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1 Unidad III: Distribución de electrones en los átomos Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUÍMICA.

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1 1 Unidad III: Distribución de electrones en los átomos Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUÍMICA GENERAL Carreras: Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura, Licenciatura en Física, Profesorado en Física

2 2 Significado y Valores de los Números Cuánticos En la descripción de un átomo en el contexto de la mecánica cuántica, se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Cada orbital tiene asociado un valor de Ψ 2 y un cierto valor de energía.

3 3 El cuadrado de la función de onda, Ψ 2, define la distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en una cierta región del átomo, llamada orbital. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor probabilidad de localizar un electrón, lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica.

4 4 La solución matemática de la Ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. n: numero cuántico principal : número cuántico azimutal (o del momento angular m: número cuántico magnético (n,, m ) Definen un orbital

5 Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, en el sentido de las agujas del reloj, o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (m s ) que toma los valores de + ½ o - ½. ms: número cuántico de spin (n,, m, m s ) Definen a un electrón en un orbital determinado

6 6 Analizaremos los números cuánticos de los electrones en átomos aislados, gaseosos, y en su estado fundamental (de mínima energía) Estos números cuánticos permiten identificar completamente a un electrón, en cualquier orbital de cualquier átomo.

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8 8 Número cuántico principal (n): Describe el tamaño de un orbital (la distancia promedio de un electrón en el orbital, respecto del núcleo) y determina en gran parte su energía. A mayor valor de n mayor energía del electrón y mayor distancia del electrón respecto del núcleo (menor estabilidad). n solo puede tomar valores enteros positivos empezando con el número 1. n = 1, 2, 3, 4……

9 9 A cada valor de n en un átomo, le corresponde un nivel de energía principal o capa. A cada valor de n se le asigna una letra: K (n = 1), L (n = 2), M ( n= 3 ), N, O, P, Q (para cada letra se incrementa en una unidad el valor de n). La energía menor de todas las posibles corresponde al valor de n = 1; este estado recibe el nombre de estado fundamental del átomo. En el estado fundamental (n= 1) un electrón está lo más cerca posible del núcleo. Todas las capas excepto la primera, se dividen en subcapas o subniveles

10 10 La capacidad electrónica de un determinado nivel n se halla con la regla de Rydberg: Número máximo de electrones = 2 n 2 Si n = 1 : el número máximo de electrones en el nivel 1 es = 2 (1) 2 = 2 e - Si n = 2 : el número máximo de electrones en el nivel 2 es = 2 (2) 2 = 8 e - Si n = 5 : el número máximo de electrones en el nivel 5 es = 2 (5) 2 = 50 e -

11 11 Número cuántico de momento angular o azimutal (): Determina la forma de los orbitales. Todos los orbitales de una subcapa tienen el mismo número cuántico de momento angular () además del mismo número cuántico principal (n). puede tomar valores enteros positivos desde 0 hasta (n -1). = 0, 1, 2, 3,……………. (n-1)

12 12 A cada valor de se le asignan letras Tipo de subniveles spdfg

13 13 Generalmente, al designar un subnivel, también se indica su número cuántico principal. subnivel 1s (n = 1; = 0) subnivel 2p (n = 2; = 1) subnivel 3d (n = 3; = 2) La energía de los subniveles aumenta en el orden: ns < np < nd

14 14 Número cuántico magnético (m ) Describe la dirección en la que se proyecta el orbital en el espacio, designa el numero de orbítales contenidos en cada subnivel. Tiene valores enteros desde - hasta + m = -…………0………….+ Para cada valor de hay (2 +1) valores enteros de m, es decir, en cada subnivel, habrá (2+1) orbitales.

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16 16 Subnivel s ( = 0; m = 0 ) : Un subnivel s contiene un orbital. Los orbitales s tienen forma esférica. Normalmente, en lugar de representar el orbital s como una nube se dibuja la superficie límite, que es la superficie que incluye las zonas más densas de la nube.

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19 19 Subnivel p ( = 1; m = -1, 0, 1): dentro de cada subnivel p hay tres orbítales con orientaciones diferentes p x, p y, p z. Estos orbitales son idénticos en tamaño, forma y energía. Los dos lóbulos están separados por un plano llamado plano nodal que atraviesa el núcleo. En dicho plano, nunca se encuentra un electrón p.

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23 23 Subnivel d ( = 2; m = -2, -1, 0, 1, 2): dentro de cada subnivel d hay cinco orbitales con orientaciones diferentes. Según los ejes: d z 2 ; d x 2 -y 2 Según los planos: d xy ; d xz ; d yz

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26 26 Subnivel f ( = 3; m = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3): dentro de cada subnivel f hay siete orbitales con orientaciones diferentes.

