(Clase 3) 1 MECÁNICA CUÁNTICA UNIDAD Elaborado por:

Presentación del tema: "(Clase 3) 1 MECÁNICA CUÁNTICA UNIDAD Elaborado por:"— Transcripción de la presentación:

1 (Clase 3) 1 MECÁNICA CUÁNTICA UNIDAD Elaborado por:
UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA “ANTONIO JOSÉ DE SUCRE” VICE-RECTORADO PUERTO ORDAZ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Puerto Ordaz MECÁNICA CUÁNTICA (Clase 3) UNIDAD 1 Elaborado por: Lic. Adriana González Puerto Ordaz, Enero 2014

2 Lic. Adriana González (2013) 2
MECÁNICA CUÁNTICA Clase 3 Puerto Ordaz TEMAS: UNIDAD 1 1. NÚMEROS CUÁNTICOS 2. ORBITALES ATÓMICOS 3. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Lic. Adriana González (2013)

3 Lic. Adriana González (2013) 3
ÍNDICE Puerto Ordaz INTRODUCCIÓN UNIDAD 1 COMPETENCIAS PREREQUISITOS MATERIALES CONTENIDO BIBLIOGRAFÍAS RECOMENDADAS DATOS DE INTERES Lic. Adriana González (2013)

4 Lic. Adriana González (2013) 4
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) INTRODUCCIÓN Los diferentes estudios que se han realizado hasta la época, han demostrado que los átomos tienen un comportamiento totalmente diferente al conocido en el mundo macroscópico. El reconocimiento de los científicos de éste comportamiento, condujo al desarrollo de una nueva rama de la física, totalmente diferente a los fenómenos clásicos observados con anterioridad. Esta nueva rama, llamada TEORÍA CUÁNTICA, permite explicar el comportamiento de las partículas sub-atómicas. La teoría cuántica permite predecir y entender el papel crucial que los electrones desempeñan en la Química. En este sentido, el estudio del átomo implica el planteamiento de las siguientes preguntas:                                                                       -¿Cuántos electrones están presentes en un átomo?     -¿Qué energía poseen los electrones individuales?  -¿En qué parte del átomo se pueden encontrar     los electrones. INDICE Lic. Adriana González (2013)

5 INTRODUCCIÓN QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 )
En el año de 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda. Luego, en 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de “incertidumbre" Ese mismo año, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda llamada orbital molecular. Esta describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo. Para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . El principio de incertidumbre establece que : “ es imposibles ……. INDICE Lic. Adriana González (2013)

6 Lic. Adriana González (2013) 6
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA . (CLASE 3) COMPETENCIAS Compara las características del modelo de Bohr, el modelo mecánico cuántico y el modelo actual. Determina los valores de los números cuánticos. Reconoce las reglas para realizar la distribución electrónica de un elemento químico. Efectúa configuraciones electrónicas de elementos. Describe las formas y tamaños de los orbitales moleculares. INDICE Lic. Adriana González (2013)

7 QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3) PREREQUISITOS Conoce las características, ventajas y desventajas del modelo de Bohr. INDICE Lic. Adriana González (2013)

8 Lic. Adriana González (2013) 8
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) MATERIALES Lápiz y papel. Guías entregadas por el profesor. Apuntes personales. Textos sobre el tema a tratar. Plataforma Virtual. INDICE Lic. Adriana González (2013)

9 Lic. Adriana González (2013) 9
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) CONTENIDO NÚMEROS CUÁNTICOS. ORBITALES ATÓMICOS. ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. REGLA DE HUND. DIAGRAMA DE MOELLER. EJEMPLO DE DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA. DETERMINACIÓN DE NÚMEROS CUÁNTICOS INDICE Lic. Adriana González (2013)

10 Lic. Adriana González (2013) 10
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) NÚMEROS CUÁNTICOS Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos. Los números cuánticos son: NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL (l) , indica la forma del orbital, que puede ser circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor. El valor del número cuántico azimutal depende del valor del número cuántico principal. Desde 0 a una unidad menos que n, es decir, l= n-1. A cada valor del número cuántico azimutal le corresponde una forma de orbital, que se identifica con una letra minúscula: NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n):Representa al nivel de energía, su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml), determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número cuántico azímutal, m, variando desde -l hasta + l, es decir, Si l = 1 entonces ml puede tomar valores entre -1, 0, 1. De forma general, para un valor l, habrá 2. l + 1 orbitales: NÚMERO CUÁNTICO DE SPÍN (ms), Si consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede girar en torno a sí misma, como la tierra gira ocasionando la noche y el día. Son posibles dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha, por tanto, el número de espín puede tener dos valores: ½ y - ½. Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones. Valor l Tipo de orbital Valor ml s 1 p 3 2 d 5 f 7 s p d f g 1 2 3 4 CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

11 Lic. Adriana González (2013) 11
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) ORBITALES ATÓMICOS ORBITALES "S": Los orbitales "s" son esféricamente simétricos. ORBITLES "P": tienen forma de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p (ml= -1,0,1) que difieren en su orientaciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz. Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal. CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

12 Lic. Adriana González (2013) 12
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) ORBITALES ATÓMICOS ORBITALES “d": En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n > 3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones en el espacio tal y como vemos en la figura : OBSERVACIONES: Para valores de > 4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos. CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

13 ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno. Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones). Así por ejemplo el orbital 2s tienen un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón: CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

14 ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS La combinación de n y l describe a un orbital que es la región del espacio en la que es más probable encontrar al electrón y en la cual tiene una cantidad específica de energía. El valor que tome el número cuántico secundario (l) determina el tipo de orbital: VALOR DE l TIPO DE ORBITAL NÚMERO DE ELECTRONES S 2 1 P 6 d 10 3 f 14 CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

