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Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Tema 2.Estructura electrónica del átomo• La estructura del átomo• La radiación electromagnética. Frecuencia, cuantos y efecto
fotoeléctrico• El espectro del hidrógeno atómico. El modelo de Bohr• El modelo mecano-cuántico.
La naturaleza dual del electrónEl principio de incertidumbre
• Descripción mecano-cuántica del átomo de hidrógeno• Los números cuánticos• Orbitales atómicos• Átomos polielectrónicos• Configuración electrónica. El principio de auf-bau.
Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
El átomoLeucipo y Demócrito (-450)• La materia está formada por partículas muy
pequeñas e indivisibles.
John Dalton (1803) reintrodujo una teoría atómicasistemática basada en los elementos de Lavoisier.• Los átomos son indivisibles y no se pueden crear ni
destruir en una reacción química.• Cada átomo de un elemento es exactamente igual a
otro del mismo elemento y diferente de otros átomosde otros elementos.
• Cuando los átomos se combinan entre sí, lo hacenen proporciones de pequeños números enteros.
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La estructura del átomo. Las partículas subatómicas
http://www.hep.yorku.ca/yhep/ppp.html
12 minestableestableVida media1/21/21/2Spin (h/2π)0+1–1Carga1.008931.007570.0005486Masa (uma)n, Np+, p, P, H+e–, e, βDesignaciónNeutrónProtónElectrónPropiedad
-1/34.7bottomb
+2/3176topt
-1/30.15stranges
+2/31.5charmc
-1/30.08downd +2/30.004upu
Electric Charge (e)Mass (GeV/c2)Flavour
Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
El electrón (elektron: ámbar)El término electrón G. J. Stoney lo aplicó a la carga de un ionmonovalente (1874).Como partícula con masa, energía y carga fue identificado y caracterizado por J. J. Thomson (rayos catódicos, 1897) y Millikan(gota de aceite, 1909).Responsable de la electricidad y de las reacciones químicas.Masa: 9.109x10-31 kg (onda-partícula).Radio < 10-18 m
Production ofelectrons(green) andpositrons (red) from collisonsof gamma rayphotons withlead nuclei.
The SPEAR colliding electron-positron storagering in 1974.
http://www.wordiq.com/definition/Electron
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Experimento de Thomson, 1897
Todos los metales emitían idénticas partículas cuando se empleaban como cátodos en un tubo de rayos catódicos que eran atraídos por la placa positiva Determinó la relación carga/masa del electrón.
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/07.html
http://digilander.libero.it/mfinotes/VEuropeo/Physics/thomson.htm
Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
Experimento de Thomson, 1897
http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Media_Assets/Chapter02/Text_Images/FG02_03.JPG
A drawing of a cathode-ray tube (a) and an actual tube (b), (c). A stream of rays (electrons) emitted from the negatively charged cathode passes through a slit, moves toward the positively charged anode, and is detected by a fluorescent strip. The electron beam ordinarily travels in a straight line (b), but it is deflected if either a magnetic field (c) or an electric field is present.
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Experimento de Millikan, 1909
http://webphysics.davidson.edu/alumni/MiLee/JLab/Ex4/apparatus.htm
Igualando la fuerza eléctrica en gotas de aceite cargadas en un campo eléctrico con la fuerza de la gravedad fue capaz de determinar la carga del electrón (1.6x10-19 C)
F=6πρηv1
Fb=mairg
Fg=moilg
v1
F=6πρηv2
Fb=mairg
Fg=moilg
v2
Fe=QE
http://library.thinkquest.org/28582/history/millexp.htm?tqskip1=1&tqtime=1024
http://library.thinkquest.org/19662/low/eng/exp-millikan.html?tqskip=1
http://www.wordiq.com/definition/Oil-drop_experimenthttp://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Media_Assets/Chapter02/
The falling oil droplets are given a negativecharge, which makes it possible for them to be suspended between two electrically chargedplates. Knowing the mass of the drop and thevoltage on the plates makes it possible tocalculate the charge on the drop.
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El protón (protos: primero)Descubierto en 1886 por E. Goldstein. La particula constituyente de los rayos canales (Kanalstrahlen)
1 dirección de los rayos canales2 cátodo3 pantalla perforada4 dirección de los rayos catódicos6 ánodo
http://library.thinkquest.org/19662/low/eng/exp-aston.html
http://particleadventure.org/particleadventure/
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El neutrón Existencia predicha en 1920 por E. Rutherford, su ayudante James Chadwick lo encontró en 1932.
