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Tema 2: Estructura atómica • 2.1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica • 2.2. El átomo y los elementos químicos y q • 2.3. Radiación electromagnética • 2.4. Espectros atómicos • 2.5. Teoría cuántica • 2.6. Modelo atómico de Bohr • 2.7. Dualidad Onda‐Partícula. El principio de incertidumbre 2 7 Dualidad Onda Partícula El principio de incertidumbre • 2.8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger • 2.9. Números cuánticos. Orbitales atómicos  • 2.10. El átomo de hidrógeno  • 2.11. El espín electrónico • 2.12. Átomos polielectrónicos • 2.13. Carga nuclear efectiva. Apantallamiento y penetración de orbitales • 2.14. Configuraciones electrónicas. 2 14 Configuraciones electrónicas


1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica Ley de conservación (Lavoisier, 1744)

de

la

masa

La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa de las sustancias antes de la reacción.

Ley de la composición constante (Proust, 1799) Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes. constituyentes

Teoría atómica (Dalton, 1808) • C Cada d elemento l t se compone de d partículas tí l diminutas di i t denominadas d i d átomos. Los átomos no pueden ni crearse ni destruirse durante una transformación química. • Todos T d los l átomos át d un elemento de l t son semejantes j t en masa y otras t propiedades, pero diferentes a los átomos de cualquier otro elemento. • Los L compuestos t se forman f cuando d los l átomos át d diferentes de dif t elementos se combinan en una proporción numérica sencilla.


1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica El descubrimiento de los electrones El primer tubo de rayos catódicos fue construido por Faraday hace más de  150 años 150 años. Hacia 1890, una serie de estudios posteriores demuestran que se trata de un haz de partículas cargadas eléctricamente. eléctricamente

En 1897, J. J. Thomson estableció la relación entre la masa y la carga de los rayos catódicos. m/e /e = ‐5,6857 5,685 × 10 0‐9 ggramos∙culombio a os cu o b o‐1.


1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica El descubrimiento de los electrones Millikan en 1904 demostró que unas pequeñas gotitas de aceite ionizadas se pueden equilibrar frente a la fuerza de gravedad usando un campo eléctrico. eléctrico La carga de una gota es un múltiplo entero de la carga electrónica.

Placa cargada  (+) Fuente de rayos X

Placa cargada  (−)


1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica M d l tó i d J J Th Modelo atómico de J. J. Thomson (d (de pudin de ciruelas)  di d i l ) Las cargas positivas necesarias para contrarrestar las cargas negativas de los electrones en un átomo neutro estaban en forma de una nube difusa. Los electrones flotaban en esta nube difusa de carga positiva.

+

+ + +

+ + +

+


1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica Las partículas alfa se detectaban mediante destellos l i luminosos que se producían d í all chocar con una pantalla de sulfuro de zinc

En 1909, E. Rutherford y su ayudante T. Geiger iniciaron investigaciones empleando partículas alfa como sondas para estudiar la estructura interna de los átomos.

Aunque la mayor parte de las partículas í l pasan a través é de d la l lámina lá i metálica sin desviarse, algunas se desvían con grandes ángulos de dispersión. dispersión


1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica Modelo atómico de Rutherford ó f •

La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está centrada en una región muy pequeña denominada núcleo. La mayor parte del átomo es un espacio vacío. La magnitud de la carga positiva es diferente para los distintos átomos y aproximadamente la mitad del peso atómico del elemento. elemento Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en el núcleo. núcleo Rutherford descubrió los protones en 1919 y en 1932, Chadwick demostró la existencia de una nueva radiación que consistía en haces de partículas neutras, llamadas neutrones. Estas partículas procedían del núcleo de los átomos.


