ESTRUCTURA ATÓMICA Química 1º Bachillerato.

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1 ESTRUCTURA ATÓMICA Química 1º Bachillerato

2 John Dalton 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 y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades. Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos. En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, se reordenan para formar nuevos compuestos.

3 El descubrimiento de las partículas subatómicas
Los rayos catódicos. Williams Crookes 1875

4 Propiedades de los rayos catódicos
Son de naturaleza eléctrica negativa: Se propagan en línea recta hacía el electrodo positivo Tienen masa apreciable pues hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria. Tienen naturaleza eléctrica pues son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Frente a un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva.

5 RAYOS CATÓDICOS Además se demostró que los rayos catódicos tienen las mismas características independientemente de la sustancia gaseosa que se encuentre en el tubo o del metal que constituya los electrodos, por lo que se concretó que debían de ser componentes básicos de la materia. Son los electrones

6 Los rayos canales Godlstein 1886 : iones positivos del gas encerrado en el tubo. Utilizando gas hidrógeno los rayos canales estaban formados por protones.

7 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 (de forma similar a las semillas en una sandía)

8 Ernest Rutherford, ( ) Físico Inglés, Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Establece dos zonas o partes del átomo claramente diferenciadas, núcleo y corteza.

9 El modelo de Rutherford.

10 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 igual al NÚMERO ATÓMICO, donde se concentra toda la masa atómica. Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones. El modelo del átomo de RUTHERFORD: con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor. NÚMERO ATÓMICO Z= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

11 MODELO PLANETARIO Protones núcleo Neutrones Átomo corteza Electrones
Carga + masa núcleo (masa y carga positiva) Neutrones masa Átomo corteza (Carga negativa, sin masa apreciable) Electrones Carga-

12 En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos de berilio con partículas alfa, observó que se emitía una radiación formada por 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.

13 PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
Partícula Carga Masa PROTÓN p+   +1 unidad electrostática de carga = 1, C  1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1, kg NEUTRON n 0 no tiene carga eléctrica, es neutro (u.m.a.) =1, kg ELECTRÓN e- -1 unidad electrostática de carga =-1, C Muy pequeña y por tanto despreciable comparada con la de p+ y n NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los electrones Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los responsables de las propiedades químicas.

14 NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo
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. NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo. 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). 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. Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.

15 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.

16 1> Indica la composición del núcleo y la corteza de los siguientes átomos:
a) K (Z = 19, A = 39) b) P (Z = 15, A = 31) Solución: La expresión K (Z = 19, A = 39) significa protones = 19 y neutrones = 39 – 19 = 20, que constituyen el núcleo, luego en la corteza hay 19 electrones. La expresión P (Z = 15, A = 31) significa protones = 15 y neutrones = 31−15 = 16, que constituyen el núcleo, luego en la corteza hay 15 electrones.

17 Sabiendo que el ión de carga +3 de un átomo contiene 26 protones y 30 neutrones, indica sus números másico y atómico, así como la cantidad de electrones que presenta. Solución: Número atómico = número de protones = 26. Número de electrones + número de protones = carga iónica ; – x + 26 = +3  x = 23. Número másico = número de protones + neutrones = = 56.

18  MASA ATÓMICA   Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número atómico de su isótopo más común.

19 Ejemplo: Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente: El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%).

20 Radiación electromagnética. Parámetros característicos
Para estudiar la estructura interna de los átomos se emplean técnicas en las que las ondas electromagnéticas interaccionan con ellos.

21 LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.
Ondas que se mueven a la velocidad de la luz 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 “” o por su longitud de onda “”, relacionadas entre sí por: C= velocidad de la luz =3.108m/s

22 Frecuencia: Número de oscilaciones por segundo.(s-1 o Hz)
Longitud de onda λ: distancia entre dos puntos que vibran de la misma manera. (m nm=10-9m A= 10-10m) Periodo T: tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda. Cresta Longitud de onda Valle

23 ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO (global):Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) recogidas sobre una pantalla