1n9Be 4He 12C
Fuera del núcleo atómico el neutrón se transforma espontáneamente en un protón, un electrón y un neutrino. Vida media 13 min.
http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/webdocs/Chem-History/Chadwick-1932/Chadwick-neutron.html
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/particles/neutrondis.html
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Experimento de Rutherford, 1910
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Experimento de Rutherford, 1910
The Rutherford scattering experiment. (a) When a beam of alpha particles is directed at a thin gold foil, most particles pass through the foil undeflected, but a small number are deflected at large angles and a few bounce back toward the particle source. (b) A closeup view shows how most of an atom is empty space and only the alpha particles that strike a nucleus are deflected.
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Existencia de un núcleo central con carga positiva = a la negativa de los electrones• 99.9 % de la masa• rn10-15 m =1/100000 ra
Electrones fuera del núcleo.La carga positiva de un átomo se debe a los protones.
Modelo atómico de Rutherford
EAZ
número atómico: Znúmero neutrónico: Nnúmero másico: A= Z+N
http://www.britannica.com/nobel/micro/514_59.html
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La luzNewton (1675), teoría corpuscular de la luzHuygens, naturaleza ondulatoriaYoung (1800), teoría ondulatoria, explicaba reflexión y refracciónFresnel (1815), base matemática de la teoría ondulatoriaRöentgen (1895), decubrió los rayos XPlank (1900), radiación de cuerpo negroEinstein (1905), efecto fotoeléctricoCompton (1922), dispersión de la luz
velocidad c (m·s-1)amplitud Alongitud de onda λ (m)frecuencia ν (s-1)
λν = c
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Espectro electromagnéticoEl espectro electromagnético se extiende desde las ondas de radio hasta los rayos gamma
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Espectro electromagnético. El visibleLa región del visible se extiende desde los 200 hasta los 900 nm. Otros organismos pueden detectar la luz sobre regiones ligeramente diferentes.La luz solar disponible a nivel del suelo se encuentra entre 400 y 700 nm, región en la que el ojo humano es más sensible.Un objeto tiene, ante nosotros, el color de la luz que refleja en lugar del color que absorbe. Por ejemplo, la clorofila, presente en las hojas de las plantas, hace que éstas sean verdes porque absorbe luz roja (655 nm) y azul violeta (430 nm) mientras que refleja la luz verde hacia el observador.
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Radiación de cuerpo negro
Distribución espectral de la radiación de cuerpo negro
Cuerpo negro: Cavidad con paredes a una cierta temperatura. Los átomos que componen la pared están emitiendo energia y a su vez abosrbiendo la radiación que otros emiten. • Absorbancia = 1 Se sabía que al calentar
objetos densos a altas temperaturas, éstos emiten energía, y que la curva de intensidad versus la longitud de onda siguen una curva como se ilustra aquí. Mientras más alta es la temperatura, la longitud de onda es más corta en el tope de la curva
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Cuerpo negroABSORBANCIA: Fracción de luz incidente que absorbe la superficie de un material.Ley de Kirchhoff: En el equilibrio la radiación emitida debe ser igual a la absorbida.CUERPO NEGRO: Superficie con absorbancia unidad. Es el emisor y absorbente más eficiente de energía radiante.Ley de Stefan-Boltzman: Poder de emission de energía radiante: P/A = σ T4 (Jm-2s-1)constante de Stefan =5.6703 x 10-8 wattm-2K-4
Wien: Poder de emisón monocromática (energía emitida entre λ y λ+dλ)
• Ajusta bien para λ pequeñas.
Rayleigh (1900)
• Ajusta bien para λ grandes.