2. El átomo y los elementos químicos Diámetro atómico: 10‐10 m (1 Å)      Diámetro nuclear:10‐15 m • Compuesto por tres partículas fundamentales: Masa

Carga

Partícula

• •

kg

uma

C

e

Electrón

9,1094 × 10‐31

0,00054858

‐1,6022× 10‐19

‐1

Protón

1,6726 × 10‐27

1,0073

1,6022× 10‐19

+1

Neutrón

1,6749 × 10‐27

1,0087

0

0

Nº de protones se denomina número atómico, Z = nº de e (en un átomo neutro). Nº másico (A) N másico (A)= n nº de protones  de protones + n nº de neutrones. de neutrones. A = protones + neutrones  Z = protones Z  protones

Carga = protones ‐ electrones


3. Radiación electromagnética • Se puede conocer la estructura atómica, especialmente de los electrones, estudiando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. • La L Radiación R di ió Electromagnética El t éti es una forma f d transmisión de t i ió de d energía í en la l que los campos eléctrico y magnético, oscilantes y perpendiculares entre sí, se propagan como ondas a través de un medio o espacio vacío. Se caracteriza: • Velocidad: (c) 2,997925  Velocidad: (c) 2,997925 × 108 m m∙ss‐1 • Frecuencia (ν) en hercios (Hz) o s‐1 • Longitud g de onda ((λ)) en unidades de longitud.

c = λν


3. Radiación electromagnética Frecuencia, s‐1

Rayos γ

Radio Micro‐ ondas

Rayos X Ultra‐ violeta

Infra‐ rojo

Longitud de onda, m

La región visible que se extiende desde el violeta hasta el rojo es solo una  región del espectro electromagnético


3. Radiación electromagnética Propiedades: • Difracción: El solapamiento p de ondas p puede producir interferencias constructivas o destructivas.

• Refracción: Un cambio en la dirección de un  rayo de luz al pasar de un medio a otro (p ej rayo de luz al pasar de un medio a otro (p. ej.  del aire a un vidrio).

Un haz de luz blanca es dispersado por un prisma de vidrio en una banda continua de colores que corresponden a todas las longitudes de onda componentes desde el rojo al violeta. Constituyen un espectro continuo.


4. Espectros atómicos Si en lugar de usar una luz blanca, blanca usamos la luz procedente de gases o sólidos incandescentes, no se obtiene un espectro continuo sino sólo unas líneas.

La luz procede de átomos a los que se ha comunicado energía: espectros atómicos de emisión o espectros de líneas. Cada elemento químico tiene su propio espectro de líneas.


4. Espectros atómicos El espectro atómico del hidrógeno ha sido uno de los más estudiados: La longitud de onda principal de esta luz es la luz roja a 656,3 nm, aunque aparecen tres líneas más (serie de Balmer). Hay otra serie en la región ultravioleta y otras tres en la región infrarroja.

La serie de Balmer (1885) se correspondía bien con la ecuación experimental:

1⎞ ⎛1 ν = 3,2881 × 10 s ⎜ 2 − 2 ⎟, n > 2 n ⎠ ⎝2 15 − 1

La física clásica no era capaz de explicar los espectros atómicos. La física clásica no era capaz de explicar los espectros atómicos.


5. Teoría cuántica Los objetos muy calientes emiten luz de diferentes colores, desde el rojo oscuro hasta el blanco brillante. brillante La luz emitida por un objeto radiante caliente puede ser dispersada por un prisma produciendo d i d un espectro t continuo. ti

• La intensidad de la luz varía con la longitud de onda pasando por un máximo. • La física clásica no podía explicar la emisión de luz por sólidos calientes conocida como la radiación del cuerpo negro. • Según la teoría clásica, la intensidad de la radiación emitida debería aumentar indefinidamente.


5. Teoría cuántica En 1900, Max Planck hizo una propuesta revolucionaria: la energía, como la materia, es discontinua. La teoría cuántica limita la energía a un conjunto discreto de valores específicos. Cuando la energía aumenta de un valor permitido al siguiente, aumenta en un valor pequeño o cuanto. El postulado de Planck puede enunciarse de una forma más general: la energía de un cuanto de radiación es p proporcional p a la frecuencia, es lo que se conoce como la ecuación de Planck.

E = hν

h = 6,62607 × 10‐34 J s (Constante de Planck).

