TEMA 1ESTRUCTURA ATÓMICA

DE LA MATERIA Y SISTEMA PERIÓDICO DE

LOS ELEMENTOS

TEMA 1ESTRUCTURA ATÓMICA

DE LA MATERIA Y SISTEMA PERIÓDICO DE

LOS ELEMENTOS

IES Luis Cobiella Cuevas

Curso 2013/20142º Bachil lerato

2 ª Parte: Modelo actual Mecano-cuántico4.- Crisis de la física clásica.

La hipótesis de De Broglie: dualidad onda-corpúsculo

5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica.

Principio de indeterminación o incertidumbre de Heisenberg.

Ecuación de onda de Schrödinger.

Los números cuánticos y los orbitales atómicos.

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Orden energético de los orbitales.

Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

4. Crisis de la física clásicaEl problema de la naturaleza de la luz

LA TEORÍA ELECTROMAGNÉTICA DE MAXWELL

La luz es una onda que se puede propagar por el vacío (confirmada experimentalmente por Hertz)

LA TEORÍA ELECTROMAGNÉTICA DE MAXWELL

La luz es una onda que se puede propagar por el vacío (confirmada experimentalmente por Hertz)

LA EXPLICACIÓN DEL EFECTO FOTOELÉCTRICO:

La luz estaba compuesta por corpúsculos energetico o fotones cuya energía era proporcionada por la ecuación E= H·ν

LA EXPLICACIÓN DEL EFECTO FOTOELÉCTRICO:

La luz estaba compuesta por corpúsculos energetico o fotones cuya energía era proporcionada por la ecuación E= H·ν

SE CONSIDERA LA NATURALEZA DUAL CORPÚSCULO-ONDA:

Incompatible con los conceptos clásicos de onda y de partícula.

Según la ecuación λ= h/p (λ longitud de onda, y p la cantidad de movimiento).

(no significa que la luz sea las dos cosas al mismo tiempo)

SE CONSIDERA LA NATURALEZA DUAL CORPÚSCULO-ONDA:

Incompatible con los conceptos clásicos de onda y de partícula.

Según la ecuación λ= h/p (λ longitud de onda, y p la cantidad de movimiento).

(no significa que la luz sea las dos cosas al mismo tiempo)

4. Crisis de la física clásicaLa extensión de la naturaleza dual de la luz: Hipótesis de De Broglie

En 1924 De Broglie unifica la dos teorías existentes sobre la luz, la clásica que consideraba a la luz como una onda ( interferencias, expansion de la luz…) y la corpuscular de Einstein.

Además no solo lo aplico a los fotones de luz sino a cualquier tipo de partícula incluida el electrón “Cada partícula lleva asociada una onda” cuya longitud es:

h

m vλ =

×En 1927 Davisson y Germer consiguieron la difracción de los electrones que es un fenómeno típico de las ondas confirmando la teoría de de Broglie

5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Esta doble condición electrónica de onda y corpúsculo ocasionó un problema sobre la posición del mismo, ya que no tiene demasiado sentido hablar de la posición de una onda. “

Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”. h

x · p 4

∆ ∆π

≥

siendo ∆x la incertidumbre en la posición y ∆p la incertidumbre en la cantidad de movimiento.

De esta manera, la idea de órbita perfectamente definida se sustituye por la idea de orbital que sería la zona del espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima probabilidad de encontrar un electrón.

5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica

Ecuación de onda de Schrödinger Ψ

Puesto que el electrón tiene una naturaleza ondulatoria y el principio de incertidumbre de Heisenberg impide conocer su posición y velocidad, no puede hablarse de órbitas del electrón.

Para explicarlo surgen dos nuevos modelos basados en la mecánica cuántica y que llegan a los mismos resultados

La mecánica matricial de Heisenberg explica los niveles energéticos del electrón en términos puramente numéricos. Utilizando matrices para su resolución

La mecánica ondulatoria de Schrödinger describe al electrón como una función de onda

5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica

Ecuación de onda de Schrödinger Ψ

En 1926 Schrödinger propuso una ecuación, la ecuación de Schrödinger, que permite obtener toda la información que es posible saber del electrón:

La resolución de la ecuación de Schrödinger permite obtener la energía del electrón, E y la función de onda que lo describe, Ψ tanto una como otra dependen de tres números, los números cuánticos, que ya aparecían en el modelo de Bohr - Sommerfeld, aunque de forma arbitraria.

5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica

Los números cuánticos y los orbitales atómicos

La función de ondas de un electrón, Ψ, obtenida al resolver la ecuación de Schrödinger, es una función compleja. Los valores que se obtienen son valores con una parte real y otra imaginaria, no tiene, por lo tanto, sentido físico.

El cuadrado del módulo de la función de onda, que se obtiene multiplicando la función por su conjugada, es la probabilidad de encontrar en un determinado lugar el electrón

Se puede, sin embargo, representar en el espacio los lugares en los que es más probable encontrar al electrón, los lugares en los que Ψ2 tiene mayor valor, obteniéndose un volumen de espacio en torno al núcleo atómico que se conoce como orbital.

ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA

Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos:• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)

5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)

5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)• Y así sucesivamente…

Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n

Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f)

Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel.

