Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura

Presentación del tema: "Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura"— Transcripción de la presentación:

1 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura
Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en Física

2 UNIDAD II: Distribución de electrones en los átomos
Teoría cuántica. Significado y valores de los números cuánticos. Orbitales atómicos. Configuración electrónica y clasificación periódica de los elementos. Principio de exclusión de Pauli y Regla de Hund. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Propiedades periódicas. Potencial de ionización. Electroafinidad. Electronegatividad

3 Objetivos Introducción del concepto de orbital atómico.
Descripción de los números cuánticos en los orbitales atómicos. Descripción de las características de los orbitales, s, p y d: tamaño y forma de los orbitales. Estructura electrónica de los átomos polielectrónicos. Principio de “aufbau”. Principio de exclusión de Pauli. Regla de máxima multiplicidad de Hund. Justificación de la Tabla periódica de los elementos. Electrones internos o del carozo y electrones de valencia. Propiedades periódicas.

4 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria
Era necesario una nueva mecánica que tuviera en cuenta la naturaleza ondulatoria de la materia

5 Se fundamenta en dos hipótesis
Modelo atómico La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con los modelos de la Mecánica clásica, a los espectros de átomos con más de un electrón. Se fundamenta en dos hipótesis 1- La dualidad onda corpúsculo De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por: donde h es la constante de Planck, ×10-34 J.s Davisson y Germer (1927) demostraron la difracción de los electrones (“partículas”) de la misma manera que lo hace la luz, es decir, se comportan y son ondas en ciertas circunstancias.

6 Modelo atómico 2- Principio de incertidumbre de Heisenberg
Del mismo modo que para medir un espesor hay que utilizar una regla graduada en unidades más pequeñas que el propio espesor, para ver el electrón habrá que emplear luz de longitud de onda menor que su tamaño. Al proyectar luz, algún fotón componente chocaría con el electrón. Heisenberg demostró la imposibilidad de conocer con precisión, y simultáneamente, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio. El error que se comete al medir la posición y la cantidad de movimiento de un electrón, están relacionadas por: La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con los modelos de la Mecánica clásica, a los espectros de átomos con más de un electrón.

7 Ecuación de ondas de Schrödinger
Schröndinger propuso (1927) una ecuación de onda para explicar el movimiento de partículas subatómicas. Su idea era describir cualquier partícula con propiedades de onda mediante una ecuación matemática denominada función de ondas. Si se acepta que cada partícula lleva asociada una onda, debe haber una ecuación que describa esta onda. Formuló la ecuación de ondas por intuición matemática. Utilizó la ecuación clásica de las ondas estacionarias. Condiciones que debe cumplir el electrón: Debe encontrarse a una distancia finita. La probabilidad de encontrar el electrón en cualquier unidad de volumen a una dada distancia, debe tener un valor finito. Hipótesis de De Broglie: onda asociada al electrón:  = h/p

8 Ecuación de ondas de Schrödinger
Términos conocidos: m y V(x, y, z) Incógnitas: E y (x, y, z) La solución de la ecuación de Schrödinger da como resultado funciones de onda, que describen la ubicación y las propiedades de los electrones en los átomos.

9 Significado físico de  y 2
Función de onda:  describe las propiedades ondulatorias de la partícula (electrón)  es simplemente una función matemática. Carece de significado físico.  puede ser real o imaginaria (en sentido matemático). Sí es real corresponde a la amplitud de la onda (puede ser + o -) Densidad de probabilidad: 2dxdydz (= 2dv) es la probabilidad de encontrar al electrón en un pequeño elemento de volumen dv.

10 Interpretación de Born de la función de onda
Si la función de onda de una partícula tiene un valor  en un punto x, la probabilidad de encontrar a esa partícula entre x y x + dx es proporcional al ||2dx ||2 es la densidad de probabilidad

11 Interpretación de Born de la función de onda
El signo de una función de onda no tiene significado físico directo, ya que si la amplitud es igual, una región con valor positivo y otra con negativo tienen el mismo cuadrado y por tanto la misma distribución de probabilidad

12 Solución de la ecuación de ondas
Cada solución de la ecuación de Schrodinger se identifica con tres números cuánticos. Estos números cuánticos no fueron introducidos arbitrariamente, sino que aparecen lógicamente durante la resolución matemática de la ecuación de ondas

13 Números cuánticos 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. n solo puede tomar valores enteros positivos empezando con el 1 n = 1, 2, 3, 4…… 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 el valor de n se incrementa en una unidad ).