El postulado de Planck tomó valor de teoría cuando se usó para resolver otros fenómenos que la física clásica no podía explicar; el primero: el efecto fotoeléctrico.


5. Teoría cuántica El f t f t lé t i El efecto fotoeléctrico Hertz descubrió en 1888 que algunos metales emitían electrones cuando recibían luz: efecto fotoeléctrico. • La luz tenía que tener una frecuencia mayor que una cierta frecuencia umbral. • Por encima de esa frecuencia umbral, la velocidad de los electrones aumentaba proporcionalmente a la frecuencia de la radiación. • La intensidad de la corriente generada aumentaba con la intensidad de la radiación.

VS=k(ν‐ν0)


5. Teoría cuántica El f t f t lé t i El efecto fotoeléctrico En 1905, Einstein propuso que la radiación tiene propiedades corpusculares y las “partículas” de luz, denominadas posteriormente fotones por Lewis, tienen una energía dada por la ecuación de Planck, E = hν. • Un fotón de energía hν golpea un electrón que absorbe la energía del fotón. • Si la energía del fotón es mayor que la energía de unión (E0) del electrón a la superficie, se libera un fotoelectrón. • El resto de la energía se manifiesta como energía cinética del electrón (EK). • Se cumple: EFotón = EK + E0 • La energía de unión (también llamada “función trabajo”) y la frecuencia umbral son características de cada metal. • El valor de h coincide con el obtenido por Planck.

VS=h/e(ν‐ν0)


6. El átomo de Bohr El modelo atómico de Rutherford no indica cómo se ordenan los electrones alrededor del núcleo de un átomo. • Los electrones estacionarios serían atraídos por un núcleo cargado positivamente. • Los electrones girando alrededor del núcleos serían partículas cargadas sometidas a una aceleración. Según la física clásica, deberían radiar energía y se precipitarían sobre el núcleo en un movimiento espiral. En 1913, Bohr resolvió este problema usando la hipótesis cuántica de Planck: Bohr postuló que para un átomo de hidrógeno: 1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo con el movimiento descrito por la física clásica. 2. El electrón sólo tiene un conjunto de órbitas permitidas, denominadas estados estacionarios, en las que el momento angular es igual a n∙h/2π, siendo n un número entero. Mientras un e permanece en una órbita, su energía es constante y no emite energía. 3 Un electrón sólo puede pasar de una órbita permitida a otra. 3. otra En estas transiciones están implicadas cantidades discretas y fijas de energía absorbida o emitida.


6. El átomo de Bohr Los estados permitidos para el e vienen determinados por n, que se denomina número cuántico.

Excitación electrónica

La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas y permite calcular la velocidad del e y su energía en cada estado, En:

Emisión de luz

En= ‐RH /n2, donde RH = 2,179 × 10‐18 J Los espectros de línea del átomo de hidrógeno proceden de transiciones entre estados:

⎛1 1⎞ ΔE (J) = 2,179 × 10 ⎜⎜ 2 − 2 ⎟⎟ ⎝ ni nf ⎠ ‐18

Para las especies p similares al hidrógeno g como He+ yy Li2+ (q (que tienen sólo 1 electrón). )

En = ‐RHZ2/n2, donde Z es el número de protones


• Normalmente, el e‐ en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n (n=1). 1). Esta es la energía permitida más baja o estado fundamental. • C Cuando d adquiere d i un energía í pasa a un nivel i l más á alto lt y el átomo se encuentra en un estado excitado. • Cuando el e cae de una órbita de número alto a otra de número más bajo, se emite una energía en forma de radiación.

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6. El átomo de Bohr Et b Esta absorción o emisión de energía da lugar a las correspondientes espectroscopias ió i ió d í d l l di t t i

Fuente de luz  blanca

Excitación de la muestra xcitación de la muestra

Muestra

Prisma Longitud de onda

Espectroscopia de emisión

Prisma i Longitud de onda

Espectroscopia de absorción


7. Dualidad Onda‐Partícula. El principio de incertidumbre Limitaciones del átomo de Bohr Limitaciones del átomo de Bohr • • •

El modelo de Bohr no puede explicar los espectros atómicos de las especies que tienen más de un electrón. Tampoco explica el efecto de los campos magnéticos sobre los espectros de emisión. Es una mezcla complicada de física clásica y cuántica.

