Química 3er año Julia Vergara

Eje 1: LOS MATERIALES: ESTRUCTURA, PROPIEDADES E INTERACCIONES Sub eje 1: Modelo atómico mecánico-cuántico.

Configuración electrónica.

Después de haber estudiado la historia de la evolución del modelo atómico nos concentramos en estudiar el Modelo atómico mecánico-cuántico y la configuración electrónica de los elementos químicos. Para ello:

1- Miramos el vídeo de la clase virtual del tema compartido en el classroom. 2- Leemos las diapositivas de la presentación compartidas por classroom. 3- Realiza las actividades propuestas.

ACTIVIDADES:

1- De acuerdo con las reglas establecidas ¿cual es el número máximo de electrones que caben en los primeros cuatro niveles de energía?

2- Escribí la configuración electónica del (CE) de los siguientes atómos: litio, Z=3; carbono, Z=6; magnesio, Z=12; cinc, Z=30; bromo, Z=35.

3- Indicá con una x las configuraciones electrónicas que no son posibles y explicá por qué:

4- ¿Cuál de las siguientes configuraciones es más estable? ¿Por qué?

5- ¿Cuáles son los números cuánticos principal (n) y secundario (o azimutal, l) que definen al último electrón de las siguientes configuraciones?

IMPORTANTE: Hay que unirse al classroom de google. Claves: ★ 3°A: nm3hha4 ★ 3°B: 5j4pqbz ★ 3°C: zj7cq4k

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El modelo mecánico cuántico del átomo

Configuración electrónica

Hasta ahora: IONES:

ISÓTOPOS:

Partículas subatómicas

Evolución del modelo atómico

Postulados del modelo mecanico-cuantico LUIS DE BROGLIE(1923): el electrón tiene un comportamiento dual (doble): de onda y al mismo tiempo de partícula por tener masa y moverse a elevadas velocidades.

Si queres saber más: https://www.youtube.com/watch?v=acpGNFLeveE

Postulados del modelo mecanico-cuantico WERNER HEISENBERG (1926): PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE que dice que: es imposible conocer con certeza simultáneamente la velocidad y la posición de una partícula en movimiento.

Postulados del modelo mecanico-cuantico ERWIN SCHRÖDINGER: FUNCIÓN o ECUACIÓN DE ONDA DE SCHÖDINGER. Permite conocer la probabilidad de encontrar un electrón a distintas distancias del núcleo del átomo.A partir de todas estas ideas e interpretaciones se llega a un concepto de ORBITAL ATÓMICO: es la zona alrededor del núcleo donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón.

Postulados del modelo mecanico-cuantico LUIS DE BROGLIE(1923): DUALIDAD ONDA PARTÍCULA

WERNER HEISENBERG (1926): PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

ERWIN SCHRÖDINGER: ECUACIÓN DE ONDA DE SCHÖDINGER

Número Cuánticos: nos indican la energía y posición de un electrón.

Orbitales:

Configuración ElectrónicaLa configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

¿Por qué es importante?

Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la corteza.

Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Ideas básicas son las siguientes:Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.

A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno.

Hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

NIVEL SUBNIVELNOMBRE

DE LOS ORBITALES

NÚMERO MÁXIMO

DE ELECTRONES

POR SUBNIVEL

NÚMERO MÁXIMO

DE ELECTRONES

POR NIVEL

1 s 1s 2 2

2S 2s 2

8p 2p 6

3

S 3s 2

18p 3p 6

d 3d 10

4

s 4s 2

32p 4p 6

d 4d 10

f 4f 14

Representación de los orbitales

s

d

p

f

Ejercitemos

1H

2He

3Li

1s1

1s2

1s2 2s1

5B

1s2 2s2

6C

1s2 2s2 2p2

2p1

Cómo completamos la configuración:Regla de Hund:

Esta regla explica el llenado de orbitales atómicos que tienen igual energía, los 3 tipo p, los 5 tipo d y 7 tipo f.La partícula analizada será más estable (es decir, tendrá menos energía), cuando los electrones estén en paralelo, uno en cada orbitral.

Para entender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales de un subnivel deben estar ocupados por al menos un electrón, antes de que se añada un segundo electrón en el mismo orbital. Cuando la órbital adquiere el segundo electrón, se coloca en forma antiparalela (spin opuesto) al anterior.

Cómo completamos la configuración:Regla de las diagonales:

Cuando un átomo o ion se encuentra en su estado fundamental, los electrones ocupan los espacios disponibles de los orbitales atómicos de acuerdo con su nivel de energía.

Al ocupar los orbitales, los electrones se sitúan primero en los niveles que poseen menor energía y estén desocupados, para luego ir ubicándose en los de mayor energía.

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 4f – 5d – 6p – 7s – 5f – 6d – 7p.

Tarea: