02 Números cuánticos-conf electrónica

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<p>Estructura electrónica del átomo</p><p>Números cuánticos</p><p>Dra. Elizabeth Martínez Flores</p><p>Facultad de Ingeniería</p><p>UASLP 1</p><p>Postulados de Böhr</p><p>• Las órbitas electrónicas son</p><p>estacionarias y el electrón cuando se</p><p>mueve en ellas, no irradia energía.</p><p>• El electrón gira alrededor del núcleo</p><p>del átomo en órbitas circulares que</p><p>están cuantizadas.</p><p>• Las únicas órbitas posibles son las</p><p>que cumplen con que el impulso</p><p>angular es un múltiplo entero de</p><p>h/2p (h es la constante de Plank).</p><p>• Los electrones pueden alcanzar</p><p>niveles de energía más altos por la</p><p>absorción de cantidades fijas de</p><p>energía. Los electrones que caen a</p><p>niveles más bajos de energía emiten</p><p>cantidades fijas de energía.</p><p>2</p><p>Representa el nivel energético principal</p><p>del electrón y la distancia de ese electrón</p><p>respecto al núcleo. Todas las órbitas con</p><p>el mismo número cuántico principal</p><p>forman una capa.</p><p>n</p><p>Se inicia con el nivel más cercano al núcleo y se cuenta</p><p>hacia fuera, n tiene los valores</p><p>El número cuántico principal</p><p>3</p><p>n = 1, 2, 3, 4, ..., etc.</p><p>Deficiencias del Modelo de Bohr</p><p>El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para</p><p>el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros</p><p>realizados para átomos de otros elementos se</p><p>observaba que electrones de un mismo nivel energético</p><p>tenían distinta energía, mostrando que existía un error</p><p>en el modelo.</p><p>4</p><p>ORBITAS ELÍPTICAS</p><p>5</p><p>Tratando de aclarar las deficiencias del modelo de</p><p>Bohr, Arnold Sommerfeld, en 1916, propuso que</p><p>dentro de un mismo nivel energético existían</p><p>subniveles, es decir, energías ligeramente</p><p>diferentes.</p><p>Plantea la existencia de órbitas elípticas y circulares,</p><p>a partir del segundo nivel de energía. Para describir</p><p>la excentricidad de la órbita , Sommerfeld definió un</p><p>nuevo número cuántico, el número cuántico</p><p>azimutal, que determina la forma de los orbitales</p><p>Este número puede tomar</p><p>valores de:</p><p>El número cuántico secundario o</p><p>azimutal</p><p>l</p><p>determina la excentricidad de la</p><p>órbita, cuanto mayor sea, más</p><p>excéntrica será, es decir, más</p><p>aplanada será la elipse que recorre</p><p>el electrón. Su valor depende del</p><p>número cuántico principal n</p><p>6</p><p>l =0, 1, 2, 3,..., n-1</p><p>El número cuántico azimutal l, está relacionado con la</p><p>“forma” (probabilidad) de los subniveles de energía dentro</p><p>del nivel principal y se les asigna una letra relacionada con</p><p>las bandas que se observaron para el hidrógeno</p><p>7</p><p>Líneas del espectro del hidrógeno</p><p>Efecto Zeeman</p><p>El efecto Zeeman indica la existencia de uno o más</p><p>subestados dentro de cada subnivel electrónico.</p><p>Estos subestados se llaman orbitales. 8</p><p>expresa la existencia de</p><p>orbitales dentro de los</p><p>subniveles determina la</p><p>orientación espacial de</p><p>las órbitas elípticas.</p><p>Número cuántico magnético</p><p>9</p><p>Esta relacionado con el número cuántico l, toma los valores:</p><p>ml = -l, …, -1, 0, 1, …, +l</p><p>l = 0</p><p>Representación de la parte</p><p>angular de la función de onda de</p><p>los orbitales s (probabilidad 75%)</p><p>10</p><p>l = 1</p><p>Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales p</p><p>(probabilidad 75%)</p><p>11</p><p>l = 2 12</p><p>l = 3</p><p>13</p><p>Número cuántico de espín</p><p>Cada electrón dentro de un</p><p>átomo, tiene un campo magnético</p><p>no equilibrado que se atribuye</p><p>generalmente al movimiento de</p><p>espín (rotación) del electrón</p><p>corpuscular.</p><p>14</p><p>Este giro puede ser en el</p><p>mismo sentido que el de su</p><p>movimiento orbital o en sentido</p><p>contrario.</p><p>ms = + Τ1 2 o - Τ1 2</p><p>En 1925, Wolfgang Pauli propuso su principio, que</p><p>establece que no puede haber dos electrones en el</p><p>mismo átomo con el mismo conjunto de cuatro</p><p>números cuánticos.</p><p>Principio de exclusión de Pauli</p><p>15</p><p>16</p><p>Un orbital puede existir si está:</p><p>❖ completo (dos electrones apareados),</p><p>❖ semicompleto (un electrón) o</p><p>❖ vacío (sin electrones).</p><p>17</p><p>Louis de Broglie, en 1924, expresó</p><p>cuantitativamente la noción de que el electrón</p><p>tiene un carácter dual de onda-partícula.