Estructura atómica
Modelo mecano-cuántico
Química – 1er
Año
Prof. Oscar Salgado B.
osalgado@ceat.cl
Modelo Mecano-Cuántico del
Átomo
En 1924, Louis de Broglie, postuló que los
electrones tenían un comportamiento dual
de on...
Planck: cuantización de la energía
Radiación del cuerpo negro:
la energía sólo puede absorberse o
liberarse en los átomos ...
La luz como partícula
Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la
luz está formada por partículas, fotones.
Energía de un fot...
Modelo Mecano-Cuántico
del Átomo
En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que
es imposible conocer con exactitud la
posición, e...
El principio de incertidumbre
Al considerar partículas con masas muy
pequeñas (escalas atómicas) no es
posible determinar ...
En 1927, Erwin Schrodinger propuso una
ecuación muy compleja en la que introdujo la
hipótesis de De Broglie tomando en cue...
La ecuación de Schrödinger
Es una ecuación que incluye las componentes
ondulatorias. El movimiento de una onda se
describe...
En este modelo de átomo
plenamente cuántico (Schrodinger),
han desaparecido dos conceptos
básicos del modelo anterior:
Los...
La propuesta de Schrodinger, conduce a un conjunto
limitado de de funciones de onda (orbitales) por
cada nivel energético ...
Orbital atómico
La función de onda (Ψ ) es una función
matemática sin significado físico en la mecánica
clásica, cuya inte...
Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica
NÚMEROS CUÁNTICOS:
Describen el estado de los electrones en
los orbitales atómicos....
Número Cuántico Principal (n):
Nos da información acerca de la
energía total del electrón. Corresponde a los
niveles de en...
A cada valor de l se le asigna una letra:
Cada tipo de orbital tiene su forma:
Cuanto mayor sea el valor de l, más excéntrica será
la órbita, es decir, más aplanada será la elipse que
recorre el electr...
Número Cuántico Magnético (m):
Nos da información acerca de cuántos
orbitales existen para un cierto número cuántico
azimu...
Existe un determinado número de
orbitales de cada tipo
Un orbital es una función matemática
que describe la región en torno al
núcleo donde existe mayor
probabilidad de encontra...
Número Cuántico de Spin (ms):
Nos da información acerca de la rotación
del electrónen torno a su propio eje.
Valores posib...
Configuración Electrónica del átomo
Distribución de los electrones en los
orbitales de un átomo, descrita por los
números ...
Reglas para la distribución de los e-
en los
orbitales
Principio de Mínima energía: "Los
electrones se ubican primero en l...
Principio de Mínima energía
Principio de aufbau y regla de Hunds:
H (Z=1) al C (Z=6)
Diagrama de orbitales
Notación spdf (condensada): 1s2
2s2
2p2
Not...
Llenado de orbitales p
Llenado de orbitales d
Configuraciones electrónicas y la
Tabla Periódica
Estructura atómica
Modelo mecano-cuántico
Química – 1er
Año
Prof. Oscar Salgado B.
osalgado@ceat.cl
Upcoming SlideShare
Loading in …5
×

Modelo mecano cuntico

2,371 views

Published on

1 Comment
2 Likes
Statistics
Notes
  • Excelente trabajo. M ea yudo mucho.
       Reply 
    Are you sure you want to  Yes  No
    Your message goes here
No Downloads
Views
Total views
2,371
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2
Actions
Shares
0
Downloads
84
Comments
1
Likes
2
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Modelo mecano cuntico