24 TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
La teoría cuántica se refiere a la energía: Cuando se ilumina la materia con radiación electromagnética, los átomos que la componen pueden absorber y posteriormente emitir radiación de cierta longitud de onda en relación con su estructura interna. Planck en 1900 sugirió que la energía de la radiación electromagnética que los átomos absorben o emiten está formada por pequeños paquetes de energía llamados cuantos o fotones. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · J· s (pequeñísima) ν: frecuencia de la radiación absorbida o emitida

25 unidad de energía electrónvoltio (eV) :
Es la energía cinética que adquiere un electrón sometido a una diferencia de potencial de un voltio 1 eV= 1, J

26 Pag 45 libro 8. Si se trabaja con luz láser de 500 nm, ¿cuál es la energía y la frecuencia de cada fotón emitido? Solución: E = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · J· s (pequeñísima) ν: frecuencia de la radiación absorbida o emitida

27 Solución: Es luz ultravioleta.
9.Un elemento emite una energía de 15 eV tras excitarlo convenientemente. ¿Cuál es la frecuencia y la zona del espectro a que corresponde dicha radiación? Solución: Es luz ultravioleta. E = h · ν

28 10. Calcula la frecuencia y la longitud de onda de un fotón de luz azul de 4,40 · 10–19 J.
Solución: E = h · ν

29 Espectros atómicos: interacción de la luz con la materia
Espectro atómico de absorción

30 ESPECTRO DE EMISIÓN

31 Los espectros atómicos de emisión y absorción para una misma sustancia son complementarios, ya que su suma nos proporciona el espectro continuo de la luz blanca.

32 Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro, podemos decir que es su huella dactilar.

33 Ecuación de Rydberg Los espectroscopistas estudiaron a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno y propusieron una fórmula empírica que reproducía numéricamente las longitudes de onda de las radiaciones observadas, pero no ofrecía ninguna explicación del fenómeno. n1 y n2 son números enteros > 0 cumpliéndose que n2 > n1. λ representa la longitud de onda de cada línea R = 1,097 ·107 m–1

34 Críticas del modelo de Rutherford:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Pero presentaba dos limitaciones importantes:   - Según la teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir energía en forma de radiación en consecuencia el electrón perderá energía lo que le obligará a ir acercándose al núcleo describiendo órbitas cada vez más pequeñas hasta que caería sobre él. Sin embargo la experiencia demuestra que el átomo es estable -No explica por qué los espectros atómicos son discontinuos.

35 MODELO ATÓMICO DE BÖHR. Basándose en la teoría de Planck, propuso un nuevo modelo atómico que relacionaba las rayas de los espectros con niveles energéticos de los átomos, de manera que los electrones tendrían diferentes energías según el nivel donde se encontrasen.

36 POSTULADOS DE BÖHR r m v= n.h / 2 π Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. Segundo postulado Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /2 · π r m v= n.h / 2 π ÓRBITAS ESTACIONARIAS Así, el Segundo 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.

37 POSTULADOS DE BÖHR Ea - Eb = h · ν 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: Ea - Eb = h · ν 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).

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39 Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno (series espectrales) según el modelo de Bohr
El modelo de Bohr daba explicación a los espectros de emisión del hidrógeno y respaldaba la expresión empírica de la ecuación de Rydberg. Las líneas observadas en los espectros atómicos corresponden a la energía ( fotones emitidos) en los tránsitos entre niveles.

40 En el espectro de emisión del átomo de hidrógeno aparecen líneas en el espectro que se denominan series espectrales. Serie Balmer: aparece en la zona visible del espectro. Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del espectro. Serie Paschen Serie Bracket Serie Pfund Aparecen en la zona infrarroja del espectro

41 Pag 48 libro 11. Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa al menos de 4,20 eV. Determina la frecuencia de la radiación utilizada. Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del rubidio con esta luz? Datos: carga del electrón e = 1,60 · 10−19 C ; velocidad de la luz en el vacío c = 3,00 · 108 ms−1 ; constante de Planck h = 6,63 · 10−34 J s. Solución: E = h · ν

42 12. Calcula la energía y longitud de onda de una radiación cuya absorción posibilita el salto de un electrón del átomo de hidrógeno desde el nivel n = 2 al n = 3. Solución:

43 CORRECCIONES AL MODELO DE BOHR: NÚMEROS CUÁNTICOS.
En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico principal son los enteros positivos: 1, 2, 3... El modelo atómico de Bohr explicaba el espectro atómico del hidrógeno ya que las frecuencias teóricas calculadas con el modelo de Bohr coincidían con las determinadas experimentalmente, sin embargo fallaba al intentar explicar los espectros de los átomos polielectrónicos e incluso con el espectro del hidrógeno cuando se utilizaron espectroscopios más potentes.