Lummer y Pringsheim (1899): Determinación experimental de la distribución de energía de un cuerpo negro a distintas temperatuas: Fórmula empírica:
Plank (1900):
Eλ =aλ5
f (λT )⇒ Eλ =aλ5
e−b / λT
Eλ =2πkTcλ4
E = cT 5−µλ−µe−b /(λT )υ
Oscilador molecular
µ = 5 ν = 1 Wienµ = 4 b = 0 Rayleigh
E =2πcλ4
∈0
e∈0 / kT −1
http://galileo.phys.virginia.edu/classes/252/black_body_radiation.html
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Max Plank, 1900Los átomos radiantes se comportan como osciladores armónicos y cada uno oscila con una frecuencia νCada oscilador puede absorber o emitir o emitir energía de radiación en una cantidad proporcional a su frecuencia. E = h νLa energía de los osciladores esta cuantizada
En = n h ν (n entero > 0)h: cte de Plank = 6.6246x10-34 J.s
LA MATERIA EMITE ENERGÍA DE FORMA CUANTIZADA, NO CONTINUA
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/bbcon.html#c1
Eλ =2πhc2
λ51
ech / λkT −1
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Efecto fotoeléctricoLuz monocromática de suficiente energía incide sobre una superficie metálica.Se emiten electrones
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/mod1.html#c1http://www.phys.virginia.edu/classes/252/photoelectric_effect.html
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Einstein 1905La energía de los fotoelectrones es independiente de la intensidad, pero proporcional a la frecuencia de la radiación incidente.El número de fotoelectrones emitidos por segundo es proporcional a la intensidad de la radiación incidente.Al aumentar la intensidad de la radiación incidente no aumenta la energía de los electrones emitidos.Para cada metal hay una frecuencia crítica (νo) por debajo de la cual no se produce emisión de electrones.
RADIACIÓN INCIDENTE FOTOELECTRONESIntensidad Frecuencia Número Energía
= == =
Ec = h(ν−ν0)
hν = Ec + Wfunción trabajo: W = hνofrecuencia umbral: νohν = Ec + hνo
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El espectro del HEl espectro de emisión lo produce los átomos al retornar sus electrones a los estados de menor energía.Informan sobre los estados electrónicos del átomo.Balmer describió el espectro de emisión del H en el visible según la ecuación:
,...4,3 121
22 =
−= n
nRν
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Constante de Rydberg
Rydberg (R∞) 10973731.568549(83) m-1
Rydberg (R∞c) 3.289841960368(25)x1015 s-1
Rydberg (R∞hc) 2.17987490(17) x10–18 J Rydberg (R∞hc) 13.60569172(53) eV
Serie de Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,… UVSerie de Balmer n1 = 2 n2 = 3, 4, 5, 6,… VisSerie de Paschen n1 = 3 n2 = 4, 5, 6, 7,… IRSerie de Brackett n1 = 4 n2 = 5, 6, 7, 8,… IRSerie de Pfund n1 = 5 n2 = 6, 7, 8, 9,… IR
ν = R y
1n 1
2 −1n 2
2
1/λν
E=hν
E=hν
http://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Results?search_for=rydberg
R∞ =α 2mec
2h
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Espectros de absorción y de emisión
Espectro continuo
Espectros de emisiónEspectro de Absorción
Cuando se produce una descarga eléctrica en presencia de un elemento en estado gaseoso, algunos de sus átomos se excitan y emiten luz cuando vuelven al estado fundamental. Por lo tanto, los espectros de emisión dan información sobre los estados electrónicos de los átomos.
Na (vapor)
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Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno. 1913
Postulados:1. Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor
del núcleo bajo la influencia de la atracción electrostática entre ambos, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica.
2. En lugar de infinitas órbitas posibles (según la mecánica clásica), el electrón sólo puede girar en una órbita cuyo momento angular L es un múltiplo entero de h/2π. Estados estacionarios.
3. A pesar de que está continuamente acelerando, el electrón no emite radiación electromagnética cuando se mueve en dichas órbitas. Por tanto, su energía total permanece constante.
