con relación al diámetro del núcleo del átomo los valores promedios corresponden a: 10-2 cm (10-4 Aº) y 10-8 cm (1 Aº) El átomo con relación a cualquier elemento químico es eléctricamente neutro, lo que quiere decir que el número de protones es igual al número de electrones. Número Atómico (Z).- representa el número de partículas positivas o el número de protones ubicados en el núcleo. Todos los átomos que constituyen un elemento químico determinado tiene el mismo número atómico por ejemplo: El átomo de Bario de #atómico 56 (Z), Número de protones = 56 átomos de Bario. Número de Masa o Peso Atómico (A).-Representa la sumatoria de partículas positivas y neutras ubicadas en el núcleo. A = Z + nº # nº = A – Z Ejercicios de Aplicación: Calcular el número de electrones, el número de protones y el número de neutrones para los siguientes elementos:
  2. 2. K, Cr, Co, Zn K = Potasio Z = 19 Z = #P+ = #At = 19 A = Z + N N = A – Z N = A – Z+ nº = 39 – 19 nº = 20 Cr = Cromo Z = 24 Z = #P+ = #At = 24 #P+ = #e- 24 = 24 nº = A – Z nº = 51.49 – 24 nº = 29.6 ≡ 27 Co = Cobalto Z = 27 Z = #P+ = #At = 27 #P+ = #e- 24 = 24 nº = A – Z nº = 59.3 – 27 nº = 31.9 ≡ 32 Zn = Zinc Z = 30 Z = #P+ = #At = 30 #P+ = #e- 30 = 30 nº = A – Z nº = 65-30 nº = 35 u.m.a en lugar de gramos utilizamos la unidad de masa atómica (u.m.a) y es igual a 1.66053 x 10-24 gr. PESO ATÓMICO La masa atómica se considera de 2 tipos: Masa Atómica Absoluta.- Es el peso real de un átomo cualquiera determinado por algún método físico de pesaje. Por ejemplo para el átomo de Hidrógeno su masa atómica es: H = 1.6 x 10-24 gr de masa atómica absoluta H = 1.0079 u.m.a. masa atómica neutra Masa Atómica Relativa.- Representa el peso de un átomo cualquiera tomando en referencia al isótopo más común del átomo de Carbono; a este isótopo se le asigna convencionalmente el valor de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.), para el siguiente ejemplo se interpretan de la siguiente manera: Por definición C 12 1 uma = (1/12.0) uma u.m.a. por definición de la masa del átomo de carbono Valor asignado convencionalmente
  3. 3. A = 12.011 u.m.a. Por definición Isótopos.- Son grupos atómicos que pertenecen al mismo elemento químico que poseen propiedades físicas y químicas semejantes e igual número atómico pero difieren en sus masas atómicas por ejemplo: El átomo de O ISÓTOPO % abundancia En mezcla natural posee 8 O uma 99.7% 16 8 O uma 0.037% 17 8 O uma 0.204% 18 Isóbaros.- Son grupos atómicos que tienen igual número de masa atómica pero difieren en las propiedades físicas y químicas en el número atómico por ejemplo: Hidrógeno # de p+ # de e- #nº % de abundancia Proteo 1 H 1.008 1 1 0 99.985% Deuterio 2 H 1.009 1 1 1 0.015% Tritio 3 H 1.008 1 1 2 0% EL ÁTOMO NUCLEAR.- La actividad llevada a cabo por químicos y físicos del siglo XIX no comprobaron la existencia del átomo pues las evidencias que proporcionaban eran solamente de tipo indirectas, aunque procesadas adecuadamente. Los resultados experimentales coincidían con la teoría atómica del átomo (1.813), en conclusión este trabajo conjunto fue suficientemente convincente como para poner en tela de duda, por los investigadores del siglo XX en torno a la estructura atómica de la materia. Con estos antecedentes se describe los diferentes modelos atómicos que pueden considerarse como aportes importantes a definir el modelo actual del átomo. El Átomo o Modelo Nuclear (J.J Thomson 1987).- Constituye una de las primeras teorías en la que se propuso que el átomo es una masa con carga positiva, con electronesesparcidospor todo el átomo y lo más separados posibles entre ellos. 12 u.m.a. 1 átomo O A=16 u.m.a. Z=80
