Unidad I tema 2 de la materia de Química I

1. Unidad II, tema 2

2. 
15/05/2013 Gloria Angélica Fuentes Zenteno 2
Índice
2.2 Estructura electrónica del átomo
2.2.1 Fundamentos de la teoría cuántica ondulatoria
2.2.2 Principios de la teoría cuántica
2.2.3 Números cuánticos
2.2.4 Configuración electrónica
Regla de Auf-Bav
Regla de Hund
Electrón diferencial

3. En el siglo XIX los intentos para comprender el
comportamiento de los átomos y de las moléculas no
fue exitoso del todo. La física clásica asumía que los
átomos y las moléculas emitían o absorbían cualquier
cantidad de energía radiante.
Planck (1900) proponía que los átomos y las moléculas
emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas
como pequeños paquetes o cúmulos.
Cuanto es la mínima cantidad de energía (E=hv) que se
puede emitir o absorber en forma de radiaciones
electromagnéticas. H: constante de Planck , v es
la frecuencia de radiación
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Fundamentos de la teoría cuántica
ondulatoria
sJx 34
1063.6

4. 
En 1905 Albert Einstein utilizó la teoría cuántica de
Planck para resolver el misterio del efecto fotoeléctrico.
Efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que los
electrones son expulsados desde la superficie de ciertos
metales que se han expuesto a la luz de al menos
determinada frecuencia mínima, y que se conoce como
frecuencia de umbral.
El número de electrones liberados era proporcional a la
intensidad (brillantes) de la luz.
Los electrones no se liberaban cuando la frecuencia no
llegaba al umbral.
Einstein dedujo que cada una de las partículas de luz
(fotones) debe poseer una energía E (E=hv).
la luz posee propiedades tanto de partícula como de onda.
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5. 
Las investigaciones de Einstein prepararon el camino para
resolver otro “misterio” de la física del siglo XIX: los
espectros de emisión de los átomos (espectros continuos
o de líneas de radiación emitida por las sustancias).
Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las
líneas características de un espectro atómico se emplean
en el análisis químico para identificar átomos
desconocidos, de la misma forma en que las huellas
digitales sirven para identificar a una persona.
En 1913 Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica
del espectro de emisión del átomo de hidrógeno.
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Teoría de Bohr

6. 
 Los electrones se movían en orbitas circulares
 Cada orbita tiene una energía particular (cuantizada)
 Demostró que las energías que tiene el electrón en el
átomo de hidrógeno están dadas por:
 = constante de Rydberg =
 n = número cuántico principal
 - indica que la energía del electrón del átomo es menor
que la energía del electrón libre (0)
 Cuando n=1, estado energético más estable (estado
fundamental o nivel basal), estado de energía más
bajo.
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Emisión del átomo de hidrógeno
)
1
( 2
n
RE Hn
HR Jx 18
1018.2

7. 
En 1924 Louis de Broglie dio respuesta al por qué las
energías del electrón de hidrógeno eran cuantizadas.
De Broglie razonó que si las ondas luminosas se
comportan como una corriente de partículas (fotones),
quizá las partículas como los electrones tuvieran
propiedades ondulatorias.
Un electrón enlazado al núcleo se comporta como una
onda estacionaria. Cuanto mayor sea la frecuencia de
vibración, menor la longitud de la onda estacionaria y
mayor el número de nodos.
Como la energía del electrón depende del tamaño de la
orbita se debe de cuantizar.
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Naturaleza dual del electrón

8. 
Clinton Davisson, Lester Germer y G. P. Thompson
demostraron que los electrones poseen propiedades
ondulatorias.
Werner Heisenberg formuló la teoría principio de
incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con
certeza el momento p (definido como la masa por la
velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.
En 1926 Erwin Schrödinger formuló una ecuación que
describe el comportamiento y la energía de las partículas
subatómicas en general; incorpora el comportamiento de
partícula (masa), como el de onda (función de onda) que
depende de la ubicación del sistema en el espacio.
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Mecánica cuántica

9. 
Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en la
física y la química, ya que dio inicio un nuevo campo, la
mecánica cuántica (mecánica ondulatoria). de 1913 a 1926 se
le conoce como “vieja teoría cuántica”
La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de
energías que puede ocupar el electrón del átomo de
hidrógeno e identifica las respectivas funciones de onda. Los
estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan
por un conjunto de números cuánticos.
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Mecánica cuántica

10. 
Para describir la distribución de los electrones en el
hidrógeno y otros átomos, la mecánica cuántica
precisa de tres números cuánticos (derivados de la
ecuación de Schrödinger):
 Número cuántico principal
 Número cuántico del momento angular
 Número cuántico magnético
 Número cuántico de espín
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Números cuánticos

11. 
 El número cuántico principal (n) puede tomar
valores enteros de 1, 2, 3, … etc.
 Define la energía de un orbital
 Se relaciona con la distancia promedio del electrón
al núcleo en determinado orbital
 Cuanto mayor es el valor de n, mayor es la distancia
entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y
en consecuencia el orbital es más grande.
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Número cuántico principal

12. 
 Expresa la forma de los orbitales
 Los valores de l dependen del valor del número cuántico
principal, n.
 L tiene los valores posibles de 0 hasta n-1
 El valor de l se designa con las letras s, p, d, f, g, h, ……
La secuencia especial de letras s, p, y d tiene origen
histórico:
 Líneas finas (sharp) s
 Líneas difusas d
 Líneas intensas o principales p
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Número cuántico del momento angular l
l 0 1 2 3 4 5
Nombre
del orbital
s p d f g h

13. 
 Describe la orientación del orbital en el espacio
 Depende del valor que tenga el número cuántico
del momento angular
 Para cierto valor de l existen (2l+1) valores
enteros de m
 El número de valores que tenga m indica el
número de orbitales presentes en un subnivel
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Número cuántico magnético

14. 
 Define el giro del electrón
 En sentido de las manecillas del reloj
 En sentido contrario a las manecillas del reloj
 Toma valores de +1/2 o -1/2
 El movimiento del espín es aleatorio
 Los electrones presentes en el átomo:
 La mitad gira en una dirección y se desvían en un
sentido
 La otra mitad gira en sentido opuesto y se desvían en
sentido opuesto
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Número cuántico de
espín

15. 
 Es la manera en que están distribuidos los
electrones entre los distintos orbitales atómicos
 También es posible representarla por medio de
un diagrama de orbital que muestra el espín
del electrón
 Se puede determinar a partir del Principio de
Exclusión de Pauli
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

16. 
 Establece que no es posible que dos electrones de un
átomo tengan los mismo cuatro números cuánticos
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Principio de exclusión de Pauli
Sustancias
Diamagnéticas
Espines apareados o antiparalelos
Efectos magnéticos cancelados
Repelidas por un imán
Paramagnéticas
Contienen espines no apareados
Atraídas por imán

17. 
Establece que la distribución electrónica más estable en
los subniveles es la que tiene el mayor número de
espines paralelos
Ejemplo:
 Configuración electrónica del carbono (Z=6)
1s 2s 2p 2p
Configuración electrónica del nitrógeno (Z=7)
1s 2s 2p 2p 2p
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Regla de Hund
222
221 pss
322
221 pss

18. 
 Establece que cuando los protones se
incorporan al núcleo de uno en uno para
construir los elementos, los electrones se
suman de la misma forma a los orbitales
atómicos.
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Principio de Aufbau