Estructura de la Materia parte 2

1. Bloque II (Unidad 6)
ESTRUCTURA ATÓMICA DE
LA MATERIA Y SISTEMA
PERIÓDICO DE LOS
ELEMENTOS
Bloque II (Unidad 6)
ESTRUCTURA ATÓMICA DE
LA MATERIA Y SISTEMA
PERIÓDICO DE LOS
ELEMENTOS
IES Eusebio Barreto
Lorenzo
2º Bachillerato
2 ª Parte: Modelo actual Mecano-cuántico
4.- Crisis de la física clásica.
La hipótesis de De Broglie: dualidad onda-corpúsculo
5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica cuántica.
Principio de indeterminación o incertidumbre de Heisenberg.
Ecuación de onda de Schrödinger.
Los números cuánticos y los orbitales atómicos.
6. Estructura electrónica de los átomos y relación con la reactividad química.
Orden energético de los orbitales.
Principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

2. 4. Crisis de la física clásica
El problema de la naturaleza de la luz
LA TEORÍA ELECTROMAGNÉTICA DE MAXWELL
La luz es una onda que se puede propagar por el vacío
(confirmada experimentalmente por Hertz)
LA TEORÍA ELECTROMAGNÉTICA DE MAXWELL
La luz es una onda que se puede propagar por el vacío
(confirmada experimentalmente por Hertz)
LA EXPLICACIÓN DEL EFECTO FOTOELÉCTRICO:
La luz estaba compuesta por corpúsculos energetico o
fotones cuya energía era proporcionada por la ecuación
E= H·ν
LA EXPLICACIÓN DEL EFECTO FOTOELÉCTRICO:
La luz estaba compuesta por corpúsculos energetico o
fotones cuya energía era proporcionada por la ecuación
E= H·ν
SE CONSIDERA LA NATURALEZA DUAL CORPÚSCULO-
ONDA:
Incompatible con los conceptos clásicos de onda y de
partícula.
Según la ecuación λ= h/p (λ longitud de onda, y p la
SE CONSIDERA LA NATURALEZA DUAL CORPÚSCULO-
ONDA:
Incompatible con los conceptos clásicos de onda y de
partícula.
Según la ecuación λ= h/p (λ longitud de onda, y p la
cantidad de movimiento).

3. 4. Crisis de la física clásica
La extensión de la naturaleza dual de la luz: Hipótesis de
De Broglie
En 1924 De Broglie unifica la dos teorías
existentes sobre la luz, la clásica que
consideraba a la luz como una onda
( interferencias, expansion de la luz…) y la
corpuscular de Einstein.
Además no solo lo aplico a los fotones de luz sino a
cualquier tipo de partícula incluida el electrón “Cada
partícula lleva asociada una onda” cuya longitud es:
h
m v
λ =
×
En 1927 Davisson y Germer consiguieron la
difracción de los electrones que es un
fenómeno típico de las ondas confirmando la
teoría de de Broglie

4. 5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica
cuántica
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Esta doble condición electrónica de onda y
corpúsculo ocasionó un problema sobre la
posición del mismo, ya que no tiene
demasiado sentido hablar de la posición de
una onda. “
Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad
de movimiento de una partícula”. h
x · p
4
∆ ∆
π
≥
siendo ∆x la incertidumbre en la posición y ∆p la incertidumbre en la cantidad de
movimiento.
De esta manera, la idea de órbita perfectamente definida se sustituye por la idea de
orbital que sería la zona del espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la
máxima probabilidad de encontrar un electrón.