14 Números cuánticos Número cuántico de momento angular o azimutal (ℓ): Determina la forma de los orbitales. Todos los orbitales de una subcapa tienen el mismo número cuántico de momento angular (ℓ) además del mismo número cuántico principal (n). ℓ puede tomar valores enteros positivos desde 0 hasta (n -1). ℓ = 0, 1, 2, 3,……………(n-1) Cada nivel principal n incluye n subniveles A cada valor de ℓ se le asignan letras ℓ : s p d f g....

15 Números cuánticos Número cuántico magnético (mℓ):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 -ℓ hasta +ℓ mℓ: -ℓ ………… 0………… +ℓ Para cada valor de ℓ hay (2ℓ + 1) valores enteros de mℓ, es decir, en cada subnivel, habra (2ℓ +1) orbitales.

16 Números cuánticos Número cuántico de espín (ms): Introducido por Dirac, matemáticamente y sin ningún significado físico, para completar la teoría de Schrödinger. Toma los valores +1/2 y -1/2

17 El cuarto número cuántico. Espín electrónico
Experimento de Stern-Gerlach: Los campos magnéticos se producen por el movimiento de partículas cargadas. Un solo electrón, que gira sobre sí mismo y se mueve alrededor de un núcleo se comporta como una corriente fluyendo a través de un circuito cerrado de resistencia cero. Es decir actúa como un pequeño magneto de barra con momento magnético permanente y característico. La desviación de los átomos dependerá de la orientación relativa del campo magnético y del magneto (del electrón en el átomo de hidrógeno). A un electrón sólo le están permitidas dos orientaciones de espín que corresponden a los números cuánticos ms de +1/2 o -1/2

18 Número cuántico magnético de espín, ms
“spin” significa girar sobre si mismo. Hay dos posibilidades de giro del electrón, en sentido horario o en sentido antihorario, exactamente a la misma velocidad. El espín de un electrón se indica con una flecha () para indicar el giro en sentido horario ( ) para indicar el giro en sentido antihorario. Estos dos estados se distinguen mediante un cuarto número cuántico, el número cuántico magnético de espín (ms). ms = +1/2 y -1/2. Estos valores no dependen de los valores de n, ℓ o mℓ 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

19 Números cuánticos

20 Orbitales La función de onda  para una combinación dada de valores de n, l y ml se llama orbital No hay que confundir el término orbital con el de órbita del modelo de Bohr Un orbital atómico es un estado del electrón y se define como la región del espacio donde La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90%. Un orbital atómico, tiene una energía característica y una distribución característica de la densidad electrónica en el espacio, lo que le da su forma característica.

21 Designación de los Orbitales

22 Capas y subcapas

23 Número total de orbitales
Valores de los números cuánticos Número total de orbitales en cada capa

24 Modelo actual. Resumen El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones. Orbital: zona del espacio en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Los electrones se “sitúan” en orbitales, los cuales tienen capacidad para “alojar” dos de ellos: 1ª capa: 1 orb. s (2 e-) 2ª capa: 1 orb. s (2 e-) + 3 orb. p (6 e-) 3ª capa: 1 orb. s (2 e-) + 3 orb. p (6 e-) 5 orb. d (10 e-) 4ª capa: 1 orb. s (2 e-) + 3 orb. p (6 e–) 5 orb. d (10 e-) + 7 orb. f (14 e-) Y así sucesivamente…

25 Forma de los orbitales s
Subnivel s (ℓ = 0; mℓ = 0): Tienen forma esférica La probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las direcciones radiales La distancia media del electrón al núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s

26 Forma de los orbitales p
Subnivel p (ℓ = 1; mℓ = -1, 0, 1): dentro de cada subnivel p hay tres orbitales con orientaciones diferentes px, py, pz. 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.

27 Forma de los orbitales d
Subnivel d (ℓ = 2; mℓ = -2, -1, 0, 1, 2): dentro de cada subnivel d hay cinco orbitales con orientaciones diferentes. Según los ejes: dz2; dx2-y2 Según los planos: dxy; dxz; dyz. El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es el orbital

28 Forma de los Orbitales f
Subnivel f (ℓ = 3; mℓ = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3): dentro de cada subnivel f hay siete orbitales con orientaciones diferentes.

