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ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Química 2º Bachillerato
1
John Dalton
Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos
de un mismo elemento debían tener la misma masa.
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica
que podemos resumir:
La materia está formada por partículas muy
pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e
indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen la
misma masa atómica.
Los átomos se combinan entre si en relaciones
sencillas para formar compuestos.
Los cuerpos compuestos están formados por
átomos diferentes. Las propiedades del
compuesto dependen del número y de la clase de
átomos que tenga.
2
Joseph John Thomson (1856-1940)
Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la
de los gases.
Descubrió
que
los rayos catódicos
estaban formados por partículas cargadas
negativamente
(hoy en día llamadas
electrones), de las que determinó la
relación entre su carga y masa. En 1906
le fue concedido el premio Nóbel por sus
trabajos.
Millikan calculó experimentalmente el
valor de la carga eléctrica negativa de un
electrón mediante su experimento con
gotas de aceite entre placas de un
condensador. Dió como valor de dicha
carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.
La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por
J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio
para la compresión actual de la estructura atómica.
3
Thomson define así su modelo de átomo :
Considera el átomo como una gran esfera con
carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen
los electrones como pequeños granitos (de
forma similar a las semillas en una sandía)
Modelo atómico de Thomson
Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están
incrustados los electrones.
4
Ernest Rutherford, (1871-1937)
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del
laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química
en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la
radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo.
Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los
elementos radiactivos.
Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la
dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas,
se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson,
que realizó Rutherford entre 1909-1911.
Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo,
un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe
proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo,
capaz de producir los efectos observados.
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la
identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.
5
Experimento para determinar la constitución del átomo
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina
sin desviarse, porque la mayor parte del espacio
de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy
cerca de centros con carga eléctrica del mismo
tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan
frontalmente contra esos centros de carga
positiva.
6
El Modelo Atómico de Rutherford quedó así:
- Todo átomo está formado por un núcleo
y corteza.
El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño
tamaño, formado por un número de protones,
donde se concentra toda la masa atómica.
-
- Existiendo un gran espacio vacío entre el
núcleo y la corteza donde se mueven los
electrones.
NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que
coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.
7
En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con
partículas observó que se emitía una nueva partícula sin
carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el
NEUTRÓN
En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.
- Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas
positivas protones ( número atómico=Z ) igual al de electrones corticales. En el
núcleo es donde están también los neutrones
- Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su
fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido
contrario. Al compensar con la fuerza electrostática la atracción del núcleo evita
caer contra él y se mantiene girando alrededor.
8
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
Partícula
Carga
NÚCLEO = Zona
central del átomo donde
se encuentran protones y
neutrones
Masa
PROTÓN
p+
+1 unidad
electrostática de
carga = 1,6. 10-19 C
1 unidad atómica de
masa
(u.m.a.) =1,66 10-27kg
NEUTRON
n
0 no tiene carga
eléctrica, es neutro
1 unidad atómica de
masa
(u.m.a.) =1,66 10-27 kg
1
0
ELECTRÓN
e-
-1 unidad
electrostática de
carga =-1,6. 10-19C
Muy pequeña y por
tanto despreciable
comparada con la de p+
y n 1/1840 umas
0
1
1
1
p
n
CORTEZA =Zona que
envuelve al núcleo donde
se encuentran
moviéndose los
electrones
e
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los
electrones son los responsables de las propiedades químicas.
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo.
Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de
un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el
mismo número atómico.
9
NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.
Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en unidades de masa
atómica (la masa de la Tabla periódica redondeada).
ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de
neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número
másico(A).
Por ejemplo:
35
17
Cl
37
17
Cl
Cuando un elemento está formado por
varios isótopos, su masa atómica se
establece como una media ponderada de
las masas de sus isótopos
Un átomo se representa por:
Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que
derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He....
Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda.
A
Z
E
Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.
IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han
ganado o perdido electrones. Pueden ser:
CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.
ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
10
Crítica del modelo de Rutherford:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los
grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco
claros:
- Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón
una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que
crea un campo magnético y por tanto, perder energía.
Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por
caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar
el problema planteando, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual a
la centrífuga debe haber algo más.
-Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no
era tuvo en cuenta.
-Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos.
Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era
incompleto y lógicamente, también los cálculos.
11
.
LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
•
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y
otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez,
perpendiculares ambos a la dirección de propagación.
•
Viene determinada por su frecuencia ( ) y por su longitud de onda ( )
relacionadas entre sí por:
λ =LONGITUD DE ONDA:
distancia entre dos puntos
consecutivos de la onda con
igual estado de vibración
 
c

  FRECUENCIA: número
de oscilaciones por unidad de
tiempo
C= velocidad de propagación
de la luz =3.108m/s
λ
Propagación
ondulatoria
12
Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes
de onda mediante un prisma óptico.


ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las
radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas
(rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)
13
Espectro atómico de absorción
Espectro de absorción: se obtiene
cuando un haz de luz blanca
atraviesa una muestra de un
elemento y, posteriormente, la luz
emergente se hace pasar por un
prisma (que separa la luz en las
distintas
frecuencias
que
la
componen)
Espectro de absorción
Cuando la radiación atraviesa un
gas, este absorbe una parte, el
resultado es el espectro continuo
pero con rayas negras donde falta la
radiación absorbida.
14
ESPECTRO DE EMISIÓN
Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un
elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a
través de un prisma
Cuando a los elementos en estado
gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica, calentamiento...)
éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un
prisma de un espectroscopio se ven
como una serie de rayas, y el conjunto
de las mismas es lo que se conoce como
espectro de emisión.
Espectro de emisión
15
El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción:
a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de
emisión hay una línea emitida ,de un color, y viceversa
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo
atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento .
16
17
Series espectrales
•
•
•
•
•
Serie Balmer hasta
n=2: aparece en la zona
visible del espectro.
Serie Lyman hasta
n=1: aparece en la zona
ultravioleta del espectro.
Serie Paschen
Aparecen
n=3
en la zona
Serie Bracket
infrarroja
n=4
del
Serie Pfund
espectro
n=5
n=
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h · 
n=1
Lyman
ʋ
C
=
 1
1
 R  2  2 

 n1 n2 
1
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible
Infrarrojo
(R = 1,0968 x 107 m–1)
18
TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no
puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de
energía, sino que definimos una unidad mínima de
energía, llamada cuanto (que será el equivalente en
energía a lo que es el átomo para la materia).
O sea cualquier cantidad de energía que se emita o
se absorba deberá ser un número entero de
cuantos.
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una
radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe
el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E=h·
h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
 : frecuencia de la radiación
La materia y la energía son discontínuas
19
EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
Cátodo
Ánodo
 Consiste en la emisión de electrones por la superficie de
un metal cuando sobre él incide luz de frecuencia
suficientemente elevada
Electrones
 La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la
emisión de e que llegan al ánodo y establecen una
corriente que es detectada por el amperímetro
 La física clásica no explica que la energía cinética
máxima de los e emitidos dependa de la frecuencia de
la radiación incidente, y que por debajo de una
frecuencia llamada frecuencia umbral, no exista
emisión electrónica
 Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de conservación de la energía y
la teoría de Planck:
h  = h 0 + Ec
h  es la energía luminosa que llega al metal, Ec es la energía cinética
máxima del electrón emitido y h 0 es la energía mínima, energía umbral
(trabajo de extracción) para desalojar al electrón de la superficie metálica
20
MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas
conclusiones que se contradecían claramente con
los datos experimentales.
La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo
planteamiento matemático del modelo de
Rutherford.
El estudio de las rayas de los espectros
atómicos permitió relacionar la emisión de
radiaciones de determinada “ ” (longitud de
onda) con cambios energéticos asociados a
saltos entre niveles electrónicos.
La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que
estaba cuantizada en cantidades h.
21
MODELO ATÓMICO DE BÖHR
Primer postulado:
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante
llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS. Cuando el átomo se encuentra en ésta
situación se dice que está en ESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de
energía más bajo se dice que está en ESTADO FUNDAMENTAL .
Así, el primer postulado nos indica que el
electrón no puede estar a cualquier distancia
del núcleo, sino que sólo hay unas pocas
órbitas posibles, las cuales vienen definidas
por los valores permitidos para un
parámetro que se denomina número cuántico
principal n.
Segundo postulado:
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el
electrón tiene un momento angular que es
múltiplo entero de h /(2 · π)
Momento angular: L= r.m.v
r=radio de la órbita, m=masa del electrón y v= velocidad que lleva el electrón
22
h
rmV  n
2
h
rn =
n
2mv
rn =
n2 a0
mV 2
Fc 
r
kq2
Fe  2
r
2
2
mV
kq
 2
r
r
n = número cuántico principal
r = radio de la órbita
h = cte de Planck=6,62.10-34J.s
k = Cte de Coulomb
m = masa del eq = carga del eV=velocidad del electrón en la órbita
• En las órbitas ESTACIONARIAS los electrones se mueven sin perder energía
Los radios de las órbitas están cuantizados ( su valor depende de n)
23
E 
RH
n2
Rh = cte Rydberg = 2,180·10-18 J
n = número cuántico principal ,número entero (1,2,3....)
Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía
se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de
Planck:
E a - Eb = h · 
Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la
energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las
órbitas.
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una
órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se
corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión).
24
Niveles permitidos según el modelo de Bohr
Energía
(calculados para el átomo de hidrógeno)
n=
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
25
•Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber
una cantidad de energía igual a: E = E(nj) – E(ni)
•Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la
diferencia de energía E = E(nj) – E(ni) se emite en el salto
La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de
radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de
partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de
radiación ():
E = h  h c