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45 A medida que fueron mejorando las técnicas espectroscópicas se iba observando que algunas rayas originales explicadas mediante el modelo de Bohr eran en realidad varias rayas muy finas esto llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr (existirían más saltos posibles del electrón).

46 En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas. Así, introdujo 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

47 Si n = 1, los valores que puede tomar L serán: 0 (hay un subnivel)
L= 0, 1, 2, ..., n -1 señala el subnivel energético para cada nivel n. Si n = 1, los valores que puede tomar L serán: 0 (hay un subnivel) Si n = 2, los valores que puede tomar L serán: 0, 1 (hay dos subniveles) Si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2 (hay tres subniveles)

48 Nomenclatura de los subniveles
Valor de l Letras s 1 2 3 p d f

49 Número cuántico magnético (m).
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

50 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.

51 Definen el estado del electrón dentro del átomo
Números cuánticos. Definen el estado del electrón dentro del átomo n = 1, 2, 3, 4, ... l = 0, 1, 2, ... (n – 1) m = – l, ... , 0, ... L s = – ½ , + ½

52 Nomenclatura de los subniveles
Valor de l Letras s 1 2 3 p d f

53 Nomenclatura de los subniveles
Valor de l Letras s 1 2 3 p d f L= 0, 1, 2, ..., n – 1 m =- L, ..., 0, ...,+ L

54 L= 0, 1, 2, ..., n – 1 m =- L, ..., 0, ...,+ L

55 L= 0, 1, 2, ..., n – 1 m =- L, ..., 0, ...,+ L

56 Ejemplo: Series n l m s I 0 0 0 +½ II 1 1 0 +½
a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de subnivel estarían situados los que son posibles Series n l m s I ½ II ½ III –½ IV –2 +½ V –1 +½ Imposible. (n < 1) Imposible. (l = n) Posible. subnivel“1 s” Imposible (m  -1,0,1) Posible. subnivel“2 p”

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58 Basándonos en estos números se puede conocer como se distribuyen los electrones en los subniveles atómicos, a esto se le llama configuración electrónica. Se puede deducir el número máximo de electrones en cada nivel energético con la fórmula 2n2. s2 p6 d10 f14 La regla de Möller se utiliza para escribir la configuración electrónica de cualquier átomo (con excepciones).

59 MODELO ACTUAL: mecanocuántico
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 (superior al 90%)

60 Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente los números cuánticos n, l y m.

61 En el modelo actual Tipos de orbitales: s , p , d y f
Nº de orbitales Nº max de electrones s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

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63 Números cuánticos. Muy importante
Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, 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: n = 1, 2, 3, 4, (energía) l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (tipo de orbirtal) m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital) s = – ½ , + ½ (spín)

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65 Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3−, Mg2+, Cl–, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? números atómicos, N = 7; Mg = 12; Cl = 17; K = 19; Fe = 26. Solución:

66 Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3−, Mg2+, Cl–, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? números atómicos, N = 7; Mg = 12; Cl = 17; K = 19; Fe = 26. Solución: N3− tiene 10 electrones: 1s2 2s2 2p6. Mg2+ tiene 10 electrones: 1s2 2s2 2p6. Cl− tiene 18 electrones: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. K+ tiene 18 electrones: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Fe tiene 26 electrones: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d6. Isoelectrónicos lo son el N3− con el Mg2+ y el Cl− , con el K+.

67 Indica la configuración electrónica y el número atómico de los siguientes elementos: a) el primer anfígeno; b) el segundo gas noble; c) el tercer alcalino. Solución: El primer anfígeno es el O que tiene Z = 8 y por tanto 1s2 2s2 2p4. El segundo gas noble es el Ar que tiene Z = 18 y por tanto 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. El tercer alcalino es el K que tiene Z = 19 y por tanto 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1.