27 27 Número cuántico magnético de spin (ms) El cuarto número cuántico (spin magnético) lo introdujo Paul Dirac en 1928, reformulando la ecuación de onda. spin significa girar sobre si mismo. Hay dos posibilidades de giro del electrón, en sentido horario o en sentido anti horario, exactamente a la misma velocidad.

28 28 El spin de un electrón se indica con una flecha, ( ) para indicar el giro en sentido horario, ( ) para indicar el giro en sentido anti horario. Estos dos estados se distinguen mediante el número cuántico magnético de spin (ms). ms = +1/2 y -1/2. Estos valores no dependen de los valores de n, o m

29 29 Si dos electrones tienen el mismo valor de ms, se dice que tienen los espines paralelos. Si los valores de ms difieren, se dice que están apareados

30 30 Principio de Exclusión de Pauli : Dos electrones en un átomo, no pueden tener iguales los cuatro números cuánticos. Para idénticos valores de n,, y m, deben diferir en el valor de ms. Como resultado de este principio, cada orbital podrá contener como máximo dos electrones y deberán tener sus espines opuestos.

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32 32 CAPACIDAD DE NIVELES, SUBNIVELES Y ORBITALES. 1) Cada nivel principal de número cuántico n, tiene un total de n subniveles. 2) Cada subnivel de número cuántico tiene un total de (2 +1) orbitales. 3) Cada orbital puede tener hasta dos electrones con espines opuestos. El número máximo de electrones en un subnivel es 2 (2 +1). 4)El número total de electrones en un nivel es 2n 2

33 33 Subnivel s( = 0) 1 orbital 2 electrones Subnivel p( = 1) 3 orbitales 6 electrones Subnivel d( = 2) 5 orbitales 10 electrones Subnivel f( = 3) 7 orbitales 14 electrones CapaKLMN n1234 subnivel1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f

34 34 Configuración Electrónica y Clasificación Periódica de los Elementos La estructura electrónica de un átomo se indica mediante su configuración electrónica. La configuración electrónica muestra una lista de todos los orbitales ocupados indicando el número de electrones que cada uno contiene. expresa que hay 1 e- en el subnivel 1s 1 H 1S 1 expresa que n = 1 expresa que = 0 Se lee uno ese uno

35 35 Principio de Construcción (Aufbau) Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbitales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos.

36 36 Para encontrar la configuración electrónica de cualquier átomo, a medida que Z aumenta en una unidad, los electrones se agregan de a uno a los orbitales, simultáneamente con el agregado de uno en uno de protones en el núcleo y siempre ocupando el nivel de menor energía. En este principio se basa la construcción del sistema periódico.

37 37 Orden de llenado de los subniveles Una regla sencilla: Se llena primero, aquel subnivel que tenga la suma (n+ ) más baja. Ejemplo: Subnivel 4s (n = 4, = 0; 4+0 = 4) se llena antes que Subnivel 3d (n = 3, = 2; 3+2 = 5) Cuando (n+ ) da el mismo valor para dos subniveles, se llenará primero aquel que tenga menor valor de n. 3d (3+2=5) se llena antes que 4p (4+1=5)

38 38 1 H 1s 1 K 2 He 1s 2 K 3 Li 1s 2 2s 1 K L 4 Be 1s 2 2s 2 K L 5 B 1s 2 2s 2 2p 1 K L El diagrama orbital indica la distribución de los electrones dentro de los orbítales. Representando con flechas el espín del electrón: ms = +1/2 ( ) ; ms = -1/2 ( ) Cada orbital se representa como ó ( ) ó __ Dentro del orbital, como máximo podemos poner dos electrones con espines opuestos

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40 40 1 H 1s 1 ( ) 2 He 1s 2 ( ) 3 Li 1s 2 2s 1 ( ) ( ) 4 Be 1s 2 2s 2 ( ) ( ) 5 B 1s 2 2s 2 2p ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 6 C1s 2 2s 2 2p 2 ( ) ( ) ( ) ( ) ( )

41 41 Regla de Hund (se puede aplicar a átomos, iones o moléculas) La distribución más estable de electrones en los subniveles será aquella que tenga el mayor número de espines paralelos Establece que los electrones deben ocupar todos los orbitales de un subnivel dado en forma individual, antes que se inicie el apareamiento.

42 42 El paramagnetismo es una propiedad característica de las sustancias con momentos magnéticos permanentes, y esta asociado a la presencia de electrones sin aparear en un átomo, ión o molécula. Si todos los electrones están apareados, se anulan los efectos de los espines electrónicos, siendo una sustancia diamagnética. Los elementos del 21 Sc al 29 Cu llenan los orbítales 3d de acuerdo a la regla de Hund. Capacidad del subnivel 3d: 10 electrones

43 43 21 Sc 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 24 Cr 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 25 Mn 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 29 Cu 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 30 Zn 1s 1 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

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45 45 n Al formarse un ion, se pierden uno o más electrones del nivel con valor de n más alto, ocupado. En los metales de transición se pierden primero los electrones ns y después los (n-1) d

46 46 Tabla Periódica o Clasificación Periódica de los Elementos La tabla periódica esta organizada en base a las configuraciones electrónicas de los átomos. grupos o familias periodos La tabla periódica tiene dieciocho columnas verticales llamadas grupos o familias y siete filas horizontales llamadas periodos, que empiezan en un metal alcalino y terminan en un gas noble.

