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ESTRUCTURA ELECTRONICA
DE LOS ATOMOS
Radiación electromagnética
• Esta compuesta de ondas que se propagan en
el vacío a 3.00X108 m/s
• Los fenómenos ondulatorios se caracterizan por
varios parámetros:
– Frecuencia (ν): mide el número de veces que oscila
por segundo. Se mide en ciclos/seg o Hertz (Hz)
– Longitud de onda (λ): es la distancia entre crestas
sucesivas. Una cresta es la parte más alta de la
onda. Se mide en metros
– Velocidad de propagación (en el caso de la luz este
valor es c): la velocidad de propagación es el
producto de la frecuencia y la longitud de onda: c = νλ
Espectro electromagnético
• La radiación electromagnética está compuesta
por un continuo de ondas que se agrupan según
cómo se generan y su frecuencia o longitud de
onda. El espectro se puede ver a continuación
Espectro electromagnético II
• Se puede observar en la escala que a
mayor frecuencia menor longitud de onda
y viceversa
• Una estación de radio que transmite a
99.9 MHz (= 99.9 X 106 Hz) tiene una
longitud de onda dada por:
c = νλ
ó
λ = c/ν
λ = (3.00 X 108 m/s)/(99.9 X 106 Hz)
= 3.00 m
Surgimiento de la química cuántica
• La teoría química moderna data de principios del siglo
XX. Tienen unos momentos cruciales y están
relacionados con la interacción de la radiación con la
materia
• En 1900, Max Planck da una explicación satisfactoria a
un problema que eludía a físicos y químicos que le
antecedieron. Se trata de la radiación que emite un
cuerpo al calentarse (se conoce como la radiación de
cuerpos negros). El explicó que las moléculas son
osciladores que solo pueden absorber o emitir energía
en múltiplos de su frecuencia de oscilación. La energía
mínima que puede emitirse es E = hν . Donde ν es la
frecuencia del oscilador y h es una constante de
proporcionalidad llamada constante de Planck y cuyo
valor es 6.626 X 10-34 J·s [J·s = Joule x segundo ;
donde Joule es la unidad de energía en el SI]
El efecto fotoeléctrico
• En 1905 y apoyado en la teoría de Planck,
Albert Einstein explica otro fenómeno que tenía
perplejos a físicos y químicos de su época. Se
trata del efecto fotoeléctrico: fenómeno en que
un metal irradiado por luz emite electrones. La
radiación de cierta frecuencia en adelante
lograba la emisión de electrones y las de
frecuencia menor no lo hacían. Para los físicos
de la época no había relación entre la energía
de la radiación y la frecuencia de la misma.
Einstein postuló que la radiación vienen en
paquetes, a los que llamó fotones, y su energía
está dada por E = hν
Líneas espectrales del hidrógeno
• Otro hecho confuso para químicos y físicos
decimonónicos eran los espectros atómicos y
moleculares.
• Al excitar moléculas y átomos estos no emitían un
continuo de radiación sino unas líneas de longitud de
onda muy específicas
• Abajo aparece el espectro de emisión de luz visible de
átomos de hidrógeno excitados por una corriente
eléctrica (las líneas se llaman la serie de Balmer, quien
las estudió y caracterizó)
Modelo atómico de Bohr
• En 1913, basado en las propuestas de Planck y
Einstein, y en el modelo del átomo nuclear
propuesto por Rutherford en 1910, Niels Bohr
propone un modelo del átomo de hidrógeno que
proponía que el electrón solo podía estar en
unas órbitas estables alrededor del núcleo.
• La energía del electrón en cada órbita está dada
por la ecuación: E = (-2.18 X 10-18 J)(1/n2)
Donde n es un número natural.
• Al pasar de una órbita a otra el electrón absorbe
o emite radiación de una energía exactamente
igual a la diferencia de la energía de las órbitas
Serie de Balmer
• Al pasar de una n(>1) a n = 1 se generan líneas
ultravioletas
• Al pasar de n (>2) a n = 2 se generan algunas líneas
visibles (serie de Balmer).
