Download Estructura Atómica

ESTRUCTURA ATÓMICA
La Sustancia
Se obtienen por
Extracción
Que pueden
estar basadas en
Reacción química
Se caracterizan
mediante
Propiedades
Físicas
Propiedades
químicas
Que pueden estar
relacionadas con
HISTORIA DEL ÁTOMO
1808
1803 John Dalton
1ra teoría sustentada experimentalmente acerca
de la constitución de las sustancias.
Considera a los átomos como partículas esféricas
sólidas indivisibles que poseían masa y propiedades
características para un elemento dado.
ATOMS
HISTORIA DEL ÁTOMO
Thompson desarrolló la idea de que un átomo estaba constituído
por una esfera uniforme, de carga eléctrica positiva, con un
radio de 10-8 cm, en cuya superficie se encuentran los electrones,
distribuídos uniformemente de forma tal que se logre el ordenamiento
electrostático más estable
like plums surrounded by pudding.
MODELO DEL
PUDÍN CON
PASAS
HISTORIA DEL ÁTOMO
1910
Ernest Rutherford
Modelo nuclear planetario
Limitaciones:
- No se puede explicar el espectro de emisión de los
elementos ya que según los requerimientos de la física
clásica la irradiación de energía debería ser de modo
contínuo
Limitaciones de las teorías de Thomson y
Rutherford
 No explicaban la existencia de los isótopos
 No justificaban que la masa de los átomos era mayor que la
suma de las masa de los protones y electrones
 No explicaban los espectros de emisión de los elementos, los
cuales por ser espectros de rayas, implicaba la emisión de
energía de los electrones de forma discontinua
HISTORIA DEL ÁTOMO
1913
Niels Bohr
studied under Rutherford at the Victoria
Aplica la teoría cuántica de Planck. En su modelo
University in Manchester.
describe al electrón moviéndose alrededor del
núcleo en una órbita circular plana llamada
estado estacionario o nivel energético, sin
absorber ni emtitir energía
1913. Modelo atómico de Bohr.
1er postulado: El momento angular del
electrón está cuantizado, solo pueden tomar
valores discretos múltiplos de h/2π.
mvr = n h/2π
donde n es el número cuántico principal
n=1,2,3,…
2do postulado: Cuando el electrón pasa de un
estado estacionario a otro se absorbe o
emite energía en cantidades definidas.
ΔE = E2 – E1 = hν
1913. Modelo atómico de Bohr.
Limitaciones:
•No se puede explicar por qué existe el estado
estacionario.
•No se puede calcular el efecto de unas
partículas con otras.
•No puede explicar el espectro de emisión de
átomos multielectrónicos.
•No puede explicar el por qué el espectro de
emisión se complica en presencia de un
campo magnético. Efecto Zeeman.
Dualidad onda-partícula.
de Boglie 1924
●
●
Toda partícula en movimiento se encuentra
asociada a una radiación cuya longitud de onda
es:
ʎ = h/p = h/mv
●
h: constante de Planck
●
m: masa de la partícula
●
v: velocidad de la partícula
●
p: cantidad de movimiento
Principio de incertidumbre. Heisemberg
1927
●
No existe una ley predictiva que contenga
referencias respecto al impulso y posición
simultáneo de una partícula.
●
Relación de indeterminación:
●
(Δpx) (Δx) ≥ h/4π (a lo largo del eje x)
Conclusiones de los principios
anteriores
●
●
●
El movimiento del electrón puede ser considerado
alternativamente y con igual exactitud como de
carácter ondulatorio.
No se puede describir el comportamiento del electrón
en el átomo en términos de posición o trayectoria y
velocidad definidas.
Este movimiento no puede interpretarse según las
leyes de la Física Clásica.
Ecuación de Schroedinger o
ecuación de onda.
ĤΨ = E Ψ
Ĥ: operador de Hamilton
Ψ: Función de onda unielectrónica
E: energía total que corresponde al electrón descrito
por dicha función de onda.
Ecuación
de onda
Conjunto de funciones de onda Ψ
Conjunto de valores de E correspondientes
Ψi(n, l, ml)
Ei
Ecuación de Schroedinger para el átomo de hidrógeno
Operador de Laplace o
laplaciano
-h2/82m (/x2 + /y2 + /z2) + V = E
Energía Cinética
Energía
Potencial
Las soluciones de esta ecuación corresponden a varios estados de energía para
el único electrón del átomo de H.
Los estados en los cuales la energía tiene valores determinados se llaman
estados estacionarios.
El estado estacionario con el menor valor de energía posible se llama estado
normal y los restantes estados se llaman estados excitados.
Los estados estacionarios con igual energía se llaman estados degenerados.
Postulados de la Mecánica Cuántica
•No sitúa una partícula en una trayectoria fija
sino establece una función matemática
(función de onda Ψ) que lo describe, así como
su energía.
•Establece la probabilidad de existencia de la
partícula en un lugar del espacio. Se basa en
su carácter dual.