Dualidad onda onda‐partícula partícula • •

Einstein explicó el efecto fotoeléctrico sugiriendo que la luz tiene propiedades semejantes a las de las partículas. Sin embargo, embargo los patrones de difracción sugieren que los fotones son similares a las ondas. De Broglie en 1924 conjuga la ecuación de Einstein con la ec ación de Planck sugiriendo ecuación s giriendo que q e las partículas partíc las pequeñas peq eñas de materia a veces pueden mostrar propiedades de ondas y denominó “ondas de materia” a las ondas asociadas con las partículas materiales. materiales λ = h/p = h/m∙u, siendo u la velocidad de la partícula En 1927, 1927 G. G P. P Thomson y Davisson obtuvieron diagramas de difracción de haces de electrones, demostrando su naturaleza ondulatoria.


7. Dualidad Onda‐Partícula. El principio de incertidumbre El principio de incertidumbre En torno a 1920, Bohr y Heisenberg concluyeron que siempre ha de haber incertidumbres en la medida, de modo que el producto de la incertidumbre en la posición p p por la incertidumbre en el momento conduce a la expresión conocida como Principio de incertidumbre de Heisenberg.

ΔxΔp ≥ h/4π Este principio quiere decir que no podemos medir con precisión la posición y el momento de una partícula al mismo tiempo. tiempo


8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger Ondas estacionarias: Los valles y crestas se producen en posiciones fijas y la amplitud de la onda en los extremos fijos es cero. La amplitud de las oscilaciones difiere de un punto a otro y en los nodos no hay desplazamiento ninguno. Por ejemplo, en el caso de ondas entre dos puntos separados por una distancia L, sólo son posibles aquellas ondas en las que se cumple L = n∙λ/2 n λ/2

λ=

2L n

donde n= 1,2,3, …. y el número de nodos es n+1


8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger Según la hipótesis de De Broglie, el electrón se comporta como una onda. Las órbitas permitidas del átomo de Bohr se explicarían porque sólo en esas órbitas las ondas del electrón son estacionarias.

F i Funciones d onda de d En 1927, Schrödinger sugirió que el comportamiento y la energía de cualquier partícula subatómica (p p (p. ej. j un electrón)) p podrían ser descritos mediante una función matemática denominada función de onda que se representa por la letra ψ. La ecuación de Schrödinger H∙ψ = E∙ψ es equivalente a las leyes de Newton del movimiento macroscópico:


8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger El sistema más sencillo para el que se puede escribir una función de onda es un sistema unidimensional de una partícula en una caja que se mueve en una única dirección.

Energía

Se obtiene el siguiente conjunto de funciones de onda:

ψ=

2 ⎛ nπ x ⎞ sen⎜ ⎟ L ⎝ L ⎠

Cada función de onda está definida por un número cuántico n, que también define la energía del sistema. sistema

1 2 p2 h2 = = Ec = mu = 2 2 2m 2mλ 2 2 λ

h2

h2n2 2 = 2 8 8mL L 2 2L ⎛ ⎞ 2m⎜ ⎟ ⎝n⎠

LLa energía í más á baja b j posible ibl (n=1) ( 1) se denomina d i energía í residual id l o energía í del d l punto t cero. La partícula no puede estar en reposo porque se violaría el principio de incertidumbre, por lo que la energía no puede ser cero.


8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger Los valores positivos o negativos de la función de onda no tienen un significado físico directo. Sin embargo, ψ2 es la densidad de probabilidad de encontrar una partícula en un p pequeño q volumen de espacio. p Pueden aparecer puntos donde la probabilidad es cero: nodos.

Si se estudia una partícula en una caja p tres números tridimensional, aparecen cuánticos: nx, ny y nz, uno por cada variable ψ(x,y,z).