15 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Para realizar la distribución de los electrones de un elemento químico es necesario considerar el Principio de Construcción mejor conocido como PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. ÉSTE PRINCIPIO ESTABLECE: No más de dos electrones pueden ocupar un orbital dado. Cuando dos electrones ocupan un orbital, sus espines deben estar apareado. No existen dos electrones en un átomo que puedan presentar el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos Se dice que los espines de dos electrones están apareado si uno de ellos es y el otro es Los espines apareados se indican como y los electrones con espines apareados poseen números cuánticos magnéticos de espín de signo opuesto. CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

16 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Otro principio que se debe considerar a la hora de hacer una distribución electrónica es la REGLA DE HUND. La regla de Hund establece: Si en un sub-nivel hay más de un orbital, ubique los electrones con espin paralelos en orbitales diferentes de dicho subnivel, en lugar de aparear dos electrones en uno de los orbitales. Por ejemplo, para realizar la distribución de dos electrones en un orbital tipo “p”, se debe seguir los siguiente pasos. 1. Sabemos que un orbital “p” posee tres sub-niveles: __ ____ ___ 2. El número de electrones a distribuir es de dos (2), siguiendo la regla de Hund la distribución sería: CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

17 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Una forma muy sencilla de ubicar a los electrones en los correspondientes niveles y subniveles de energía y orbitales es haciendo uso del diagrama de MOELLER. Para esto, el valor del número atómico del elemento (Z) y que los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía, en orden ascendente. DIAGRAMA DE MOELLER CONTENIDO Lic. Adriana González (2013)

18 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) QUÍMICA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EJEMPLO: PROBLEMA: Realizar la configuración electrónica del elemento sodio (Na) META: ¿ Cuál es la configuración electrónica del elemento sodio? CONCEPTUAL Número Atómico (z). Diagrama de Moeller. Orbitales Atómicos. Números Cuánticos TRANSFORMACIONES: En primer lugar, se debe ubicar el número atómico del elemento en estudio; Luego, con ayuda del diagrama de Moeller se realiza la distribución de los 11 electrones presentes. OBS: Recuerda que se inicia con la posición 1s, sigue avanzando como te indican las flechas de la Regla de Diagonales y no olvides que no puedes avanzar hasta que el orbital esté completamente lleno. Siguiendo lo antes dicho, tenemos que la configuración del sodio es: Na= 1s22s22p63s1 Si contamos los electrones ubicados en la parte superior (superíndices), observamos que tenemos los once electrones pertenecientes al sodio. Posee Z= 11 EVENTO Z= 11 Configuración: ? CONTENIDO Lic. Adriana González (2013) Lic. Adriana González (2013)

19 DETERMINACIÓN DE NÚMEROS CUÁNTICOS
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) DETERMINACIÓN DE NÚMEROS CUÁNTICOS EJEMPLO: PROBLEMA: Determinar los números cuánticos del elemento carbono (C). META: ¿Cuáles son los números cuánticos que corresponden al carbono? CONCEPTUAL Número Atómico (Z). Diagrama de Moeller. Orbitales Atómicos. TRANSFORMACIONES: En primer lugar, se debe ubicar el número atómico del elemento en estudio; C ; Z= 6 Luego, con ayuda del diagrama de Moeller se realiza la distribución de los 6 electrones presentes. OBS: Recuerda que se inicia con la posición 1s, sigue avanzando como te indican las flechas de la Regla de Diagonales y no olvides que no puedes avanzar hasta que el orbital esté completamente lleno. Luego, tomamos el valor del último orbital, éste sería: Siguiendo lo antes dicho, tenemos que la configuración del carbono es: C= 1s22s22p2 Si contamos los electrones ubicados en la parte superior (superindices), observamos que tenemos los seis (6) electrones pertenecientes al sodio. DE ESTO, SE PUEDE CONCLUIR QUE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS PERTENECIENTES AL ELEMENTO CARBONO SON: ( 2, 1, 0, ½) C= 1s2 2s2 2p2 2 Representa el valor de n 1 Representa el valor de l (Orbital tipo p). EVENTO 0 Representa el valor de ml, debido a que ml oscila entre el valor de –l y l. Los posibles valores son: -1, 0, 1, siguiendo la regla de HUND tenemos: ____ ____ ____ Z= 6 Configuración: ? ½ Representa el valor del espin, ( se encuentran en igual dirección) CONTENIDO Lic. Adriana González (2013) Lic. Adriana González (2013) Lic. Adriana González (2013)

20 BIBLIOGRAFÍAS RECOMENDADAS
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) BIBLIOGRAFÍAS RECOMENDADAS Brown Theodore (2004) Química la Ciencia Central. 9a Edición. Editorial Pearson. México. Capítulos 4,13. Chang. (1999). Química. 6a Edición. Mc Wraw Hill. México. Capítulos:4,12,16. Ibarz Aznárez José. (1976). Problemas de Química General. 2a Editorial Marín Mc Wraw Hill. México. Capítulos:9,10. INDICE Lic. Adriana González (2013)

21 Lic. Adriana González (2013) 21
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) DATOS DE INTERES En caso de cualquier duda o inconveniente con respecto a la clases podrás contactarme a través de la siguiente información : NOMBRE Y APELLIDO: Adriana González CORREO: TELÉFONO: INDICE Lic. Adriana González (2013)

22 “Aquel que no ha fracasado nunca, es que no ha intentado nada”
QUÍMICA UNIDAD 1: MECÁNICA CUÁNTICA. (CLASE 3 ) FIN DE LA CLASE 3 “Aquel que no ha fracasado nunca, es que no ha intentado nada” Og Mandino Lic. Adriana González (2013)