5. 5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica
cuántica
Ecuación de onda de Schrödinger Ψ
Puesto que el electrón tiene una naturaleza ondulatoria y el
principio de incertidumbre de Heisenberg impide conocer su
posición y velocidad, no puede hablarse de órbitas del electrón.
Para explicarlo surgen dos nuevos modelos basados en la
mecánica cuántica y que llegan a los mismos resultados
La mecánica matricial de Heisenberg
explica los niveles energéticos del electrón
en términos puramente numéricos.
Utilizando matrices para su resolución
La mecánica ondulatoria de Schrödinger
describe al electrón como una función de
onda

6. 5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica
cuántica
Ecuación de onda de Schrödinger Ψ
En 1926 Schrödinger propuso
una ecuación, la ecuación de
Schrödinger, que permite
obtener toda la información
que es posible saber del
electrón:
La resolución de la ecuación de Schrödinger permite obtener
la energía del electrón, E y la función de onda que lo describe,
Ψ tanto una como otra dependen de tres números, los
números cuánticos, que ya aparecían en el modelo de
Bohr - Sommerfeld, aunque de forma arbitraria.

7. 5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica
cuántica
Los números cuánticos y los orbitales atómicos
La función de ondas de un electrón, Ψ, obtenida al resolver la
ecuación de Schrödinger, es una función compleja. Los valores
que se obtienen son valores con una parte real y otra
imaginaria, no tiene, por lo tanto, sentido físico.
El cuadrado del módulo de la función de onda, que se obtiene
multiplicando la función por su conjugada, es la probabilidad de
encontrar en un determinado lugar el electrón
Se puede, sin embargo, representar en el espacio los lugares
en los que es más probable encontrar al electrón, los lugares
en los que Ψ2
tiene mayor valor, obteniéndose un volumen de
espacio en torno al núcleo atómico que se conoce como orbital.

8. ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA
POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA
Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar 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…
Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n
Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que
corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f)
Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel.
En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del
otro+1/2 y –1/2 número de spin
s2
p6
d10
f14
s2
p6
d10
f14
5. Aproximación al modelo atómico de la mecánica
cuántica
Los números cuánticos y los orbitales atómicos

9. Nombre Determina Valores
n Principal Nivel
energético
1
2
3
:
K
L
M
:
l Secundario
o azimutal
Subnivel
energético
0
1
2
:
n-1
S(sharp)
p(principal)
d(diffuse)
f(fundamental)
m Magnético Orientación l=0 0
l=1 -1.0,1
l=2 -2,-1,0,1,2
:
1 orbital
3 orbitales
5 orbitales
:
s Spin Giro +1/2,-1/2
Los 4 números cuánticos y los orbitales atómicos

10. Números cuánticos - ejemplo:
a) Establezca cuáles de las siguientes series de números
cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el
estado de un electrón;
b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son
posibles
Series n l m s
I 0 0 0 +½
II 1 1 0 +½
III 1 0 0 –½
IV 2 1 –2 +½
V 2 1 –1 +½
• Imposible. (n < 1)
• Imposible. (l = n)
• Posible. Orbital “1 s”
• Imposible (m ≠ -1,0,1)
• Posible. Orbital “2 p”

11. FORMA DE LOS ORBITALES 1s, 2s, 2p, 3s,
2p, 3d
FORMA DE LOS ORBITALES 1s, 2s, 2p, 3s,
2p, 3d

12. Otra imagen: Forma de los orbitales, incluye 4fOtra imagen: Forma de los orbitales, incluye 4f

13. ÁTOMO DE HIDRÓGENO:
La energía del electron está en función únicamente de su distancia
al núcleo (tamaños orbital), y no de la región que ocupa (forma
del orbital).
Todos los orbitales están degenerados
ÁTOMO DE HIDRÓGENO:
La energía del electron está en función únicamente de su distancia
al núcleo (tamaños orbital), y no de la región que ocupa (forma
del orbital).
Todos los orbitales están degenerados
ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS:
Cada electrón está sujeto a la atracción nuclear y a la repulsión de
los demás electrones o apantallamiento: los electrones adquieren
diferente energía.
Aparece la penetrabilidad del orbital: la forma del orbital (definidad
por l), establece el acercamiento instantánero máximo del
electrón al núcleo.
El orden de penetrabilidad es s > p > d > f
Y el orden de energía es s < p < d < f
ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS:
Cada electrón está sujeto a la atracción nuclear y a la repulsión de
los demás electrones o apantallamiento: los electrones adquieren
diferente energía.
Aparece la penetrabilidad del orbital: la forma del orbital (definidad
por l), establece el acercamiento instantánero máximo del
electrón al núcleo.
El orden de penetrabilidad es s > p > d > f
Y el orden de energía es s < p < d < f
6. Estructura electrónica de los átomos y relación
con la reactividad química.
Orden energético de los orbitales
6. Estructura electrónica de los átomos y relación
con la reactividad química.
Orden energético de los orbitales