Energía


8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger E Ecuación de onda de Schrödinger ió d d d S h ödi Para aplicar la ecuación de Schrödinger al átomo de hidrógeno g se usan coordenadas polares esféricas ψ(r,θ,φ) en lugar de cartesianas ψ(x,y,z).

Las soluciones de la ecuación se denominan orbitales. Estos orbitales están compuestos por el producto de dos funciones: ψ(r,θ,φ) = R(r)∙Y(θ,φ) • R(r) es la función de onda radial. • Y(θ,φ) es la función de onda angular.


9. Números cuánticos. Orbitales atómicos La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno da lugar a tres números cuánticos. 1) El número ú cuántico á i principal, i i l n, que puede d tener sólo ól un valor l entero positivo, i i distinto di i de cero.

n = 1, 2, 3, 4… 1, 2, 3, 4… 2) El número cuántico del momento angular orbital, l, que puede ser 0 ó un número positivo,, p pero no mayor y q que n‐1. entero p

l = 0, 1, 2,…, n‐1 3) El número cuántico magnético, ml, que puede ser un número entero positivo o negativo, incluyendo el 0 que se encuentra entre –l y +l

ml = ‐l, ‐l+1, ‐l+2,…, l‐1, l


9. Números cuánticos. Orbitales atómicos C Capas y subcapas principales b i i l Todos los orbitales con el mismo valor de n se encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal y todos los orbitales con el mismo valor de n y l se encuentran en la misma subcapa o subnivel. Capa p

Subcapa Cada subcapa contiene (2l +1)  o b ta es orbitales

La energía de los orbitales para un átomo de hidrógeno viene determinada únicamente por n: E (J) (J)= ‐2,1798 2,1798 × 10‐18(1/n2) n n 

Todos los orbitales de una misma subcapa tienen la misma energía: son degenerados.


9. Números cuánticos. Orbitales atómicos Las primeras cuatro subcapas son:

Subcapa s l=0

Subcapa p l=1

Subcapa d l=2

Subcapa f l=3

Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen. orbitales s

orbitales p

orbitales d

orbitales f

l=0

l=1

l=2

l=3

ml = 0

ml = 0, 0 ±1

ml = 0, 0 ±1, ±1 ±2

ml = 0, 0 ±1, ±1 ±2, ±2 ±3

Un orbital s en una subcapa s

Tres orbitales p en una subcapa p

Cinco orbitales d en una subcapa d

Siete orbitales f en una subcapa f

Para designar la capa principal en la que se encuentra una subcapa u orbital dado se p una combinación de un número y una letra. emplea • Por ejemplo, 2p designa la subcapa p de la segunda capa principal, y también cualquiera de los tres orbitales p (orbitales 2p) en esta subcapa.


10. El átomo de hidrógeno Las funciones de onda angular y radial de un átomo hidrogenoide


10. El átomo de hidrógeno Para representar los orbitales se suele utilizar la densidad de probabilidad ψ2

• Orbitales s

Orbital Viewer: http://www.orbitals.com/orb/ov.htm


Nodos radiales Nodos radiales


10. El átomo de hidrógeno Las funciones de onda angular y radial de un átomo hidrogenoide


10. El átomo de hidrógeno • Orbitales O bi l p

LLa parte radial de  ψ di l d (2 ) para un átomo  (2p) á de hidrógeno 

Para r = 0 y r = ∞, ψ = 0

Nodo angular

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10. El átomo de hidrógeno • Orbitales O bi l p

ψ

ψ2


10. El átomo de hidrógeno • Orbitales O bi l p

• Los orbitales 2p se representan dirigidos a lo largo de los ejes perpendiculares x,y,z. • Los símbolos que se emplean son px, py, pz. • El color de los lóbulos indica el signo de la función de onda.


10. El átomo de hidrógeno • Orbitales O bi l d

• En un orbital hay n‐1 nodos totales, de los que n‐l‐1 son radiales. • El número de superficies nodales (nodos angulares) para un orbital es igual al número cuántico l. • Para cada orbital d hay dos superficies de este tipo.