En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y –1/2 número de spin

s2

p6

d10

f14

s2

p6

d10

f14

5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica

Los números cuánticos y los orbitales atómicos

Nombre Determina Valores

n Principal Nivel energético

123:

KLM:

l Secundario o azimutal

Subnivelenergético

012:n-1

S(sharp)p(principal)d(diffuse)f(fundamental)

m Magnético Orientación l=0 0l=1 -1.0,1l=2 -2,-1,0,1,2:

1 orbital3 orbitales5 orbitales:

s Spin Giro +1/2,-1/2

Los 4 números cuánticos y los orbitales atómicos

Números cuánticos - ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón;b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles

� Series n l m s � I 0 0 0 +½� II 1 1 0 +½� III 1 0 0 –½� IV 2 1 –2 +½� V 2 1 –1 +½

• Imposible. (n < 1)

• Imposible. (l = n)

• Posible. Orbital “1 s”

• Imposible (m ≠ -1,0,1)

• Posible. Orbital “2 p”

FORMA DE LOS ORBITALES 1s, 2s, 2p, 3s, 2p, 3dFORMA DE LOS ORBITALES 1s, 2s, 2p, 3s, 2p, 3d

Otra imagen: Forma de los orbitales, incluye 4fOtra imagen: Forma de los orbitales, incluye 4f

ÁTOMO DE HIDRÓGENO:La energía del electron está en función únicamente de su distancia

al núcleo (tamaños orbital), y no de la región que ocupa (forma del orbital).

Todos los orbitales están degenerados

ÁTOMO DE HIDRÓGENO:La energía del electron está en función únicamente de su distancia

al núcleo (tamaños orbital), y no de la región que ocupa (forma del orbital).

Todos los orbitales están degenerados

ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS:Cada electrón está sujeto a la atracción nuclear y a la repulsión de

los demás electrones o apantallamiento: los electrones adquieren diferente energía.

Aparece la penetrabilidad del orbital: la forma del orbital (definidad por l), establece el acercamiento instantánero máximo del electrón al núcleo.

El orden de penetrabilidad es s > p > d > f

Y el orden de energía es s < p < d < f

ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS:Cada electrón está sujeto a la atracción nuclear y a la repulsión de

los demás electrones o apantallamiento: los electrones adquieren diferente energía.

Aparece la penetrabilidad del orbital: la forma del orbital (definidad por l), establece el acercamiento instantánero máximo del electrón al núcleo.

El orden de penetrabilidad es s > p > d > f

Y el orden de energía es s < p < d < f

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Orden energético de los orbitales

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Orden energético de los orbitales

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Diagrama de Moeller y regla de Madelung

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Diagrama de Moeller y regla de Madelung

Un mótodo sencillo de escribir la distribución de los electrones en orbitales en cada elemento químico es mediante el DIAGRAMA DE MOELLER

Este diagrama refleja el orden en que los electrones van ocupando los orbitales atómicos de los átomos.

Un mótodo sencillo de escribir la distribución de los electrones en orbitales en cada elemento químico es mediante el DIAGRAMA DE MOELLER

Este diagrama refleja el orden en que los electrones van ocupando los orbitales atómicos de los átomos.

El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada REGLA DE MADELUNG según la cual el orden de ocupación de los orbitales atómicos sigue las siguientes normas:

Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l;

Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n

La regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p...

que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.

El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada REGLA DE MADELUNG según la cual el orden de ocupación de los orbitales atómicos sigue las siguientes normas:

Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l;

Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n

La regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p...

que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.

Que se rige por los siguientes principios:• Principio de mínima energía o Aufbau.• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.

Principio de mínima energía

(aufbau)

• Se rellenan primero los niveles con menor energía.• No se rellenan niveles superiores hasta que no estén

completos los niveles inferiores.

Principio de máxima

multiplicidad (regla de Hund)

• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico.

• No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados).

Principio de exclusión de Pauli.

“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Configuración electrónica de los elementos

6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.

Configuración electrónica de los elementos

1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 fE

nerg

ía

4 s4 p 3 d

5 s

5 p4 d

6s

6 p5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s =

ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES

ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES

Paramagnetismo y diamagnetismo- Paramagnéticas, atraídas por un imán: los electrones se encuentran desaperados (el mismo espín).

- Diamagnéticas, no son atraídas por un imán: los electrones se encuentran desapareados

Paramagnetismo y diamagnetismo- Paramagnéticas, atraídas por un imán: los electrones se encuentran desaperados (el mismo espín).

- Diamagnéticas, no son atraídas por un imán: los electrones se encuentran desapareados

Deduce si los elementos Ni (Z= 28), Zn (Z= 30), Ti (Z= 22) y Mn (Z= 25) son paramagnéticos o diagmanéticos

EJEMPLOS:

Escribe los cuatro números cuánticos de cada electrón del átomo de flúor (Z= 9), en su configuración electrónica fundamental

EJEMPLOEJEMPLO

EJEMPLOSEJEMPLOS

Escribir la estructura electrónica del P (Z=15) aplicando la regla de máxima multiplicidad de HundP es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 (3px

1 3py1 3pz

1 )

Escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21) mediante la configuración abreviada interna del gas nobleSc: [Ar]4s23d1

Escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21) mediante la configuración abreviada interna del gas nobleSc: [Ar]4s23d1