14. 6. Estructura electrónica de los átomos y relación
con la reactividad química.
Diagrama de Moeller y regla de Madelung
6. Estructura electrónica de los átomos y relación
con la reactividad química.
Diagrama de Moeller y regla de Madelung
Un mótodo sencillo de escribir la
distribución de los electrones en orbitales
en cada elemento químico es mediante el
DIAGRAMA DE MOELLER
Este diagrama refleja el orden en que los
electrones van ocupando los orbitales
atómicos de los átomos.
Un mótodo sencillo de escribir la
distribución de los electrones en orbitales
en cada elemento químico es mediante el
DIAGRAMA DE MOELLER
Este diagrama refleja el orden en que los
electrones van ocupando los orbitales
atómicos de los átomos.
El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada REGLA
DE MADELUNG según la cual el orden de ocupación de los orbitales
atómicos sigue las siguientes normas:
Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l;
Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n
La regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p...
que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.
El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada REGLA
DE MADELUNG según la cual el orden de ocupación de los orbitales
atómicos sigue las siguientes normas:
Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l;
Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n
La regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p...
que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.

15. Que se rige por los siguientes principios:
• Principio de mínima energía o Aufbau.
• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.
Principio de
mínima energía
(aufbau)
• Se rellenan primero los niveles con menor energía.
• No se rellenan niveles superiores hasta que no estén
completos los niveles inferiores.
Principio de
máxima
multiplicidad
(regla de Hund)
• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la
misma energía, los electrones se van colocando lo más
desapareados posible en ese nivel electrónico.
• No se coloca un segundo electrón en uno de dichos
orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de
igual energía están semiocupados (desapareados).
Principio de exclusión
de Pauli.
“No puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales en un mismo átomo”
6. Estructura electrónica de los átomos y relación
con la reactividad química.
Configuración electrónica de los elementos
6. Estructura electrónica de los átomos y relación
con la reactividad química.
Configuración electrónica de los elementos

16. 1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 f
Energía
4 s
4 p 3 d
5 s
5 p
4 d
6s
6 p
5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s =n = ; l = ; m = ; s =
ORDEN EN QUE
SE RELLENAN
LOS ORBITALES
ORDEN EN QUE
SE RELLENAN
LOS ORBITALES

17. Paramagnetismo y
diamagnetismo
- Paramagnéticas, atraídas por un
imán: los electrones se
encuentran desaperados (el
mismo espín).
- Diamagnéticas, no son atraídas
por un imán: los electrones se
encuentran desapareados
Paramagnetismo y
diamagnetismo
- Paramagnéticas, atraídas por un
imán: los electrones se
encuentran desaperados (el
mismo espín).
- Diamagnéticas, no son atraídas
por un imán: los electrones se
encuentran desapareados
Deduce si los elementos Ni (Z=
28), Zn (Z= 30), Ti (Z= 22) y Mn
(Z= 25) son paramagnéticos o
diagmanéticos

18. EJEMPLOS:
Escribe los cuatro números cuánticos
de cada electrón del átomo de flúor
(Z= 9), en su configuración electrónica
fundamental

19. EJEMPLOEJEMPLO

20. EJEMPLOSEJEMPLOS
Escribir la estructura electrónica del P (Z=15)
aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund
P es: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
(3px
1
3py
1
3pz
1
)
Escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21)
mediante la configuración abreviada interna del gas
noble
Sc: [Ar]4s2
3d1
Escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21)
mediante la configuración abreviada interna del gas
noble
Sc: [Ar]4s2
3d1