  4. 4. Esta teoría es la que conocemos como el pudín de pasas, en la cual el pudín es la masa con la carga positiva y las pasas representan los electrones. Masa con car Masa con carga positiva (núcleo del átomo) Modelo Atómico (Ernest Rutherford1.911).- Este modelo se encuentra basado en su propio experimento que consistía en haber hecho pasar partículas con cargas positivas por una lámina metálica delgada de Oro, Rutherford propuso un modelo planetario o lunar para el átomo, en el cual la parte positiva llamada núcleo esta en el centro del átomo y los electrones son considerados como si estuvieran girando alrededor. Sin embargo existieron dificultades con este modelo atómico como por ejemplo: el hecho de que los electrones no daban con un espectro de luz continua, cuando se los permitía regresar a su estado original, después de haber pasado por un estado excitado. En el átomo se distinguen dos estados fundamentales que son: Estado Normal o Basal.- Representa aquel estado en que los electrones correspondientes a los diferentes orbitales se ubican en ciertos niveles de energía, con la particularidad de que estos niveles están muy cercanos al núcleo. e- e- e- p+ e- e- e- Pp pp ptd gd p+ Núcleo de carga positiva (p+) P+
  5. 5. E1 E2 E3 . . . . . En Relación de Energía E1< E2< E3 . . . . . < En Estado Excitado.- Representa aquel estado cuando por alguna razón los electrones ocupan niveles superiores o inferiores de energía, a través de los saltos de electrones produciendo una absorción o emisión de energía respectivamente. Tomando en referencia al estado excitado del átomo el origen del término “ESPECTRO ATÓMICO” se establece de la siguiente forma: Estado Normal del Átomo Estado Excitado de Átomo Salto nivel superior Absorción de energía Salto nivel inferior Emisión de energía Espectro atómico Secuencia del fenómeno físico para el espectro atómico. Átomo Estado excitado Emite radiación Átomo Estado normal Al retractarse la radiación emitida produce espectros característicos de la especie atómica.
  6. 6. El registro de esta información representa el espectro atómico. Característicasdel Espectro Atómico.- El estudio de los espectros atómicos es muy importante para indicar el comportamiento de los electrones en el átomo; en este contexto sus características corresponden a: 1. El espectro atómico consta de un grupo de líneas finas. 2. Cada línea corresponde a una frecuencia definida (υ). 3. La frecuencia de la radiación emitida por un átomo es una medida del cambio energético que experimenta los electrones en dicho átomo. La relación entre el cambio de energía y la frecuencia este dado por la ecuación de PLANK de la siguiente forma: ∆ E = h * υ(nu) Donde: ∆ E = Es el cambio de energía h = Es la constante de PLANK υ = Es la frecuencia. Para un elemento determinado del espectro atómico aparece en grupos o series diferentes con ciertas denominaciones, tal es el caso por ejemplo del elemento Hidrógeno. ESPECTRO ATÓMICO DEL ELEMENTO HIDRÓGENO. Serie de Pachel serie de Balmor Serie de Lyman Región infra-roja Región visible Región ultravioleta Modelo Atómico de Neil Bohr (1913).- Su modelo hace referencia a la propuesta de que los electrones en un átomo podían estar solamente en ciertas órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo en este contexto proponía que la energía de los electrones es cuantizadas y que puede perderse o ganarse energía (absorción o emisión de energía) únicamente en cantidades discretas. Salto Electrónico Estado estacionario
  7. 7. Esta teoría en la interpretación hace una analogía al hecho de que compara con una escalera donde una persona puede trepar de un escalón a un escalón y no podría trepar de una posición inicial a otra posición mayor. )1( 23 12 nn EEE EEE EEE . Discreta. 21 13 nn EEE EEE No factible MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO Antecedentes.