4. Se emite radiación electromagnética si un electrón, inicialmente en una órbita de energía total E1, cambia a una órbita de energía total E2. La frecuencia de la radiación emitida, ν, es igual:
ν =E1 − E2
hhttp://dbhs.wvusd.k12.ca.us/webdocs/Chem-History/Bohr/Bohr-1913a.html
http://www.pha.jhu.edu/~rt19/hydro/node2.html
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Teoría de Bohr del átomo de hidrógenoFcentr =me
v2
rFelec =
14πε o
Ze2
r 2
L = r × p = mevr =nh2π
v =14πεo
Ze2
mer
r =h2ε o
πmee2
n2
Z= ao
n2
Z ao = 0.529Å
E = Ec + Ep =12mev
2 −1
4πε o
Ze2
r= −
14πε o
Ze2
2r= −
mee4
8h2ε o2
Z2
n2
1
2
3
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Bohr-RydbergUn electrón absorbe o emite energia al pasar de una órbita a otra:
E 2 − E1 =mee 4
8h 2ε02
1n12 −
1n22
Efotón = E 2 −E 1 = hν
ν =mee 4
8h 3ε02
1n12 −
1n22
R∞c = 3.289 841 960 368 x 1015 s-1
4
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Modelo mecano-cuántico.Naturaleza dual del electrón
Postuló: a todo movimiento de partícula (el electrón) estáasociado una onda:
nλ = 2dsen θ2
Difracción de e–: Davisson y Germer, 1926Doble rendija: Young, 1801
OM : E = hυFotón : E = mc 2
λ =hmv
=hp
Louis de Broglie, 1924
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Electrones y ondas
100 e-
3000 e-
70000 e-
b
a c
http://www.maloka.org/f2000/schroedinger/two-slit3.html
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Principio de incertidumbre de Heisenberg
“Cuanto mayor sea la precisión en la posición, menor será la precisión del momento en ese instante, y viceversa”
Heisenberg, 1927
Es imposible conocer a la vez la posición y la velocidad de un objeto con precisión.
∆x ⋅ ∆p ≥h4π
∆E ⋅ ∆t ≥h4π
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Principio de incertidumbre de HeisenbergCon objeto de observar un electrón, sería necesario emplear fotones que tienen una λ muy corta.Fotones con longitudes de onda corta tendrían una frecuencia elevada y serían portadores de gran energía.Si uno de estos fotones incidiera sobre un electrón produciría un cambio en el movimiento y la velocidad del electrón.Fotones de baja energía tendrían un efecto tan pequeño que no darían información precisa sobre el electrón.
∆x ⋅∆v ≥h4πm
Cuanto menor sea la masa de un objeto mayor será el producto de las incertidumbres de su posición y velocidad
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Ecuación de SchrödingerSchrödinger propuso una ecuación de onda para explicar el movimiento de partículas subatómicas ligadas. Es el resultado de combinar la ecuación que caracteriza una onda estacionaria con la que caracteriza a una partícula mediante la relación de de Broglie.
Hψ = Eψ
http://230nsc1.phy-astr.gsu.edu/hbase/quantum/hydsch.html
−h2
8π2m∂2ψ∂x2
+∂2ψ∂y2
+∂ 2ψ∂z2
+ Vψ = Eψ
−h2
8π 2m∇2ψ( )+Vψ = Eψ
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La solución de la ecuación de Schrödingerψ debe ser una función de valor únicoψ en ningún punto puede ser igua a 1ψ debe ser 0 a r = infinitoψ debe estar normalizada
La ecuación de Schrödinger en coordenadas polares:
El átomo de hidrógeno
N 2 ψψ ∗
0
∞∫ dτ = 1
1r 2
∂∂r
r 2 ∂ψ∂r
+
1r 2sen2θ
⋅∂ 2ψ∂φ2
+1
r 2senθ∂∂θ
senθ∂ψ∂θ
+8π2µh2
ET −V( )ψ = 0
ψ (r ,θ,φ ) = R (r ) ⋅Θ(θ ) ⋅ Φ(φ)
Función de onda Radial Angular
Condiciones frontera
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Soluciones de la ecuación de Schrödinger
Parte radial
Parte angular
Rn,l(r ) =4(n − l −1)!Z 3
n + l( )![ ]3n4ao32Zrnao
l
⋅e−Zr / nao ⋅Ln+l2n+l 2Zr
nao
Φml(φ ) =
12π
e±imlφ
Θl,ml
(θ ) =(2l +1)(l− | ml |)!2(l+ | ml |)!