11. El espín electrónico

• En 1925, G. Uhlenbeck y S. Goudsmit propusieron que algunas características del espectro del hidrógeno se podrían explicar si un electrón girase sobre sí mismo. • Ese giro sobre b síí mismo generaría í un campo magnético, é cuya orientación ó dependería de la dirección de giro. que añadir un cuarto número cuántico,, llamado de espín, p , ms, q que p podía • Había q adoptar dos valores: +1/2 y ‐1/2.


11. El espín electrónico Estructura electrónica del átomo de H • El e de un átomo de H en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo. • Sus números cuánticos son: n= 1 l=0 1s1 ml = 0 ms = +1/2 ó ‐1/2 • En un estado excitado, excitado el e ocupa orbitales con mayores valores de n, n por ej. n = 2 2s1 ó 2p1


12. Átomos polielectrónicos • • • • •

Schrödinger desarrolló su ecuación de ondas para el átomo de hidrógeno, un átomo que contiene sólo un electrón. L soluciones Las l i d su ecuación de ió (orbitales) ( bi l ) son exactas. En cualquier otro átomo con más de un electrón aparece un inconveniente importante: La repulsión entre los electrones en los átomos multielectrónicos. Este término hace que no se pueda resolver exactamente la ecuación de Schrödinger para átomos polielectrónicos. Solución: Se aproxima p considerando los e “uno p por uno”. Los orbitales q que se obtienen para los electrones son del mismo tipo que los obtenidos para el átomo de hidrógeno. Se llaman orbitales hidrogenoides.


13. Carga nuclear efectiva. Apantallamiento y penetración de orbitales • Los e en los orbitales más próximos al núcleo apantallan el núcleo de los e más externos. externos • El apantallamiento de los e reduce de forma efectiva la carga nuclear. • LLa carga nuclear l que un e experimenta, i t sii no se tienen ti en cuenta t los l otros t electrones, es Z, el número atómico. La carga nuclear se reduce una la carga nuclear efectiva (Zef). • La reducción de la carga nuclear que siente el electrón debida a la carga promedio del resto de electrones se denomina apantallamiento y su valor se denomina constante de apantallamiento, apantallamiento S. S 2 eff 2

Z En ∝ − , Z ef = Z − S n • La reducción de la carga depende del tipo de orbitales en que se encuentren los e.


13. Carga nuclear efectiva. Apantallamiento y penetración de orbitales • La distribución de probabilidad radial se obtiene multiplicando R2(r) por 4πr2 y permite calcular a qué distancia se encuentra más probablemente el electrón en cada orbital. orbital • Cuanto menor es el valor de l, los e están más próximos al núcleo. Un electrón 1s está más cerca del núcleo que uno 2s y éste más cerca que un e 2p. Un e 2s muestra mayor penetración que un e 2p y, por tanto, está menos apantallado.


13. Carga nuclear efectiva. Apantallamiento y penetración de orbitales Diagrama de energía de los orbitales en las tres primeras capas electrónicas Tres átomos multielectrónicos

Energía (n no a escaala)

Átomo de  Hidrógeno

Las energías de los orbitales dentro de una capa dependen del átomo  


14. Configuraciones electrónicas • La configuración electrónica de un átomo es una designación de la distribución de los e entre los diferentes orbitales en las capas principales y subcapas. • Reglas para la distribución de los e en los orbitales: 1) Principio “aufbau” (construcción progresiva) o Se busca minimizar la energía. o El orden de llenado de los orbitales es Este orden se ha obtenido experimentalmente  mediante estudios espectroscópicos 2) Principio de exclusión 2) Pi i i d l ió de Pauli: d P li o Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales: g sólo dos e p pueden ocupar p el mismo orbital y deben tener espines opuestos. 3) Regla de Hund: o Los L electrones l t ocupan inicialmente i i i l t los l orbitales bit l de d idéntica idé ti energía í de d forma desapareada.