- El perfeccionamiento de la teoría y modelo atómico propuesto por Bhor desde 1920 – 1930 condujo al desarrollo de la teoría moderna sobre la estructura atómica la cual se basa en la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria, esta es una descripción matemática de las leyes del movimiento ya que se aplica a partículas pequeñas como los electrones los cuales poseen propiedades tanto de partículas como de ondas. A más de lo indicado esta teoría indica puntualizar lo siguiente: 1. Permite el cálculo matemático de le energía de cada electrón en un átomo, establece que los electrones ocupan varios niveles de energía en torno al núcleo. 2. Cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía y además cada subnivel de energía posee un conjunto de uno o más orbitales. Cantidad de energía que puede ganar o perder e e e Factible – Experimentalmente 12 EEE Núcleo Orb. Orb.2 Orb.……Orb. E1 E2 E3……En
  8. 8. 3. Finalmente la mecánica cuántica establece el límite en el número de electrones que puede ocupar cualquier nivel de energía determinado. En este contexto los trabajos de mayor importancia y que sirven de fundamento teórico para establecer el modelo actual se detalla a continuación de la siguiente forma: Teoría de Onda de Maxwell (1964). Cuando un grupo de partículas cargadas eléctricamente se mueven unas con respecto a otros se generaban campos eléctricos y campos magnéticos que se propagan en el medio ambiente, esta forma de propagación se denomina ONDA, los campos electromagnéticos tienen su propia energía y resulta que la ONDA sirve de medio para su propagación, transmisión, o distancia. Esta transmisión de energía se denomina radiación electromagnética, que representado gráficamente a través de una ecuación de estado tiene el siguiente alcance: C = .υ C = Es la velocidad de la radiación electromagnética. = Es la longitud de onda (distancia entre dos puntos máximos o mínimos de la trayectoria de onda). υ = Es la frecuencia (representa el número de crestas por el tiempo) Ejemplo: 20 crestas en 60 segundos. Tomando como referencia la trayectoria de ONDA seguida por una partícula cargada, Maxwell estableció que: la velocidad con que se propaga una radiación electromagnética es igual al producto de las longitudes de ONDA por la frecuencia de las mismas, matemáticamente se tiene la siguiente ecuación: C = λ * υ cresta crestacresta cresta cresta Partícula cargada eléctricamente Plano de las X es perpendicular
  9. 9. Teoría Cuántica de Max Plank (1901).- A este físico correspondió la postulación de la teoría cuántica que durante el siglo XIX contribuyó a solucionar problemas de la física. Esta teoría explica la interacción que existe entre la radiación y la materia, afirmando que la energía radiante producida por un cuerpo negro se comporta como si estuviera constituido por pequeñas cantidades, unidades o paquetes denominados (CUANTOS). Un cuanto es la unidad más pequeña de energía, en general la cantidad de energía asociada a un cuanto de radiación electromagnética se expresa a través de la siguiente ecuación: FrecuenciaV SgErgxPlanckdeteconslaEs cuantoconasociadoenergíadeCambioE vhE )1063.6(tan "" . 27 Cuerpo negro Fuente de emisión Las ecuaciones de estado planteadas en la teoría de onda de (Maxwell), y la teoría cuántica de (PLANK), se establece una relación de la siguiente forma: Reemplazando en la ecuación de ∆ε se tiene: Ecuación que relaciona la teoría de onda y cuántica. HIPÓTESIS DE LUIS BROGLIE (1924).- La teoría de Bohr a esta altura del tiempo se le consideraba inconsistente ya que no permitió explicar algunos fenómenos físicos del átomo y esto se debe a la hipótesis de BROGLIE que afirma: “QUE LOS ELECTRONES DEBEN TENER PROPIEDADES QUE SE SUBORDINAN A DOS CONDICIONES” 1. La teoría de la onda de Maxwell. C = λ * υTeoría de onda ∆ε = hυTeoría cuántica υ = C/ λ ∆ε = h*C λ Radiación electromagnética Cuanto
