Estructura Extranuclear F UNDACIÓN E DUCACIONAL C OLEGIO DE LOS SS.CC. - M ANQUEHUE - Departamento de Ciencias Profesores: Magdalena Loyola Katherine Espinoza.

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1 Estructura Extranuclear F UNDACIÓN E DUCACIONAL C OLEGIO DE LOS SS.CC. - M ANQUEHUE - Departamento de Ciencias Profesores: Magdalena Loyola Katherine Espinoza Nivel: I° EM 1º semestre 2016

2 Repaso de conceptos relevantes.. Leucipo y Demócrito introducen el concepto de átomo en contraposición a la famosa teoría de los 4 elementos de Aristóteles John Dalton propone la primera teoría atómica cuyos postulados son generales pero toman como base la existencia del átomo. Williams Crookes observó una emisión de luz que emanaba del cátodo de un tubo de descarga a los que denominó rayos catódicos E. Goldstein Descubre el protón trabajando con un tubo de descarga que posee un cátodo perforado a los que designó inicialmente como rayos canales. S. IV a.C.1808185018861887 J.Thomson estudia las propiedades de los rayos catódicos llamándolos electrones ya que poseían carga negativa.

3 Ese mismo año J.Thomson propone el primer modelo atómico cuyo gran aporte es incluir propiedades eléctricas al átomo. Repaso de conceptos relevantes.. 188718961911 E. Rutherford propone un nuevo modelo atómico que introduce la concepción de núcleo como pequeña zona en donde se acumula la carga positiva. 1913 N. Bohr propone un nuevo modelo atómico que remedia las limitaciones del modelo de Rutherford. Este modelo introduce los conceptos de estado estacionario y órbitas. 1932 J.Chadwick demuestra la existencia de partículas subatómicas eléctricamente neutras a las que llamó neutrones y que se ubicarían en el núcleo. Henri Bequerel descubre la radiactividad, propiedad que tienen los núcleos de algunos átomos de desintegrarse trabajando con un mineral de uranio la pechblenda.

4 Repaso de conceptos relevantes. ConceptoSe encuentra en… Su carga es…Su masa relativa es… Protón Neutrón Electrón ConceptoSu carga es…Se forma cuando… Anión Catíón ión

5 ¿Cómo queda representado un átomo? Li 7 3 N° másico N° atómico

6 Actividad IÓNAZp+p+ n°e-e- 75 As +5 33 36 Cl 17 207 Pb +4 82 23 Na 11 32 S -2 16 31 P +5 15

7 Caracterizar el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del modelo mecano-cuántico. Objetivo Clase 1

8 Introducción al modelo mecano-cuántico  Aún con los avances alcanzados por el modelo atómico de N. Bohr, este presentaba falencias cuando se intentaba explicar el espectro de átomos multielectrónicos.  Esto llevó a la suposición de la existencia de estructuras dentro del átomo que no eran explicadas en los modelos anteriores a las que denominaron subniveles de energía.  Pero antes de llegar a esto hubo algunos descubrimientos físicos de importancia en los que se basa el modelo mecano-cuántico propuesto posteriormente. Estás son: Hipótesis de Louis de Broglie Principio de Incertidumbre de Heisenberg

9 Hipótesis de Louis de Broglie comportamiento ondulatorio de la materia 1920 Deficiencia Teoría de Bohr 1924 L. Broglie se pregunta ¿podría la materia, en condiciones apropiadas, exhibir propiedades de onda?. Los electrones podían ser difractados por cristales igual que los rayos x electrones exhiben el mismo tipo de comportamiento ondulatorio que la radiación electromagnética Dualidad onda partícula Partícula (fotón) Onda (Difracción)

10 Experimento de la doble rendija

11 Principio de Incertidumbre de Heisenberg  El descubrimiento del comportamiento ondulatorio de la materia, hace surgir nuevas preguntas acerca de la física clásica. Física ClásicaFísica Cuántica No es posible debido a la naturaleza ondulatoria de la materias Werner Heisenberg propone el principio de incertidumbre Se puede calcular exactamente posición y velocidad de cualquier objeto