14. Configuraciones electrónicas • La configuración electrónica de un átomo (p. ej. C (Z= 6)) se puede  expresar de tres formas distintas: • Notación spdf condensada: 1s22s22p2 • Notación spdf Notación spdf desarrollada:  desarrollada: 1s22s22px12py1 (por ejemplo) (por ejemplo) • Diagrama de orbitales


14. Configuraciones electrónicas Orden de llenado de los orbitales p Orden de llenado de los orbitales p Z =7, N ,

Z= 8 O Z= 8, O

Z= 9, F

Z= 10, Ne


14. Configuraciones electrónicas C fi Configuraciones electrónicas desde Na hasta Ar i l tó i d d N h t A • •

Esta serie se comporta igual que la anterior desde Li hasta Ne pero los e se alojan en los orbitales 3s y 3p. Todos los elementos tienen las subcapas 1s2s2p llenas. Como la configuración 1s22s22p6 es la del Ne la denominaremos “configuración interna” de Ne y la representamos p [[Ne]. ] Los e que se añaden que están en la capa más externa reciben el nombre de “electrones de valencia”.

Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne] 3s23p1 Si: [Ne] 3s23p2 •

P: [Ne] 3s23p3 S: [Ne] 3s23p4 Cl: [Ne] 3s23p5 Ar: [Ne] 3s23p6

Después del Ar, en lugar de comenzar a llenarse la subcapa 3d, se llena la 4s:

K: [Ar]4s K [A ]4 1 y Ca: [Ar]4s C [A ]4 2 •

Tras llenarse la subcapa 4s, comienza a llenarse la subcapa 3d.


14. Configuraciones electrónicas En esta serie se van completando los orbitales d.

En lugar de usar [Ar]4s23d1, usaremos [Ar]3d14s2 que representa mejor el modo en que los e se pierden en la ionización. ionización

EXCEPCIONES


14. Configuraciones electrónicas • Desde el galio al kriptón (Z= 31 hasta Z= 36) En esta serie de 6 elementos se llena la subcapa 4p hasta llegar al kriptón. Kr: [Ar]3d104s24p6

• Desde rubidio al xenón (Z= 37 hasta Z= 54) En esta serie de 18 elementos, elementos las subcapas se llenan en el orden 5s, 5s 4d, 4d 5p hasta llegar al Xe: [Kr]4d105s25p6

• Desde D d cesio i all radón dó (Z=55 (Z 55 hasta h Z 86) Z= En esta serie de 32 elementos, las subcapas se llenan en el orden 6s, 4f, 5d, 6p hasta llegar al Rn: [Xe] 4f 145d10 6s2 6p6

• Desde el francio hasta los nuevos elementos descubiertos Ell francio f i inicia i i i una serie i de d elementos l en la l que las l subcapas b se llenan ll en ell orden d 7s, 5f, 6d y supuestamente 7p, aunque los elementos en los que se van llenando la subcapa 7p se han descubierto recientemente y no han sido caracterizados aún.


14. Configuraciones electrónicas C fi Configuraciones electrónicas y la tabla periódica i l tó i l t bl iódi • En 1920, Niels Bohr comenzó a darse cuenta de las conexiones entre la tabla periódica y la teoría cuántica a través de las configuraciones electrónicas y estableció: “Los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas semejantes”. • Bloque s: Se llena el orbital s de número cuántico principal (n) más alto. Está formado por los grupos 1 y 2. • Bloque p: Se llena el orbital p de número cuántico principal (n) más alto. Está formado por los grupos 13, 14, 15, 16, 17 y 18. • Bloque d: Se llena el orbital d de la capa electrónica n‐1, la anterior a la más á externa. t E tá formado Está f d por los l grupos 3, 3 4, 4 5, 5 6, 6 7, 7 8, 8 9, 9 10, 10 11 y 12. 12 oque ff: Se llena e ae el o orbital b ta f de laa capa e electrónica ect ó ca n‐2. Está stá formado o ado po por • Bloque los lantánidos y actínidos.


14. Configuraciones electrónicas

Tema 2  

Tema 2 Quimica general

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