  10. 10. 2. A la teoría cuántica ∆ε = h *υ y la relativa ∆ε = hυ =mc2 Donde: m = es la masa del electrón e1- C = es la velocidad de la luz (e1- ) Según Broglie un electrón se mueve en el espacio con una longitud de onda que responde a las siguientes características: De la ecuación de Maxwell despejamos λ C = λυ υ = C / λ reemplazamos en la ecuación de Max – Plank y tenemos: ∆ε = (h*c)/ λ Si nosotros sabemos que: ∆ε = h * υ = m*C2 ∆ε = (h*C)/ λ Entonces tenemos: (h*C)/ λ = m*C2 despejamos λ λ = h/ (m*C) Esta ecuación demuestra la hipótesis de Luis - Broglie Principio de Incertidumbre W. Heinsimberg.- A este investigador le correspondió formular el principio de incertidumbre que afirma que: “NO SE PUEDE CONOCER SIMULTÁNEAMENTE LA VELOCIDAD EN POSICIÓN DE UN ELECTRÓN CON LA UBICACIÓN EXACTA PARA TRAZAR SU TRAYECTORIA EN UN DETERMINADO NIVEL DE ENERGÍA ES DECIR, NO SE PUEDE ESTABLECER A priori LAS CONDICIONES DE POSICIÓN Y VELOCIDAD PERO SI ES POSIBLE MEDIR LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN DE UN INSTANTE DADO PARA UN PUNTO DETERMINADO PARA UN NIVEL DE ENERGÍA.” Ejemplo para el átomo de He. Este contexto si bien no se traza la trayectoria de un electrón, pero a través de la ecuación de SCHǑHDINGER, se puede situar una región del espacio C = h * υ υ= C/λ
  11. 11. alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón es considerado, esta región se denomina “ORBITAL ATÓMICO”. Ejemplo para el átomo de He e Ejemplo: 2 Hl Zona de probabilidad de encontrar Ecuación de Onda de Schodinger 1926.-Fórmula la ecuación matemática llamada ecuación de onda a base de la mecánica cuántica que relaciona las longitudes de onda asociadas a las partículas y a sus energías (E1, E2, E3,..., En). El estado de una partícula se describe mediante la función de onda . Que obedece a la ecuación de SCHODINGER. Para el átomo de Hidrógeno tenemos: 2 Ψ + 2 Ψ + 2 Ψ + 8 2 m (Et – Epo) x2 y2 z2 h2 = 0 Donde: = Es la función de onda x,y,z = Son las coordenadas del espacio tridimensional m = Masa de la partícula. h = Es la constante de Planck Et – Epo = Es la energía total y potencial de una partícula Epo = Energía potencial de una partícula. Esta ecuación manifiesta la naturaleza corpuscular y ondulatoria de un electrón. Et = Ec + Epo NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES. 1s 2P+ Posición Átomo – He-normal No factible e- Zona de probabilidad de encontrar un electrón. Factible orbital atómico..
  12. 12. 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f Es la parte más importante de la mecánica cuántica es el de haber explicado la trayectoria de un electrón mediante los números cuánticos y orbitales. La solución completa de la mecánica cuántica al problema del átomo de hidrógeno, proporciona un conjunto de funciones de onda y otra energía. Pero cada solución satisface la ecuación de SCHODINGER. Las funciones de onda ( ) permitidas para el átomo de hidrógeno se llaman orbitales caracterizados por una forma y energía específica. El modelo de la mecánica cuántica utiliza tres números cuánticos para describir un orbital, siendo importante también la descripción del número cuántico del espin que se adiciona a las tres anteriores y en este contexto los números cuanticos son los siguientes: Número Cuántico Principal (n).- Este número cuántico representa el nivel de energía principal o capa principal e indica la distancia media de los electrones con relación al núcleo. Su intervalo de variación corresponde a: # Max e- es n = 1, 2, 3,4………………+ El número máximo de electrones para la capa o nivel de energía principal esta dado por: 2n2 En resumen el número máximo de electrones en función del número cuántico principal y la representación del nivel o capa principal de energía, se puede expresar como: N 1 2 3 4 5 6 7 Capa o nivel principal K L M N O P Q Número máximo de electrones 2n2 2 8 18 32 50 72 98 Nivel de Energía: Representa la nube electrónica de la carga negativa esparcida en una región determinada del espacio. Orbital: Un orbital representa una región en el espacio con una forma específica, donde es probable encontrar el par de electrones.
