ESTRUCTURA ATÓMICA

La Sustancia Reacción química Se obtienen por Se caracterizan mediante Extracción Reacción química Propiedades Físicas Propiedades químicas Que pueden estar basadas en Que pueden estar relacionadas con

HISTORIA DEL ÁTOMO ATOMS 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 MODELO DEL PUDÍN CON PASAS 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

Modelo nuclear planetario HISTORIA DEL ÁTOMO Ernest Rutherford Ernest Rutherford 1910 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 Niels Bohr Niels Bohr 1913 1913 Aplica la teoría cuántica de Planck. En su modelo describe al electrón moviéndose alrededor del núcleo en una órbita circular plana llamada estado estacionario o nivel energético, sin absorber ni emtitir energía studied under Rutherford at the Victoria University in Manchester.

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. Ĥ: operador de Hamilton Ψ: Función de onda unielectrónica E: energía total que corresponde al electrón descrito por dicha función de onda. Ecuación Conjunto de funciones de onda Ψ de onda Conjunto de valores de E correspondientes Ψi(n, l, ml) Ei

Operador de Laplace o laplaciano Ecuación de Schroedinger para el átomo de hidrógeno Operador de Laplace o laplaciano -h2/82m (/x2 + /y2 + /z2) + V = E Energía Potencial Energía Cinética 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 Ψ parametrizada por 3 números cuánticos: n, l, ml 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 2 solo depende de r Forma esférica

Representación de los orbitales p 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 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 3s En presencia de campo magnético externo En ausencia 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 4d 2 6 n l n+l 4s 4 3p 3 1 n l n+l 4s 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 15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 S = Σ ms mínima energía _↑_ _↑_ _↑_ 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