  1. 1. Estructura atómica Modelo mecano-cuántico Química – 1er Año Prof. Oscar Salgado B. osalgado@ceat.cl
  2. 2. Modelo Mecano-Cuántico del Átomo En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda. Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise de Broglie (1924) demostró λ = h/mv Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecano-cuántico fueron tres científicos:
  3. 3. Planck: cuantización de la energía Radiación del cuerpo negro: la energía sólo puede absorberse o liberarse en los átomos en cantidades definidas llamadas cuantos. La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación está dada por: h es la constante de Planck (6.626 × 10-34 J. s). ν= hE
  4. 4. La luz como partícula Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la luz está formada por partículas, fotones. Energía de un fotón: ν= hE
  5. 5. Modelo Mecano-Cuántico del Átomo En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre“. Si una partícula se comporta como una onda y viceversa, es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y el momento (velocidad) de dicha partícula. Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada.
  6. 6. El principio de incertidumbre Al considerar partículas con masas muy pequeñas (escalas atómicas) no es posible determinar con suficiente precisión y simultáneamente su posición y su velocidad (Heisemberg 1927). No tiene sentido describir el comportamiento del electrón en torno al núcleo con las leyes de la mecánica clásica. Hay que considerar su comportamiento como onda.
  7. 7. En 1927, Erwin Schrodinger propuso una ecuación muy compleja en la que introdujo la hipótesis de De Broglie tomando en cuenta el comportamiento dual del electrón, la que al ser resuelta permite obtener soluciones llamadas funciones de onda (llamadas también orbitales) y que contiene toda la información que permite describir el comportamiento del electrón en el átomo. En este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón.
  8. 8. La ecuación de Schrödinger Es una ecuación que incluye las componentes ondulatorias. El movimiento de una onda se describe matemáticamente mediante una ecuación que se denomina ecuación de onda. Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del núcleo como una onda y planteó la ecuación de onda. Al resolver matemáticamente esta ecuación se obtienen distintas soluciones (estados del sistema). Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda (infinitos estados o estados electrónicos del sistema). Cada estado electrónico está caracterizado por 4 números, los números cuánticos: n, l, ml, ms
  9. 9. En este modelo de átomo plenamente cuántico (Schrodinger), han desaparecido dos conceptos básicos del modelo anterior: Los electrones no son considerados como partículas sino como ondas No existen órbitas electrónicas sino orbitales
  10. 10. La propuesta de Schrodinger, conduce a un conjunto limitado de de funciones de onda (orbitales) por cada nivel energético propuesta. En un átomo multielectrónico, los orbitales por nivel energético resultan tener diferentes energías, lo que genera una subdivisión energética denominada subniveles de energía. Las funciones de onda u orbitales correspondiente a estos subniveles se designan con las letras minúsculas s, p, d, f. Aunque la palabra orbital proviene de órbita, ambos términos no deben confundirse. Bohr, postula que el electrón del hidrógeno puede girar en órbitas circulares específicas. Al considerar el principio de indeterminación en un orbital, se nos informa sobre la probabilidad de encontrar el electrón en una región que depende del tipo de orbital.
  11. 11. Orbital atómico La función de onda (Ψ ) es una función matemática sin significado físico en la mecánica clásica, cuya interpretación ha sido objeto de múltiples controversias, que describe el movimiento del electrón en función del tiempo y de su posición. Concepto de densidad electrónica: probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del átomo (relacionada con Ψ2) La zona del espacio en la cual es mas probable encontrar al electrón la denominamos orbital atómico.
  12. 12. Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica NÚMEROS CUÁNTICOS: Describen el estado de los electrones en los orbitales atómicos. Cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón: n: determina el nivel energético l: determina el subnivel energético m: determina el orbital concreto dentro de ese subnivel s: determina el electrón concreto dentro de los que pueden alojarse en cada orbital (puede haber dos electrones en cada orbital).
  13. 13. Número Cuántico Principal (n): Nos da información acerca de la energía total del electrón. Corresponde a los niveles de energía. Valores posibles: 1, 2, 3, 4, 5… Número Cuántico Azimutal (l): Nos da información acerca de la forma de los orbitales. Representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Valores posibles: 0, 1, 2, 3,…(n - 1)
  14. 14. A cada valor de l se le asigna una letra: Cada tipo de orbital tiene su forma:
  15. 15. Cuanto mayor sea el valor de l, más excéntrica será la órbita, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón
  16. 16. Número Cuántico Magnético (m): Nos da información acerca de cuántos orbitales existen para un cierto número cuántico azimutal: l Valores posibles: De - l a + l
  17. 17. Existe un determinado número de orbitales de cada tipo
  18. 18. Un orbital es una función matemática que describe la región en torno al núcleo donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se describen con la ayuda de tres números cuánticos: n (principal), l (secundario), m (magnético). Cada orbital puede ser ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en el número cuántico de espín (s).
  19. 19. Número Cuántico de Spin (ms): Nos da información acerca de la rotación del electrónen torno a su propio eje. Valores posibles: +1/2 y -1/2 Números Cuánticos Significado físico Valores permitidos Principal (n) Energía total del electrón. Distancia del electrón al núcleo. 1, 2, 3,… Secundario o azimutal (I) Subnivel energético. Forma del orbital. 0, 1, 2, 3 Magnético (m) Orientación del orbital. -l,…,0,…+l Spin (ms) Sentido de giro del electrón en torno a su eje. +1/2, -1/2
  20. 20. Configuración Electrónica del átomo Distribución de los electrones en los orbitales de un átomo, descrita por los números cuánticos. Orden de llenado de los orbitales: Configuración electrónica de un átomo es una designación de la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas.
  21. 21. Reglas para la distribución de los e- en los orbitales Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan cuando los primeros están ocupados“. Los e- ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los 4 números cuánticos iguales Regla de Hund: en orbitales degenerados los e- tienden al máximo desapareamiento.
  22. 22. Principio de Mínima energía
  23. 23. Principio de aufbau y regla de Hunds: H (Z=1) al C (Z=6) Diagrama de orbitales Notación spdf (condensada): 1s2 2s2 2p2 Notación spdf (expandida): 1s2 2s2 2px1 2py 1
  24. 24. Llenado de orbitales p
  25. 25. Llenado de orbitales d
  26. 26. Configuraciones electrónicas y la Tabla Periódica
  27. 27. Estructura atómica Modelo mecano-cuántico Química – 1er Año Prof. Oscar Salgado B. osalgado@ceat.cl

×