• Por ejemplo si el electrón pasa de n = 3 a n = 2 y se
colocan estos números en la ecuación de E = (-2.18 X
10-18 J)(1/n2) y se obtiene que la energía liberada es:
ΔE = (-2.42 x 10-19 J) – (-5.45 x 10-19 J) = 3.03 x 10-19 J
• Si la radiación emitida tienen esa energía:
3.03 x 10-19 J = hν = hc/λ = (6.626 x 10-34 J·s)(3.00 x 108 m/s)/λ
λ = (6.626 x 10-34 J·s)(3.00 x 108 m/s)/(3.03 x 10-19 J) = 6.56 x 10-7 m
• Esto es 656 nm que corresponde a la línea roja del
espectro de emisión de átomos de hidrógeno
DUALIDAD Partícula-Onda
• Con la sugerencia de Einstein de que la luz
estaba hecha por fotones. Se afirmó la noción
de que la luz era onda y partícula. Era lógico
seguir que las partículas tenían a su vez
comportamiento ondulatorio
• En 1923 Louis de Broglie propuso tal esquema
donde la longitud de la onda de una partícula de
masa m, moviéndose con velocidad v era: λ =
h/mv
• En 1927 Davisson y Germer corroboraon
experimentalmente la propuesta teórica hecha
por de Broglie en su tesis doctoral
El principio de incertidumbre
• Al adjudicar a las partículas comportamiento ondulatorio,
surgieron toda una serie de cuestionamientos. Uno de
ellos tenía que ver con la posibilidad de especificar la
posición y velocidad de una partícula a la misma vez
• En 1927 Werner Heisenberg, prouso su famoso principio
de incertidumbre que establece que no es posible
conocer con certeza simultáneamente la posición y el
momentum (producto de la masa por la velocidad) de
una partícula. Si Δx representa la incertidumbre el la
posición y Δ(mv) la incertidumbre del momentum,
Heisenberg postuló que:
Δx·Δ(mv) ≥ h/4π
Función de onda
• En 1926 Erwin Schroedinger propueso un
procedimiento para encontrar la función
asociada a la onda de una partícula
• Cuando se aplica esa ecuación a sistemas
atómicos se producen unos números con
valores enteros a los que se les llamó números
cuánticos
• La función de onda establece zonas de alta
probabilidad de encontrar los electrones. A esas
zonas se les llamó orbitales. Los orbitales
sustituyeron la noción de las órbitas del átomo
de Bohr
Números cuánticos
• Número principal (n): asume valores enteros positivos
1,2,3,… Determina el tamaño del orbital y en el átomo
de hidrógeno determina la energía
• Número orbital (ℓ): asume valores enteros positivos,
desde cero hasta (n-1), Determina la forma del orbital.
Ver siguiente lámina
• Número orbital magnético (m): asume valores enteros
desde - ℓ hasta + ℓ. Determina la orientación espacial del
orbital
• Número de espín (s): asume valores de +1/2 y -1/2. Se
asocia a un giro del electrón alrededor de su propio eje.
Se representa en los esquemas con flechas hacia arriba
y hacia abajo para cada valor
Tipos de orbitales y su forma
• El orbital con ℓ=0 se
muestra al lado.
Hay un solo valor
de m (=0) por lo
que solo hay uno de
estos en cada nivel.
Se denominan
orbitales tipo s.
• Los orbitales con
ℓ=1 se muestran al
lado. Hay tres
valores de m (=1,0,+1) por lo que
hay tres distintos.
Se denominan
orbitales tipo p.
Más orbitales
• Los orbitales con ℓ=2
se muestran al lado.
Hay 5 valores de m
(=-2,-1,0,1,2) por lo
que hay cinco
distintos. A estos se
les denomina
orbitales tipo d
• Otros orbitales son
los f (ℓ=3, hay 7
distintos); los g (ℓ=4,
hay 9 distintos), etc
Principio aufbau
• El principio aufbau establece el orden de llenado
de orbitales. En el átomo de hidrógeno los
orbitales con igual n tienen la misma energía (a
esto se le conoce como degenerados) pero la
interacción de los electrones en átomos de
muchos electrones elimina esa degeneración
• El orden de llenado es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,
4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
• En general los orbitales de menor energía se
ocupan antes que los de mayor energía a
menos que medie alguna razón para lo contrario
Configuraciones electrónicas de
estado raso
Reglas para el llenado
1. Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo
no puede haber dos electrones con los mismos
números cuánticos. Esto implica que en cada orbital
caben dos, uno con espín para arriba otro con
espín para abajo.
2. Regla de Hund: en orbitales degenerados los
electrones se colocan primero con espines
paralelos
3. Regla de orbitales d a punto de llenarse o de
semillenarse: en estos casos se promueve uno de
los electrones s. es decir las configuraciones s1d5
son de menor energía que las s2d4 y las s1d10 son
de menor energía que las s2d9 .
Ejemplos de configuraciones
• La configuración del estado raso de los
siguientes elementos se acompaña:
–O :
–P :
– Kr :
–K :
– Cr :
1s22s22p4
1s22s22p63s23p3
1s22s22p63s23p64s23d104p6
1s22s22p63s23p64s1
1s22s22p63s23p64s13d5
Diagramas energéticos
• En el diagrama energético de orbitales se
colocan los orbitales en orden ascendente
de energía cada electrón se representa
con flechitas, hacia arriba o hacia abajo
según sea su espín
• Recuerde la regla de Hund cuando llene
orbitales degenerados (orbitales del
mismo tipo en el mismo nivel)
Diagrama energético de orbitales
Arriba aparece el diagrama energético de orbitales hasta
el 3d. En cada rayita se puede colocar un máximo de
dos flechitas