Orbital Atómico
Función de onda Ψ que describe las
características ondulatoria-corpuscular del
electrón en el átomo. Representa el estado
energético y por lo tanto su movimiento.
Ψ parametrizada por 3 números cuánticos: n, l, ml
Función densidad de probabilidad: lΨl2
Probabilidad de existencia del electrón en un
lugar determinado para variables de la
función
NÚMEROS CUÁNTICOS
Número cuántico principal, n: Cuantifica y caracteriza la energía del nivel
electrónico. Su valor está relacionado con la distancia promedio del electrón al
núcleo. Está relacionado al tamaño y energía del orbital.
Los valores de n son: 1,2,3,4,…….
Número cuántico secundario u orbital, l: cuantifica el momento
angular del orbital y caracteriza el subnivel dentro del nivel electrónico. La
dependencia de la función de onda de l determina la forma del orbital.
Los valores de l son : 0, 1, 2,3,…..(n-1)
NÚMEROS CUÁNTICOS
Número cuántico terciario o magnético, ml: Cuantifica los valores de
la componente del momento angular orbital en una dirección determinada
y caracteriza al orbital dentro de cada subnivel.
Los valores de ml son: 0, ±1, ±2, ± 3,….. ± l
Número cuántico de spin, ms: Caracteriza la orientación del momento
angular de spin del electrón por un campo magnético externo.
Los valores de ms son: ± 1/2
Representación del orbital s
l=0
2 solo depende de r
z
Forma esférica
x
y
Representación de los orbitales p
z
z
z
x
x
y
l=1
2 depende de r, , 
Forma de dos lóbulos esferoidales a ambos lados del núcleo en la
dirección de cada eje
Representación de los orbitales d
l=2
2 depende de r, , 
Forma variada
Desdoblamiento de la energía de los electrones de un
subnivel en presencia de un campo magnético externo
3p
3p 3p 3p
3p
3p
3p
3s
En ausencia de campo magnético
externo
En presencia de campo magnético
externo
Diagrama de energía de los orbitales electrónicos
del átomo de Li
Ordenamiento de los electrones en los orbitales según su
contenido energético
Regla empírica: En ausencia de un campo magnético, el electrón menos
energético es aquel para el cual es mínimo el valor de la suma (n+l). Si dos
electrones en diferentes orbitales, tienen el mismo valor de (n+l), el de
menor valor de n será el de menor energía.
n
l
n+l
4s
4
0
4
4d
4
2
6
n
l
n+l
4s
4
0
4
3p
3
1
4
n
l
n+l
4s
4
0
4
3d
3
2
5
Orden de energía de los electrones en los
orbitales (n+l)
Orden de energía para los electrones
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
Diagrama de Moeller
Distribución electrónica
Configuración electrónica: La distribución de los electrones de un
átomo en los diferentes estados energéticos determinados por los orbitales
de dicho átomo.
Principio de Construcción de
Bohr
Principio de Exclusión de Pauling
Reglas de Máxima Multiplicidad
de Hund
Principio de Construcción de Bohr.
El átomo de cada elemento puede ser construido
añadiendo al átomo del elemento que le precede en la
clasificación periódica, una unidad de carga nuclear y
un electrón. La posición que toma el electrón adicional
en el átomo es decidida por la naturaleza de los
orbitales disponibles y debe ser tal, que haga mínima la
energía del átomo.
Principio de Exclusión de Pauli
En un átomo cualquiera no pueden
existir dos electrones en el mismo
estado cuántico, esto es, con los
mismos valores para sus cuatro
números cuánticos
Regla de Máxima Multiplicidad de Hund
La energía de un sistema de orbitales
descritos por valores dados de los
números cuánticos n, l, ml es mínima, si
las componentes de espín de los
electrones que forman dicho sistema son
paralelas tanto como sea posible.
Regla de Máxima Multiplicidad de Hund
●
●
2 2s2 2p6 3s2 3p3
P
1s
15
●
mínima energía _↑_ _↑_ _↑_
●
S = Σ ms
_↑↓_ _↑_ ___
S = + 3/2
S = + 1/2
Modelo de distribución electrónica nlx
●
●
Donde:
n: número cuántico principal
l: letra que indica el número cuántico secundario
x: número de electrones
Ley periódica
Las propiedades físicas y químicas
de los elementos son función de las
configuraciones electrónicas de sus
átomos, las cuales varían
periódicamente al aumentar el
número atómico
Clasificación de los elementos
●
●
Gas noble: ns2 np6 excepto helio 1s2
●
Representativos: nsx donde x es 1 ó 2
ns2 npx donde x = 1, 2, …..5
●
Transición: (n−1) dy nsx donde y = 1,2,3,……10
y x = 0,1,2
Transición interna: (n−2) fz (n−1) dy nsx donde
x = 1, 2; y = 0, 1, 2 ; z = 0, 1, 2, ……..14