</p><p>18</p><p>Configuración</p><p>electrónica</p><p>19</p><p>Escriba los números cuánticos para</p><p>cada uno de los electrones del sodio</p><p>11Na</p><p>20</p><p>Escriba los números cuánticos para</p><p>cada uno de los electrones del sodio</p><p>(configuración electrónica).</p><p>11Na</p><p>21</p><p>n = {1, 2, 3, 4, ..., etc.}</p><p>l ={0, 1, 2, 3,..., n-1}</p><p>Recordar:</p><p>ml = { -l,…,-2, -1, 0, 1, 2,…, +l}</p><p>ms = {+1/2, -1/2}</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>22</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>23</p><p>e1 n=1, l= 0, ml = 0, ms = +</p><p>1</p><p>2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>24</p><p>e1 n=1, l= 0, ml = 0, ms = +</p><p>1</p><p>2</p><p>e2 n=1, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>25</p><p>e1 n=1, l= 0, ml = 0, ms = +</p><p>1</p><p>2</p><p>e2 n=1, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>e3 n=2, l= 0, ml = 0, ms = + 1</p><p>2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>26</p><p>e1 n=1, l= 0, ml = 0, ms = +</p><p>1</p><p>2</p><p>e2 n=1, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>e3 n=2, l= 0, ml = 0, ms = + 1</p><p>2</p><p>e4 n=2, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>27</p><p>e1 n=1, l= 0, ml = 0, ms = +</p><p>1</p><p>2</p><p>e2 n=1, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>e3 n=2, l= 0, ml = 0, ms = + 1</p><p>2</p><p>e4 n=2, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>e5 n=2, l= 1, ml = -1, ms = + 1</p><p>2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>28</p><p>e1 n=1, l= 0, ml = 0, ms = +</p><p>1</p><p>2</p><p>e2 n=1, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>e3 n=2, l= 0, ml = 0, ms = + 1</p><p>2</p><p>e4 n=2, l= 0, ml = 0, ms = − 1</p><p>2</p><p>e5 n=2, l= 1, ml = -1, ms = + 1</p><p>2</p><p>e6 n=2, l= 1, ml = -1, ms = − 1</p><p>2</p><p>…</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>29</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>30</p><p>1 s2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>31</p><p>1 s2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>32</p><p>1 s2</p><p>2 s2</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>33</p><p>1 s2</p><p>2 s2</p><p>2 p6</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>34</p><p>1 s2</p><p>2 s2</p><p>2 p6</p><p>Configuración electrónica para 11Na</p><p>35</p><p>1 s2</p><p>2 s2</p><p>2 p6</p><p>3 s1</p><p>11Na 1s2 2s2 2p6 3s1</p><p>Para nuestro ejemplo:</p><p>36</p><p>Principio de construcción (Aufbau)</p><p>En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se</p><p>construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de</p><p>modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)</p><p>37</p><p>Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f)</p><p>se están llenando con electrones, éstos permanecerán</p><p>desapareados mientras sea posible, manteniendo los</p><p>espines paralelos</p><p>Regla de la máxima</p><p>multiplicidad de Hund:</p><p>38</p><p>La población electrónica se representa como un exponente a</p><p>continuación de la letra que indica el subnivel.</p><p>11Na 1s2 2s2 2p6 3s1</p><p>Para nuestro ejemplo:</p><p>39</p><p>Diapositiva 1: Estructura electrónica del átomo</p><p>Diapositiva 2: Postulados de Böhr</p><p>Diapositiva 3</p><p>Diapositiva 4</p><p>Diapositiva 5</p><p>Diapositiva 6</p><p>Diapositiva 7</p><p>Diapositiva 8</p><p>Diapositiva 9</p><p>Diapositiva 10</p><p>Diapositiva 11</p><p>Diapositiva 12</p><p>Diapositiva 13</p><p>Diapositiva 14: Número cuántico de espín</p><p>Diapositiva 15</p><p>Diapositiva 16</p><p>Diapositiva 17</p><p>Diapositiva 18</p><p>Diapositiva 19: Configuración electrónica</p><p>Diapositiva 20: Escriba los números cuánticos para cada uno de los electrones del sodio 11Na</p><p>Diapositiva 21: Escriba los números cuánticos para cada uno de los electrones del sodio (configuración electrónica). 11Na</p><p>Diapositiva 22: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 23: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 24: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 25: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 26: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 27: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 28: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 29: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 30: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 31: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 32: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 33: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 34: Configuración electrónica para 11Na</p><p>Diapositiva 35: Configuración electrónica</p><p>para 11Na</p><p>Diapositiva 36</p><p>Diapositiva 37</p><p>Diapositiva 38</p><p>Diapositiva 39</p>