68 Modelo Mecanocuántico
Basado en las ecuaciones propuestas por W Heisenberg y por E. Schrödinger por separado y llegando a resultados similares Los aspectos más importantes de este modelo quedan reflejados en las siguientes teorías: Dualidad onda partícula Principio de indeterminación de Heisenberg Principio de exclusión de Pauli Regla de la máxima multiplicidad de Hund Principio de construcción (Aufbau)

69 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. Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de mínima energía (aufbau) 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). Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo” Principio de exclusión de Pauli.

70 Principio de exclusión de Pauli.

71 Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)

72 DUALIDAD ONDA PARTÍCULA
Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la siguiente forma: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda, λ. La relación entre estas magnitudes fue establecida por el físico francés Louis de Broglie en 1924. cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia (ν) de la onda asociada. En la siguiente dirección puedes encontrar un experimento que te ayude a comprender la dualidad onda-partícula:

73 Principio de indeterminación de Heisenberg
W. Heisenberg (Premio Nobel de Física 1932) enunció el llamado principio de incertidumbre o principio de indeterminación, según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Esto significa, que la precisión con que se pueden medir las cosas es limitada, y el límite viene fijado por la constante de Planck. Δx : indeterminación en la posición Δpx : indeterminación en la cantidad de movimiento h: constante de Planck (h=6,626 · J · s) Es importante insistir en que la incertidumbre no se deriva de los instrumentos de medida, sino del propio hecho de medir. Con los aparatos más precisos imaginables, la incertidumbre en la medida continúa existiendo. Así, cuanto mayor sea la precisión en la medida de una de estas magnitudes mayor será la incertidumbre en la medida de la otra variable complementaria. La posición y la cantidad de movimiento de una partícula, respecto de uno de los ejes de coordenadas, son magnitudes complementarias sujetas a las restricciones del principio de incertidumbre de Heisenberg. También lo son las variaciones de energía ( E) medidas en un sistema y el tiempo, t empleado en la medición.

74 Números cuánticos. n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)
Al resolver las ecuaciones de la mecánica cuántica para un átomo, aparecen como una consecuencia matemática, los números cuánticos. Estos describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo. Los valores de éstos son los siguientes: n = 1, 2, 3, 4, (nº de capa o nivel) l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel) m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital o orbital) s = – ½ , + ½ (spín rotación del electrón )

75 Significado de los Números cuánticos.
n, principal, se refiere a la energía de las órbitas, o los niveles energéticos y al tamaño do órbita l , orbital, se refiere a un subnivel energético, cuando hablamos de una órbita especifica ml, magnético, se refiere a la orientación del orbital ms, spin, se refiere al movimiento de rotación del electrón o su orientación en un campo magnético externo.

76 Ejemplo: Series n l m s I 0 0 0 +½ II 1 1 0 +½
a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Series n l m s I ½ II ½ III –½ IV –2 +½ V –1 +½ Imposible. (n < 1) Imposible. (l = n) Posible. Orbital “1 s” Imposible (m  -1,0,1) Posible. Orbital “2 p”

77 EL ORBITAL ATÓMICO El concepto de orbital es básico para entender el comportamiento de los átomos. El siguiente enlace le permite ver los diferentes orbitales del átomo de hidrógeno: Para observar los ORBITALES DEL HIDRÓGENO pulsa en este enlace:

78 Geometría de los ORBITALES ATÓMICOS

79 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. Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de mínima energía (aufbau) 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). Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo” Principio de exclusión de Pauli.

80 Principio de exclusión de Pauli L A CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

81 Regla de la máxima multiplicidad de Hund: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

82 DISTRIBUCIÓN DE ORBITALES Y ELECTRONES POR NIVELES

83 DISTRIBUCIÓN DE ORBITALES Y ELECTRONES POR NIVELES

84 Principio de construcción (Aufbau): CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

85 n = ; l = ; m = ; s = n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½
2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = ; l = ; m = ; s = ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½

86 El átomo y las partículas elementales

87 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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89 Espectro atómico 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. ESPECTRO DE ABSORCIÓN Espectro de absorción

90 ESPECTRO DE EMISIÓN Espectro de emisión
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. ESPECTRO DE EMISIÓN 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

91 El descubrimiento de las partículas subatómicas