  13. 13. Número Cuántico Secundario o Azimutal (  ).- Este número cuántico define la forma del orbital en el cual se mueve el electrón, su variación corresponde a: l = 0, 1, 2, 3, 4,…………. (n -  ). El valor de  para un orbital en particular se designa y con las letras s, p, d, f, que corresponden a las palabras: sharp, principal, difusa, fundamental: las cuales se utilizaron para describir ciertos aspectos del espectro atómico en los átomos (multi–electrones, antes del desarrollo de la mecánica cuántica). De acuerdo al principio que gobierna el arreglo de los electrones, es decir de acuerdo al principio de exclusión de PAULI, el número máximo de electrones para cada subnivel de energía se expresa como: Máximo de electrones en cada orbital es de 2 ℮- así tenemos lo siguiente: s 1 1 x 2 = 2℮- p 3 3 x 2 = 6℮- d 5 5 x 2 = 10℮- f 7 7 x 2 = 14℮- # de Orbitales# max ℮- 1 3 5 7 S = 2 p = 6 d = 10 f = 7 En resumen el número cuántico secundario (1) representado por los subniveles de energía s, p, d, f, y el número máximo de electrones permisibles de cada electrón en cada subnivel se da de la siguiente manera: Sharp Principal Difusa FundamentalSharp Principal Fundamental Difusa
  14. 14. Nivel principal n 1, 2, 3, 4………….+ Subnivel de energía 1 0, 1, 2, 3,……….... (n - 1) s, sp, spd, spdf. Número Cuántico Magnético (ml).- Este número cuántico describe la orientación en el espacio del orbital (campo electromagnético) su variación corresponde a: -m ………………………-2, -1, 0, 1, 2…………………………..+m Número Cuántico de Espin (ms).- El movimiento de los electrones en sus propios ejes el cual por combinación se le ha asignado un movimiento horario y antihorario. Su variación corresponde a: ms +1/2 (Movimiento hacia la derecha) ms -1/2 (Movimiento hacia la izquierda) El movimiento horario y antihorario asignado a un electrón se puede expresar como: RELACIÓN ENTRE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.- De la información recopilada a través de las definiciones de intervalos de variación de los números cuánticos; podemos establecer esa tabla comparativa de sus relaciones no sin antes indicar dos aspectos que deben ser tomados en cuenta para la estructuración de la tabla de relaciones entre los números cuánticos. 1) Cada capa o nivel de energía es dividido en subniveles de energía, pero que en conjunto es igual al número cuántico principal (n) 2) Cada subcapa o subnivel de energía esta dividida en ( subcapas o subniveles de energía, pero que en conjunto es igual al número cuántico) por orbital tomando en cuenta la siguiente distribución:  Subnivel s = 1 orbital  Subnivel p = 3 orbitales Explicación.- Los electrones se comportan como si giraran alrededor de un eje que pasa por su centro, las dos direcciones permitidas para el SPIN corresponde a los valores de +1/2 y -1/2 indicado anteriormente. e- - ½ e- + ½