12  “No es posible determinar exactamente de manera simultánea la posición y la velocidad de un electrón alrededor del núcleo atómico, mientras más exacta es una determinación más inexacta será la otra”

13 Modelo mecano-cuántico del átomo  En el mismo año (1927) El físico Austriaco Erwin Schrödinger, considerando los postulados de De Broglie y Heisenberg establece una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener una función de onda que describe la onda de materia del electrón, a la que denomina orbital, y que es la que contiene información probabilística acerca del comportamiento del electrón en el átomo.  También establece que esta función, también llamada distribución de densidad electrónica es mayor cerca del núcleo y menor (exponencialmente) a medida que se aleja del núcleo. Este postulado marca el inicio de la mecánica-cuántica.  Con la teoría de E. Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en “órbitas” como lo había propuesto N. Bohr sino que en orbitales. “Un orbital se define como la región en donde existe un 90% de probabilidad de encontrar al electrón”

14 Concepto de orbital y números cuánticos.  Cada orbital define una distribución específica de densidad electrónica en el espacio, dada por su probabilidad.  Así cada orbital tiene una forma y energías características.  El orbital, no es lo mismo que una órbita. El modelo mecano-cuántico del átomo no habla de órbitas ya que no es posible seguir con precisión el movimiento del electrón en un átomo. (ppio. de incertidumbre).  El modelo mecano-cuántico emplea cuatro datos, llamados los nº cuánticos para describir la posición de un electrón en un átomo. Estos son: n, l, m y s. Cada uno de ellos permite acotar más la información de la posición del electrón y son la solución de la ecuación macano- cuántica de schrödinger.

15 Representación de los orbitales

16 Números cuánticos ¿Qué son? ¿Para qué Sirven? Los resultados de la ecuación de onda propuesta por Erwin Schrödinger Para limitar la información y determinar la ubicación de un electrón en un átomo

17 Números Cuánticos  n cuántico principal El número cuántico n, representa el nº de la capa o nivel de energía de un átomo. A mayor valor de n mayor probabilidad de encontrar al electrón más lejos del núcleo. Puede tomar valores enteros y positivos: 1, 2, 3..etc

18  l nº cuántico azimutal o del momento angular. Determina la forma del orbital, influye muy poco en la energía del electrón. Está limitado por los valores obtenidos para n, y podrá tomar los valores que van desde 0 a n-1. “El nº de valores de l para un determinado valor de n indica cuántos tipos diferentes de orbitales hay en un determinado nivel” Cada nº representa un subnivel que se designa por una letra. Valor de l 0123 Subnivelspdf

19  m Nº cuántico magnético Define la orientación del órbital. Especifica en que orbital dentro de un determinado subnivel está ubicado el electrón. Tomará valores que van desde – l a + l pasando por 0.

20  s nº cuántico de spin nuclear Este número da cuenta del giro del electrón sobre su propio eje. Es decir el electrón gira alrededor del núcleo pero también sobre si mismo. Por convención se eligieron dos números para indicar las direcciones en las que se mueve, estos son +1/2 y - 1/ 2

21 EJEMPLOS 1. Determine los 4 números cuánticos para el electrón diferencial de la configuración 2s 2 2s 2 n° de electrones Nivel Tipo de Orbital N= nivel= 2 l = Tipo de orbital s= 0 m l = Orientación del orbital = m=0 S= Giro del electrón = -1/2

22 EJEMPLO 2  Determine los 4 números cuánticos para el electrón diferencial en 4p 4 N = nivel = 4 l = 1 = tipo de orbital p ml= orientación del orbital S= -1/2 -1 0 1

23 DETERMINE LOS 4 NÚMEROS CUÁNTICOS PARA EL ELECTRÓN TERMINAL EN: 2p 5 3 d 4 4f 12 3s 1 n l m s 2p 5 3 d 4 4f 12 3s 1 n2343 l1230 m-1, 0, 1-2,-1, 0,1, 2-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 0 s-1/2+ 1/2-1/2+1/2

24 Comprobemos lo aprendido ¿Cuál es la diferencia más importante que se puede establecer entre el modelo atómico de Bohr y el mecano-cuántico? ¿Qué significa que el comportamiento del átomo es dual? ¿Qué información nos entregan los números cuánticos?