Pl|ml |(cosθ )
n = 1, 2, 3,...
l = 0, 1, 2, ..., n-1
l = 0, 1, 2, 3,...
ml = 0, ±1, ±2,…±l
ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅ Θl,ml
(θ ) ⋅ Φml(φ )
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n número cuántico principal, n = 1, 2, 3,….Define la energía media del electrón situado en las capas, K, L, M,…
l número cuántico secundario, azimutal, l = 0,1, 2,…n-1Caracteriza la forma de los orbitales atómicosl 0 1 2 3 4 …estado s p d f g
ml número cuántico magnético, m = 0, ±1, ±2,…± l
Caracteriza las diferentes opciones de orientación de los orbitales
Números cuánticos
ms número cuántico de spin, ms = ±1/2Define los dos estados posibles del electrón sobre si mismo
Schrödinger
Dirac, Relatividad
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La función de onda ψ para una combinación dada de valores n, l y m se llama orbital.• Un orbital es una función de probabilidad, cuyo sentido
físico se refiere a una región del espacio respecto del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón de energía concreta posee un valor especificado (90%, …)
• Los orbitales se designan en función de los valores característicos de n, l y m y es posible referirse a ellos mediante la notación:
n: nº cuántico principal (numérica)l : nº cuántico azimutal (alfabética: s, p, d, f…)ml: nº cuántico magnéticox: indica el número de electrones
Orbitales
nlml
x
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Números cuánticos
n l ml subcapa nº orbitales n2
4
9
16
1
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Funciones de onda radial y angularLa función de onda ψ consta de dos partes, una radial (dependiente sólo de r) y otra angular (dependiente sólo de θ y φ):
ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅ Θl,ml
(θ ) ⋅ Φml(φ )
ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅Yl,ml
(θ,φ )
Parte radial
Parte angular
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Funciones radialesDependen de la distancia al núcleo (r)Dependen de los números cuánticos n y l.Probabilidad finita de hallar al electrón entre r = 0 - ∞El estudio de R(r) frente a la distancia al núcleo:• Rn,l(r) vs r parte radial• R2
n,l(r) vs r densidad de probabilidad radial• 4πr2R2
n,l(r) vs r distribución radialNodos [R(r)=0] nº nodos radiales = n- l -1Penetración de los electrones: s > p > d > f
Rn,l(r )
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Funciones angulares
Υl,ml= Θl,ml
(θ ) ⋅ Φml(φ )
ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅Yl,ml
(θ,φ )
Determinan la forma y orientación de los orbitales.l = 0 estados s, 1 orbitall = 1, estados p, 3 orbitalesl = 2, estados d, 5 orbitalesl = 3, estados f, 7 orbitales
Υl,ml: Paridad = (-1)l
Nodos [Υl,ml(θ,φ)=0] nº de nodos angulares= l
• s = 0 p = 1 d =2(dz2: 1 superficie cónica) f = 3
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l=0 l=1 l=2 l=3m=0 m=0 m=1 m=0 m=1 m=2 m=0 m=1 m=2 m=3
1
2
3
4
Tabla de orbitales atómicos
http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm
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Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
http://www.shef.ac.uk/chemistry/orbitron/
Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
Orbitales s y p
px py pz
s
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Orbitales ddz
2
dx2-y
2
dxy
dyz
dxz
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Orbitales f
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Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
Evolución del modelo atómico
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Átomos polielectrónicosLa ecuación de Schrödinger no tiene solución exacta para átomos con más de un electrón.Métodos aproximados:• Método del campo autoconsistente de Hartree-Fock
Trata de transformar un problema de Z electrones en Z problemas de un electrón.
• Método orbitalψ = ψ (r1) ψ (r2)... ψ (rN) Trata las repulsiones electrón-electrón de forma aproximada. Cada electrón
experimenta su propio campo central = campo del núcleo + campo del resto de electrones.
http://www.fi.uib.no/AMOS/Hartree/H-F/LINK/H-F/LINK/lindex.html
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Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
Orbitales de Slater. Carga nuclear efectivaCada electrón actua de pantalla de los electrones más alejados del núcleo, reduciendo la atracción entre el núcleo y los electrones distantes.Parte radial:Parte angular: la misma que H
N: cte de normalizaciónρ=r/ao
Z*= carga nuclear efectivan*: número atómico efectivo
Rn (ρ) = Nρn*−1e−Z *ρ / n *
Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
Constante de apantallamiento (1)Determinación de la constante de apantallamiento1. Escribir la configuración electrónica completa y agrupar los orbitales
ns y np, disponer separadamente los demás:(1s)(2s 2p)(3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d) (4f) (5s 5p) (5d) (5f) (5g)….
2. Los electrones a la derecha del grupo de electrones en cuestión no contribuyen al apantallamiento de dichos electrones.