  15. 15.  Subnivel d = 5 orbitales  Subnivel f = 7 orbitales Con estos antecedentes la conformación de la tabla que involucra las relaciones entre numerales cuánticos es la siguiente: TABLA DE RELACIONES n  m subcapa o subnivel ms № de orbitales de energía. № de spin por cada subnivel de energía. 1 0 0 1 s2 +1/2-1/2 1 x 2 = 2 2 0 0 2 s2 +1/2-1/2 1 4 x 2 = 8 1 -1 0 2p6 +1/2 -1/2 3 +1 3 0 0 3 s2 +1/2 -1/2 1 1 - 1 0 3p6 +1/2 -1/2 3 9 x 2 = 18 +1 2 - 2 +1/2 -1/2 - 1 0 3d10 +1/2 -1/2 5 1 2 4 0 0 1 1 - 1 +1/2 –1/2 0 4p6 3 +1 - 2 - 1 +1/2 –1/2 2 0 4d10 5 16 x 2 = 32 1 2 -3 - 2 +1/2 –1/2 - 1 3 0 4f14 7 1
  16. 16. 2 3 TIPOS DE ORBÍTALES ELECTRÓNICOS.- Al término orbital se encuentra asociado términos como la ubicación de los electrones y las energías asociadas a las mismas. Para el presente caso la función de onda proporciona información en torno a la ubicación de un electrón en el espacio cuando se encuentran en un determinado estado de energía, a continuación se indican las formas que presentan los orbitales electrónicos con relación a su representación gráfica. Orbitales S.- Es la forma simétrica distribuida en torno al núcleo del átomo. Se le considera el orbital de mayor estabilidad electrónica o el de menor energía. La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo a medida de que se aleja del mismo en cualquiera de sus direcciones, gráficamente se tiene:
  17. 17. NODOS.- Representa la superficie intermedia donde ( 2 ), es igual a cero anotándose que el número de nodos aumenta; conforme se incrementa n. ALTURA DE LA CURVA DE CALENTAMIENTO.- Representa la densidad electrónica a medida que nos movemos del núcleo. Orbitales P.- Estos orbitales no son simétricos con respecto al núcleo atómico, ya que su densidad electrónica se encuentra a los lados respecto al núcleo; con frecuencia decimos que este orbital tiene dos lóbulos en forma de dos peras unidas por su parte más angosta, en el cuál su representación gráfica corresponde a la distribución promedio de un electrón a lo largo de los ejes x, y, z, representan los orbítales px, py, pz, (existen tres tipos de orbitales P). Función de 2 de la probabilidad decrece.
  18. 18. Px Orbitales d y f.- Los orbitales que están formados por 4 lóbulos que representa la nube electrónica, dependiendo de la orientación a lo largo de los ejes x, y, z, la representación de los orbitales corresponden a: dxy, dxz, dyz, dx2 y2 , dz2 .
  19. 19. Finalmente las representaciones dadas en la gráfica se emplean comúnmente para todos los orbitales d, cualquiera que sea el valor de n. Para el caso de los orbitales f, su representación responde a formas complejas, difícil de graficar en un contorno tridimensional: ejes x, y, z, existiendo 7 orbitales f equivalentes para valores de n. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La teoría que se ha desarrollado para los orbtales electrónicos es correcta siempre y cuando nos refiramos al átomo elemental de hidrógeno o átomos similares como el Helio o el Litio. Encontrando a la función de onda ( ), exacta como solución necesaria de la ecuación de onda para átomos multi- electrónicos es una forma difícil, sin embargo se cree que los resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno son aproximadamente correctos para átomos mas complejos, es decir que se supone que para estos átomos complejos existen los mismos números cuánticos y orbitales.