29 Atomos polielectrónicos
Configuración electrónica

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

31 Capacidad de niveles, subniveles y orbitales
Cada nivel principal de número cuántico n, tiene un total de n subniveles. Cada subnivel de número cuántico ℓ tiene un total de (2ℓ +1) orbitales. Cada orbital puede tener hasta dos electrones con espines opuestos. El número máximo de electrones en un subnivel es 2 (2ℓ +1). El número total de electrones en un nivel es 2n2

32 Capacidad de niveles, subniveles y orbitales
Subnivel s(ℓ = 0) 1 orbital 2 electrones Subnivel p(ℓ = 1) 3 orbitales 6 electrones Subnivel d(ℓ = 2) 5 orbitales 10 electrones Subnivel f(ℓ = 3) 7 orbitales 14 electrones 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Capa K L M N n 1 2 3 4

33 Configuración electrónica
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 . 1S1 Expresa que hay un e en el subnivel 1s Expresa que n es igual a 1 Expresa que ℓ es igual a 0 Se lee “uno ese uno”

34 Principio de Aufbau 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.

35 Energía de los orbitales
Mientras que para el átomo de hidrógeno los orbitales 2s y 2p tienen la misma energía, para los átomos polielectrónicos no es así siendo el orbital 2s de menor energía que el 2p.

36 Energía de los orbitales
En los átomos polielectrónicos, la energía de los orbitales de un mismo nivel energético (igual n) viene determinada en “gran medida” por el carácter penetrante de los diferentes tipos de orbitales. Por lo general, cuanto mayor sea el carácter penetrante de un orbital, menor será el apantallamiento de la carga nuclear y, por tanto, menor la energía de ese orbital. El orden de energía en los átomos polielectrónicos es: ns < np < nd < nf porque, en una capa determinada, los orbitales s son los más penetrantes y los orbitales f los menos penetrantes

37 Orden de llenado de los orbitales

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

39 Configuración electrónica
1H 1s1 K 2He 1s2 3Li 1s2 2s1 K L 4Be 1s2 2s2 K L 5B 1s2 2s2 2p1 K L El diagrama orbital indica la distribución de los electrones dentro de los orbitales. 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

40 Configuración electrónica
1H 1s ( ) 2He 1s () 3Li 1s2 2s () ( ) 4Be 1s2 2s () () 5B 1s2 2s2 2p () () ( ) ( ) ( ) 6C1s2 2s2 2p2 () () ( ) ( ) ( ) Regla de Hund (se puede aplicar a átomos, iones o moléculas) establece que los electrones deben ocupar todos los orbítales de un subnivel dado en forma individual, antes que se inicie el apareamiento . La distribución más estable de electrones en los subniveles será aquella que tenga el mayor número de espines paralelos

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42 Orden de llenado de los subniveles

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44 Orden de llenado de los subniveles
Los elementos del 21Sc al 29Cu llenan los orbitales 3d de acuerdo a la regla de Hund. Capacidad del subnivel 3d: 10 electrones 21Sc 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 24Cr 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 25Mn 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 29Cu 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 30Zn 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

45 Propiedades magnéticas de la materia
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. Diamagnetismo: Si todos los electrones están apareados, se anulan los efectos de los espines electrónicos, siendo una sustancia diamagnética.

46 ¿Que electrones se desprenden durante la ionización?
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

47 Diagrama de energía de los orbitales atómicos
Se muestran las energías de los orbitales de los elementos de la tabla periódica. Desde el Ga (Z = 31) en adelante, los orbitales 3d se encuentran bastante por debajo de los orbitales 4s, y los electrones periféricos son claramente los de las subcapas 4s y 4p. En estos elementos, los orbitales 3d no se consideran ya orbitales de valencia.

48 Tabla periódica o clasificación periódica de los elementos
La tabla periódica está organizada en base a las configuraciones electrónicas de los átomos. La ley periódica establece que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

49 Tabla periódica de los elementos

50 Tabla periódica de los elementos
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. 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.