Según el valor de su
longitud de onda, las
radiaciones
electromagnéticas
se dividen en: rayos
gamma, rayos X,
ultravioleta,
visible,
infrarrojo,
microondas, ondas de
radio
26
•Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber
una cantidad de energía igual a: E = E(nj) – E(ni)
•Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la
diferencia de energía E = E(nj) – E(ni) se emite en el salto
La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación
electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas
fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación ():
E = h  h c

Los espectros de
absorción
se
originan cuando los
electrones absorben
la energía de los
fotones y ascienden
desde un nivel (ni)
hasta otro de mayor
energía (nj)
El modelo atómico de Bohr
explica satisfactoriamente el
espectro del átomo de
hidrógeno
27
Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un
electrón “excitado” en un nivel alto (nj) desciende a otro nivel de energía
inferior (ni)
•La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido o
emitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que se
produce el salto del electrón
E  En j   Eni   h
•Sólo se emiten fotones cuya energía coincide con la diferencia de energía entre
dos niveles permitidos: por ello, el espectro consta solo de determinadas
frecuencias,, que verifican:

En j   Eni 
h
28
De acuerdo con el modelo de Bohr, la energía de las diferentes órbitas viene dada
por:
En 
RH
n2
Ea - Eb = h · 
 = (Ea - Eb )/h
Por tanto, las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación:
R H  1 1 

 2
2

h  ni n j 
constante de Rydberg
RH = 2,18 x 10-18 J
(para el hidrógeno)
Que coincide con la fórmula obtenida experimentalmente por los
espectroscopistas para el espectro del hidrógeno
Los espectroscopistas habían calculado y estudiado a fondo las rayas del
espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Cada uno estudió
un grupo de rayas del espectro.
ʋ
 1
1
=
 R  2  2 
C

n
n2 
(R = 1,0968 x 10 m ) 1
1
7
–1
29
30
Series espectrales
•
•
•
•
•
Serie Balmer hasta
n=2: aparece en la zona
visible del espectro.
Serie Lyman hasta
n=1: aparece en la zona
ultravioleta del espectro.
Serie Paschen
Aparecen
n=3
en la zona
Serie Bracket
infrarroja
n=4
del
Serie Pfund
espectro
n=5
n=
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h · 
n=1
Lyman
R H  1 1 

 2
2

h  ni n j 
constante de Rydberg
RH = 2,18 x 10-18 J
(para el hidrógeno)
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible
Infrarrojo
31
Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de
Sommerfeld
El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas de
algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de
corregir el modelo de Bohr.
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón
no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta
modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y
menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una
circunferencia.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos
son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2
32
Número cuántico magnético (m).
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo
magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de
cualquier campo magnético externo que se le aplique. Aplicando un campo magnético a los
espectros atómicos las rayas se desdoblan lo que indica que deben existir diferentes
orientaciones posibles .
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón
cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores
permitidos: - L, ..., 0, ..., + L
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m
serán: -2, -1, 0, 1, 2
Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos
valores para el electrón: +1/2, -1/2.
33
Cada
electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres
primeros determinan cada orbita, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de
los dos e– que componen el mismo).
Los
valores de éstos son los siguientes:
número cuántico principal (n)
número cuántico secundario o azimutal (l)
número cuántico magnético (m)
número cuántico de espín (s)
n = 1, 2, 3, 4, ...
(nº de capa o nivel)
l = 0, 1, 2, ... (n – 1)
(forma del orbita o subnivel)
m = – l, ... , 0, ... l
(orientación orbita o orbital)
s=–½,+½
(spín rotación del electrón )
34
MECÁNICA CUÁNTICA.
La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria,
con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón
Se fundamenta en dos hipótesis
 La dualidad onda corpúsculo
De Broglie sugirió que un electrón
puede mostrar propiedades de onda.
La longitud de onda asociada a una
partícula de masa m y velocidad v,
viene dada por