  20. 20. Cabe indicar, que existe una diferencia entre los orbitales del átomo de hidrógeno y los átomos multi- electrónico, esta diferencia reside en la energía asociada en cada electrón en un orbital, comparativamente se tiene: Átomo de Hidrógeno Átomo multi- electrónico Nota: En cada caso la energía total se forma positiva. En este contexto, en el átomo normal de hidrógeno de un electrón, se halla en el estado energético mas bajo posible, es decir, en el orbital 1S2. Para los átomos multi- electrónicos la situación cambia, ya que la energía total de los orbitales depende en sumatoria del valor de n = 1. La designación que caracteriza a cada electrón dentro de un átomo cualquiera se denomina como la configuración electrónica asignado a dicho átomo en particular, a continuación se indican ciertas reglas y principios para asignar la configuración electrónica probables para átomos de diferentes elementos químicos (tabla periódica), debiendo anotar que esta configuración electrónica corresponde al comportamiento experimental contenido, esto es basándose en los datos espectroscópicos (ESPECTRO ATÓMICO), así tenemos:  Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima. Para los 18 primeros elementos de la tabla periódica los electrones van ocupando los orbitales de más baja energía hasta saturarlos completamente, en este punto de configuración electrónica corresponde a: n  * 1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6 = 18e- (H, He, Li, Au), para estos elementos. n * n = nivel principal de energía. Ejemplo: 3 Li  = subnivel de energía x = e- 1s2 , 2s1 x= nùmero de electrones  = s 1s2 , 2s1 n = 1 Energía Orbital Energía de los Orbitales. Depende de n=1 (Sub-orbitalS) Depende de Sin = 2 SubnivelSp n = 3SubnivelSpd n = 4SubnivelSpdf
  21. 21. A partir del subnivel 3p, se produce una SUPERPOSICIÓN de energía; es decir, en este punto, la configuración electrónica responde a otro ordenamiento. A U F B A U que eslasiguiente: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,6d,7p,6f,7d,7s. Basándose en lo anotado se puede establecer un diagrama energético para indicar, aquella situación de los niveles más bajos de energía, de la siguiente forma: 4to NIVEL DE ENERGIA ......Subnivel E 4p ......Subnivel E 3d ......Subnivel E 4s ......Subnivel E 3p 3er NIVEL DE ENERGÍA .......Subnivel E 3s n = 3 ......SubnivelE 2p 2do NIVEL DE ENERGÍA ......Subnivel E 2s n = 2 ……Subnivel E 1s 1er NIVEL DE ENERGÍA n = 1 Aumento de energía. El orden de llenado de los orbitales de menor a mayor de energía para cada uno de los subniveles de energía se conoce con el nombre de AUFBAU; que es el orden que sigue la tabla periódica, en este contexto tenemos; que en cualquier átomo los electrones van ocupando los subniveles de menor energía más bajo del átomo, a esto se le conoce como ESTADO FUNDAMENTAL. Regla de Hund.- Para cualquier conjunto de orbitales, y si existen disponibles estos de idéntica energía, los electrones tienden a ocupar de uno en uno y no parearse, aparentemente toma menos energía para que un electrón, ocupe un orbital individualmente que parearse con otro electrón en un orbital de igual energía por ejemplo: 6 C 1s2 2s2 2p2 Regla de Hund Orbitales en superposición de E a partir de 19k hacia...... 105Ha Orbitales de energía más bajo a los 18 primeros elementos de la tabla periódica
  22. 22. n=1 n =2 6 C 1s2 2s2 2p x incorrecto n = 1 n = 2 Principio de Exclusión de Pauli.- Este principio relaciona los números atómicos cuánticos con el número máximo de electrones posibles en cada orbital, sub. nivel, o nivel de energía, en este contexto establece que “En un átomo determinado los dos electrones no pueden tener exactamente iguales los cuatro números cuánticos (n = 1 = ml), que describa el orbital en particular y al agregar luego el número cuántico de ESPIN, ms de + ½ y de - ½, tendremos dos conjuntos diferentes de números cuánticos para un orbital en particular, así tenemos: COMBINACIÓN BASADA EN LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. n  m ms 1 0 0 +1/2 -1/2 2 0 0 +1/2 -1/2 -1 +1/2 -1/2 0 +1/2 -1/2 +1 +1/2 -1/2 3 0 0 +1/2 -1/2 1 - 1 +1/2 -1/2 0 +1/2 -1/2 +1 +1/2 -1/2 2 - 2 +1/2 -1/2 - 1 +1/2 -1/2 0 +1/2 -1/2 + 1 +1/2 -1/2 + 2 +1/2 -1/2 Configuración Electrónica asignado a los Átomos.- Si representamos los subniveles de energía (conjunto de orbitales como cajas o conjunto de cajas), y los electrones con flechas, además si aplicamos las diferencias dadas en las diferentes posiciones la configuración electrónica asignada a cualquier átomo de los primeros elementos de la tabla periódica podemos representar el diagrama de los orbitales para los átomos de la siguiente forma: s 2 e- max.
  23. 23. CONJUNTO p 6 e- max. DE ORBÍTALES. d 10 e- max. f 14 e- max.

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