51 Tabla periódica de los elementos
El número de periodo al que pertenece un elemento es igual al número de nivel de energía en donde el átomo aloja sus electrones externos, llamados electrones de valencia porque son los que intervienen en la formación de los enlaces químicos

52 Estructura de la Tabla Periódica

53 Grupos de elementos

54 Bloques de elementos

55 Elementos representativos
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 1s2, los demás ns2 np6) Cada grupo tiene nombre específico La configuración electrónica externa para los elementos representativos es: n = 1,2,3….. 7 x = 1 a 2 y = 1 a 6 nsx npy

56 Elementos 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: 21Sc  30Zn Periodo 5: 39Y  48Cd Periodo 6: 57La  80Hg La configuración electrónica de la capa de valencia es: (n-1) dx nsy no contiene electrones en los orbitales np n = 4, 5 y 6 x = 1 a 10 y = 1 a 2 Penúltima capa Ultima capa

57 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): 58Ce a 71 Lu 2º serie de transición f (actínidos): 90Th a 103 Lr La configuración electrónica de la capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) dy ns2 n = 6, 7 x = 2 a 14 y = 0 ó 1 antepenúltima capa Ultima capa penúltima capa

58 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, se denominan Propiedades Periódicas.

59 Carga nuclear efectiva
Carga que no contribuye Carga que

60 Variación de la carga nuclear efectiva

61 El tamaño atómico

62 Radio atómico

63 Variación de los radios atómicos

64 Energía de ionización 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. Su magnitud es una medida de la fuerza con que esta unido el electrón al átomo Unidades kJ/ mol, kcal/mol, eV/mol. En átomos polielectrónicos la energía requerida para quitar el 1º electrón del átomo gaseoso en su estado fundamental se denomina primera energía de ionizacion (I1).

65 Energía de ionización La energía de ionización, siempre es un proceso endotérmico y por convenio es (+). La segunda energía de ionizacion (I2) se refiere al proceso:

66 Variación de la energía de ionización
I1 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. Los elementos con bajos valores de I1, forman cationes fácilmente y conducen la electricidad en estado sólido. Las diferencias en los valores de I, explica por que los metales siempre forman cationes, y los no metales forman aniones en compuestos iónicos.

67 Variación de la energía de ionización

68 Variación de la energía de ionización
Las gráficas de las energías de Ionización muestran los siguientes hechos: Los gases nobles tienen la máxima I de sus respectivos períodos (debido a la gran energía necesaria para arrancar un electrón de una capa completa) El grupo 1 (alcalinos) tienen la I más baja de sus respectivos períodos. Hay un aumento general en la I conforme nos movemos en el grupo. Sin embargo, este aumento no es continuo.

69 Variación en los períodos

70 Variación en los períodos

71 Energías de ionización sucesivas

72 Electroafinidad o afinidad electrónica

73 Electroafinidad o afinidad electrónica

74 Electroafinidad o afinidad electrónica

75 Variación de la afinidad electrónica

76 Afinidades electrónicas secuenciales
El electrón adicional se acerca a un ión negativo, lo que genera una fuerte repulsión. Son siempre valores positivos. Procesos endotérmicos

77 Electronegatividad

78 Electronegatividad

79 Electronegatividad

80 Carácter metálico Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como: Metales: • Pierden fácilmente electrones para formar cationes • Bajas energías de ionización • Bajas afinidades electrónicas • Bajas electronegatividades • Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales

81 Carácter metálico No Metales:
• Ganan fácilmente electrones para formar aniones • Elevadas energías de ionización • Elevadas afinidades electrónicas • Elevadas electronegatividades • Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales. Semimetales o metaloides: • Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

82 Carácter metálico Alto en elementos que:
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes. • Bajas energías de ionización • Bajas afinidades electrónicas • Bajas electronegatividades

83 Carácter metálico Alto en elementos que:
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes. • Bajas energías de ionización • Bajas afinidades electrónicas • Bajas electronegatividades Bajo en elementos que: • Ganan fácilmente electrones para formar aniones • Elevadas energías de ionización • Elevadas afinidades electrónicas • Elevadas electronegatividades

84 Reactividad Los metales reaccionan perdiendo electrones, así, cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad de los metales:  Disminuye al avanzar en un período  Aumenta al descender en el grupo La reactividad de los no metales:  Aumenta al avanzar en un período  Disminuye al descender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables

85 Variación de las propiedades periódicas

86 Bibliografía: Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento”. Editorial Panamericana Atkins, P. y Jones, L. “Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Ediciones Omega S.A. Barcelona. España. 1998 Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México Burns. “Fundamentos de Química”. Prentice Hall Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A. de C. V. México Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGraw-Hill/Interamericana de España S.A.U. 1998