47 47 La IUPAC aconseja numerar los grupos del uno al dieciocho. Las tablas de uso corriente distinguen dos tipos de grupos, los A y los B. Hay ocho grupos A y ocho grupos B.

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49 49 electrones de valencia. Éstos El número de periodo al que pertenece un elemento coincide con el número de nivel de energía en donde el átomo aloja sus electrones externos, llamados electrones de valencia. Éstos son los que intervienen en la formación de los enlaces químicos. En los elementos de los Grupos A, el número de grupo informa sobre el número de electrones de valencia que tienen sus átomos.

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51 51 Elementos representativos: (bloques s y p) son los elementos de los grupos A de la tabla periódica, en los que el último electrón se añade a un orbital s o p, con excepción del helio los gases nobles tienen completamente lleno el subnivel p. He: 1s 2, los demás ns 2 np 6 ) Cada grupo tiene nombre específico La configuración electrónica externa para los elementos representativos es: n = 1, 2, 3,………….7 x = 1 y 2 y = 0 a 6 n s x n p y

52 52 Elementos de transición o metales de transición: Llenan los subniveles d de la penúltima capa. Se hallan ubicados en el centro de la tabla periódica, en los periodos 4, 5 y 6. Periodo 4: 21 Sc 30 Zn Periodo 5: 39 Y 48 Cd Periodo 6: 57 La 80 Hg La configuración electrónica de la capa de valencia es: (n – 1) d x n s y No contiene electrones en los orbítales np Penúltima Ultima capa n = 4, 5 y 6 x = 1 a 10 y = 1 a 2

53 53 Elementos de transición interna: Se añaden electrones a los orbitales f de la antepenúltima capa. Todos son metales. Están localizados entre los grupos IIIB y IVB. 1º serie de transición f (lantánidos) : 58 Ce a 71 Lu 2º serie de transición f (actínidos) : 90 Th a 103 Lr. La configuración electrónica externa de la capa de valencia es: n = 6, 7 Antepenúltima penúltima ultima capa x = 2 a 14 capa capa y = 0 ó 1 (n – 2) f x (n -1) d y n s 2

54 54 Propiedades Periódicas Ley periódica: las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. El punto de fusión, punto de ebullición, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, son Propiedades Periódicas.

55 55 Energía de Ionización (I) La energía de ionización (I) es la mínima energía requerida para quitar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso en su estado fundamental. Unidades: [energía] / mol: kJ/ mol, kcal/mol, eV/mol Su magnitud es una medida de la fuerza con que esta unido el electrón al átomo. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos. En átomos poli electrónicos: la energía requerida para quitar el 1º electrón del átomo gaseoso en su estado fundamental se denomina primera energía de ionización y se designa I 1.

56 56 La segunda energía de ionizacion (I 2 ) se refiere al proceso: Siempre es un proceso endotérmico por convenio es (+)

57 57 I 1 aumenta en un periodo de izquierda a derecha, ( la carga nuclear efectiva aumenta en ese sentido y el electrón externo esta más fuertemente atraído). Disminuye hacia abajo en un grupo ya que los electrones externos ocupan un nivel mas alejado del núcleo están menos fuertemente atraídos.

58 58 Los elementos con bajos valores de I 1, forman cationes fácilmente y conducen la electricidad en estado sólido. Las diferencias en los valores de I, explican por que los metales siempre forman cationes, y los no metales forman aniones en compuestos iónicos.

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60 60 El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente

61 61 Electroafinidad o afinidad electrónica (E) La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando se añade un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso, para formar un anión gaseoso. Variación en la tabla periódica: E: aumenta en un periodo de izquierda a derecha disminuye en un grupo hacia abajo

62 62 Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del oxígeno, el flúor y el cloro

63 63 Electronegatividad La electronegatividad de un elemento, es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer los electrones del enlace cuando está químicamente unido a otro átomo. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así.

64 64 Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

65 65 En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo.

66 66 La electronegatividad se relaciona con la energía de ionización (I) y la electroafinidad (E). La afinidad electrónica y la electronegatividad están relacionadas pero son diferentes. Ambas propiedades indican la tendencia de un átomo a atraer electrones, pero la afinidad electrónica se refiere a la atracción de un átomo aislado por un electrón adicional, mientras la electronegatividad se refiere a la habilidad de un átomo que esta unido a otro átomo para atraer los electrones compartidos


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