25 Objetivo: Determinar la configuración electrónica de átomos de distintos elementos, aplicando el principio de mínima energía, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Clase Nº 2

26 Principios básicos de la configuración electrónica  En un átomo multielectrónico los electrones ocupan diferentes orbitales de acuerdo a su energía. Par reordenar estos electrones en los distintos niveles de energía es necesario seguir tres principios básicos.  Principio de construcción o mínima energía  Principio de Exclusión de Pauli  Principio de Máxima multiplicidad de Hund

27  Principio de construcción Los electrones se agregan al átomo partiendo desde el orbital de menor energía; los orbitales de mayor energía sólo se ocuparán cuando se completa la capacidad de los orbitales menos energéticos. 1 s 2 s --2 p-- 3s --3 p-- 4 s ------------------------3d-- ---4p--

28 Principio de exclusión de Pauli ---4p-- 1 s 2 s --2 p-- 3s --3 p-- 4 s ------------------------3d-- Dos electrones en un átomo no pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos. A lo menos deben diferenciarse en el número cuántico de espin. Por lo tanto ningún orbital puede tener más de dos electrones

29 Principio de máxima multiplicidad de Hund 1 s 2 s --2 p-- 3s --3 p-- 4 s ------------------------3d-- ---4p-- Los orbitales con los mismos n° Cuánticos n y l tienen la misma energía se les llama orbitales degenerados. Para orbitales de la misma energía los electrones se ubican de uno en uno, una vez que se completa el semi- llenado se procede a aparear los electrones.

30 Tipos de Configuración electrónica  La configuración electrónica de un elemento se puede representar de varias maneras.  Analicemos el ejemplo que ilustra las distintas formas de anotar las configuraciones electrónicas del Na Z= 11 Configuración desarrollada1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Configuración electrónica Global[Ne ] 3s 1 Configuración detallada por orbital1s 2 2s 2 2px 2 2py 2 2pz 2 3s 1 Configuración de diagrama de orbital 1s 2s 2px 2py 2pz 3s

31 Ejercicios  Escriba todos los tipos de configuración electrónica para el elemento Cl Z=17 1 s 2 s --2 p-- 3s --3 p-- 4 s ------------------------3d-- 1s22s22p63s23p5 R: [Ne] 3s23p5 1s22s22px22py22pz23s23px23py23pz1

32 Tarea  Escriba todas las configuraciones para los elementos del 1 al 18

33 Ejercicios Nivel (n)lSubnivel correspon diente mlNº de e - por orbital Nº de e- por nivel 10s022 20101 SpSp 0 -1 ; 0 ; +1 2626 8 3012012 SpdSpd 0 -1, 0, +1 -2 ; -1 ; 0 ; +1 ; +2 2 6 10 18 401230123 spdfspdf 0 -1, 0, +1 -2 ; -1 ; 0 ; +1 ; +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2,+3 2 6 10 14 32

34 Estructuranln + lOrden 1s101 2s202 2p213 3s303 3p314 3d325 4s404 4p415 4d426 5s505 5p516 5d527 6s606 6p617 6d628 7s 707 Complete la siguiente tabla

35 Diagrama de Moller

36 Escriba la configuración electrónica desarrollada y global externa de: ZDESARROLLADAGLOBAL EXTERNA CALCIO20 CLORO17 FÓSFORO15 ESCANDIO21 FLÚOR9

37 Casos Especiales ElementoConfiguración esperadaConfiguración Correcta Cr1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 Cu1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 Esta modificación ocurre en todos los elementos que estén a punto de completar el semi-llenado o llenado del orbital d.

38 Concepto de electrones de valencia Los electrones de valencia se definen como los electrones ubicados en el último nivel energético de un átomo.  Ej: Cloro 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5  Sodio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1  Para elementos que estén llenando orbitales d se cuentan los electrones del orbital s llenado antes + los ubicados en el orbital d. Escandio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1