3. Para electrones s o p:a.Los electrones en el mismo (ns np) apantallan 0.35 unidades de carga
nuclear.b.Los electrones en los niveles n-1 apantallan 0.85 unidades de carga
nuclearc.Los electrones en niveles n-2 o inferiores apantallan completamente (1.0
unidades de carga nuclear)
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Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005
Constante de apantallamiento (2)4. Para electrones d o f:
a Los electrones en el mismo (nd) o (nf) apantallan 0.35 unidades de carga nuclear.b. Los electrones en grupos situados a la izquierda apantallan completamente (1.0
unidades de carga nuclear)5. Para obtener la carga nuclear efectiva sufrida por el electrón: restaremos a la
carga nuclear verdadera Z la suma de las constantes de apantallamientoobtenidas al aplicar las reglas 2-4.
Carga nuclear efectiva: Z* = Z - Σs
Grupo deelectrones
Los gruposmás altos
El mismogrupo
Grupos conn' = n-1
Grupos conn' < n-1
(1s) 0 0.30
(ns np) 0 0.35 0.85 1.00
(nd) (nf) 0 0.35 1.00 1.00
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Niveles de energíaPara H: la energía de los electrones sólo depende de nPara átomos polielectrónicos: la energía de electrones con el mismo n, aumenta al aumentar l.Cuanto mayor es el número atómico, mayor es la atracción que ejerce el núcleo sobre el electrón y menor su energía.Regla (n + l)• Los niveles de energía van
en el orden (n+l) y si dos niveles tienen el mismo valor de (n+l) la menor energía corresponde al que tiene menor n.
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Principio de exclusión de PauliLa energía de un electrón en un átomo está perfectamente definida si se conocen los cuatro números cuánticosEn sistemas multielectrónicos, cada electrón tratará de ocupar el orbital de menor energía, el más estable.Principio de exclusión de Pauli:
Un orbital viene definido por n, l y ml.Por lo tanto un orbital sólo puede acomodoar dos electrones con ms = +1/2 y ms = -1/2.
En un átomo dado, dos electrones no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales
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Capa n l ml designación nºorbitales
nºelectrones
nº totalelectrones
K 1 0 0 1s 1 2
L 2 01
0-1 0 1
2s2p
13
26
M 3 012
0-1 0 1
-2 -1 0 1 2
3s3p3d
135
26
10N 4 0
123
0-1 0 1
-2 -1 0 1 2-3 -2 -1 0 1 2 3
4s4p4d4f
1357
26
1014
2
8
18
32
2n2
Capacidad de las capas
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Configuraciones electrónicas y principio de auf-bau
Los átomos se construyen mediante adiciones sucesivas de protones y neutrones al núcleo y del número suficiente de electrones para equilibrar la carga.Cada electrón que se añade ocupara el orbital atómico de menor energía que esté disponible.El orden de llenado es:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p• Los orbitales semillenos y totalmente llenos son más estables que
los orbitales parcialmente llenos.• Para lantánidos y actínidos no se observa regularidad alguna debido
a que las diferencias de energía entre los orbitales d y f son muy pequeñas.
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Periodo
1
3
4
5
6
7
2
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Configuraciones
s f d p
He2
2
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http://www.fi.uib.no/AMOS/Hartree/H-F/LINK/H-F/LINK/configs.html
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Configuraciones electrónicas de ionesAtomos neutros y aniones: auf-bauCationes: abbau
Regla de abbau [R.J. Tykody, J. Chem. Educ., 1987, 64, 943]Partir de la configuración electrónica del estado fundamental para el átomo neutro
1. Eliminar los electrones del orbital de mayor n, si hay varios, comenzar por el de mayor valor de l.
2. Una vez vaciados los orbitales de mayor valor de n, eliminar los electrones de los niveles d parcialmente llenos y si hiciera falta más, seguir con los fparcialmente llenos.
3. Si aún fuera necesario eliminar más electrones volver a la regla 1.
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Configuraciones electrónicas. Regla HundPara un átomo con orbitales degenerados parcialmente ocupados, el estado fundamental es aquel con el momento de spin total máximo y el momento orbital máximo.• El máximo spin se obtiene alineando todos los spines (de los
electrones desapareado) en la misma dirección.
1. The term with maximum multiplicity lies lowest in energy2. For a given multiplicity, the term with the largest value of L
lies lowest in in energy.3. For atoms with less than half-filled shells, the level with the
lowest value of J lies lowest in energy.
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