h
mv
donde h es la constante de Planck
 Principio de incertidumbre de Heisenberg
Heisenberg propuso la imposibilidad de
conocer con precisión, y a la vez, la
posición y la velocidad de una partícula.
Se trata al electrón como una onda y se
intenta determinar la probabilidad de
encontrarlo en un punto determinado del
espacio
Cada electrón tenía
una órbita fijada.
La probabilidad de
encontrarlo en una
órbita de radio ro es
del 100%
Modelo de Bohr
La probabilidad
de encontrar al
electrón en una
órbita de radio r
es máxima
cuando r = ro
Modelo cuántico
35
ORBITAL
Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo.
Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad
muy alta de encontrar a los electrones
La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el
electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región
determinada
La probabilidad de encontrar al
electrón dentro de la región dibujada
es del 90%
Mientras que en el modelo de Bohr cada
nivel corresponde a una única órbita,
ahora puede haber varios orbitales
correspondientes a un mismo nivel
energético
En el átomo de hidrógeno hay n2 orbitales en el nivel de energía n-ésimo. Al
valor n se le denomina número cuántico principal
36
ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS
En átomos polielectrónicos, los n2 orbitales del nivel n dejan de tener todos
la misma energía y se separan en diferentes subniveles
 El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor de n
para n=1 (primer nivel de energía principal)  un subnivel
para n=2 (segundo nivel de energía principal)  dos subniveles
para n=n (n-ésimo nivel de energía principal)  n subniveles
 Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, denominado número
cuántico secundario, l, y se nombran mediante una letra
para n = 1  l=0  letra s
para n = 2 
l=0  letra s
l=1  letra p
l=0  letra s
para n = 3  l=1  letra p
l=2  letra d
Al pasar de Z=1 a Z>1, el nivel de energía n se separa en n subniveles. El número de
orbitales en un subnivel dado es igual a (2L + 1)
37
Nomenclatura de los subniveles
Valor de l
0
1
2
3
Letras
s
p
d
f
38
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
m
0
0
–1,0,1
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
–3,–2, –1,0,1,2,3
s
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
39
MODELO ACTUAL
El átomo está formado por un núcleo donde se
encuentran los neutrones y los protones y los
electrones giran alrededor en diferentes orbitales.
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–)
s2
• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
• 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
p6
5 orb. “d” (10 e–)
d10
–
–
• 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e ) + 3 orb. “p” (6 e )
f14
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
40
LA FORMA DE LOS ORBITALES
 Orbitales s (l=0)
- tienen forma esférica
- la probabilidad de encontrar al
electrón es la misma en todas las
direcciones radiales
- la distancia media del electrón al
núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s
 Orbitales p (l=1)
- tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian sólo en la orientación en el
espacio
- un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del tiempo en las
proximidades del eje X. Análogamente ocurren con py y pz
- los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño
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 Orbitales d (l=2)
- tienen forma de elipsoides de revolución
- tienen direcciones y tamaños distintos a los p
El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su
forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es
el orbital
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LA ENERGÍA DE LOS ORBITALES.
La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos
principal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de un
mismo subnivel tienen la misma energía
Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos definidos primeramente
por el número cuántico principal y luego por el secundario
Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la
energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al
aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético no
sea constante
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La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única.
Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar
es el siguiente:
Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su
llenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l).
Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor
energía aquel que tenga menor valor de n
44
COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA
Se siguen los siguientes principios:
• Principio de mínima energía (aufbau)
• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.
•
•
Principio de mínima
energía (aufbau)
Principio de máxima
multiplicidad (regla
de Hund)
Principio de exclusión
•
•
Se rellenan primero los niveles con menor energía.
No se rellenan niveles superiores hasta que no
estén completos los niveles inferiores.
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).
“No puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales en un mismo átomo”
de Pauli.
45
Orbitales
Configuración electrónica
Elemento
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
H
1s1
He
1s2
Li
1s2 2s1
Be
1s2 2s2
B
1s2 2s2 2p1
C
1s2 2s2 2p2
N
1s2 2s2 2p3
O
1s2 2s2 2p4
F
1s2 2s2 2p5
Ne
1s2 2s2 2p6
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
46
Energía
6p
5d
6s
4 f
5p
4d
5s
4s
4p
3d
ORDEN EN QUE SE
RELLENAN LOS
ORBITALES
3p
3s
2s
2p
n = 4;
1;; l = 1;
2;
3;
0;; m = +
2;
0;
– ;1;
2;
ss=
s==
+
–+
–½
½
1s
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Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de
sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en
orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4d 4p 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el
número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la
tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los
diferentes elementos.
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