Tema 2

Tema 2: Estructura atómica

• 2.1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica

• 2.2. El átomo y los elementos químicosy q

• 2.3. Radiación electromagnética

• 2.4. Espectros atómicos

• 2.5. Teoría cuántica• 2.6. Modelo atómico de Bohr

• 2 7 Dualidad Onda Partícula El principio de incertidumbre• 2.7. Dualidad Onda‐Partícula. El principio de incertidumbre

• 2.8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger

• 2.9. Números cuánticos. Orbitales atómicos

• 2.10. El átomo de hidrógeno

• 2.11. El espín electrónico• 2.12. Átomos polielectrónicos

• 2.13. Carga nuclear efectiva. Apantallamiento y penetración de orbitales

• 2 14 Configuraciones electrónicas• 2.14. Configuraciones electrónicas.

1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómicaLey de conservación de la masa(Lavoisier, 1744)La masa total de las sustancias presentesdespués de una reacción química es lamisma que la masa de las sustancias antes dela reacción.

Ley de la composición constante (Proust, 1799)Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, lasmismas proporciones en masa de los elementos constituyentesmismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.

C d l t d tí l di i t d i d

Teoría atómica (Dalton, 1808)

• Cada elemento se compone de partículas diminutas denominadasátomos. Los átomos no pueden ni crearse ni destruirse duranteuna transformación química.T d l át d l t j t t• Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa y otraspropiedades, pero diferentes a los átomos de cualquier otroelemento.L t f d l át d dif t• Los compuestos se forman cuando los átomos de diferenteselementos se combinan en una proporción numérica sencilla.

1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómicaEl descubrimiento de los electronesEl primer tubo de rayos catódicos fue construido por Faraday hace más de 150 años150 años.

Hacia 1890, una serie de estudios posteriores demuestran que setrata de un haz de partículas cargadas eléctricamentetrata de un haz de partículas cargadas eléctricamente.

En 1897, J. J. Thomson estableció larelación entre la masa y la carga de losrayos catódicos.m/e = ‐5,6857 × 10‐9 gramos∙culombio‐1./e 5,685 0 g a os cu o b o

1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómicaEl descubrimiento de los electronesMillikan en 1904 demostró que unas pequeñas gotitas de aceite ionizadas sepueden equilibrar frente a la fuerza de gravedad usando un campo eléctricopueden equilibrar frente a la fuerza de gravedad usando un campo eléctrico.La carga de una gota es un múltiplo entero de la carga electrónica.

Placa cargada (+)

Fuente derayos X

Placa cargada (−)

M d l tó i d J J Th (d di d i l )1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómicaModelo atómico de J. J. Thomson (de pudin de ciruelas)

Las cargas positivas necesarias para contrarrestar las cargas negativas de los electronesen un átomo neutro estaban en forma de una nube difusa.en un átomo neutro estaban en forma de una nube difusa.Los electrones flotaban en esta nube difusa de carga positiva.

+++

+

++++

+ + +

1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómica

Las partículas alfa sedetectaban mediante destellosl i d í lluminosos que se producían alchocar con una pantalla desulfuro de zinc

En 1909, E. Rutherford y su ayudante T. Geiger iniciaron investigaciones empleandopartículas alfa como sondas para estudiar la estructura interna de los átomos.

Aunque la mayor parte de lasí l é d l lá ipartículas pasan a través de la lámina

metálica sin desviarse, algunas sedesvían con grandes ángulos dedispersióndispersión.

ó f

1. Descubrimientos científicos que impulsaron la teoría atómicaModelo atómico de Rutherford

• La mayor parte de la masa y toda la cargapositiva de un átomo está centrada en unapositiva de un átomo está centrada en unaregión muy pequeña denominada núcleo. Lamayor parte del átomo es un espacio vacío.

• La magnitud de la carga positiva es diferente• La magnitud de la carga positiva es diferentepara los distintos átomos yaproximadamente la mitad del peso atómicodel elementodel elemento.

• Fuera del núcleo existen tantos electronescomo unidades de carga positiva hay en elnúcleonúcleo.

Rutherford descubrió los protones en 1919 yen 1932, Chadwick demostró la existencia deuna nueva radiación que consistía en hacesde partículas neutras, llamadas neutrones.Estas partículas procedían del núcleo de losátomos.

2. El átomo y los elementos químicos

Diámetro atómico: 10‐10 m (1 Å) Diámetro nuclear:10‐15 m

• Compuesto por tres partículas fundamentales:

PartículaMasa Carga

kg uma C e

Electrón 9,1094 × 10‐31 0,00054858 ‐1,6022× 10‐19 ‐1

Protón 1,6726 × 10‐27 1,0073 1,6022× 10‐19 +1

Neutrón 1,6749 × 10‐27 1,0087 0 0

• Nº de protones se denomina número atómico, Z = nº de e (en un átomo neutro).

• Nº másico (A)= nº de protones + nº de neutrones.N másico (A) n de protones n de neutrones.

A = protones + neutrones

Z = protonesCarga = protones ‐ electrones

Z protones

3. Radiación electromagnética

• Se puede conocer la estructura atómica, especialmente de los electrones,estudiando la interacción de la radiación electromagnética con la materia.

L R di ió El t éti f d t i ió d í l• La Radiación Electromagnética es una forma de transmisión de energía en laque los campos eléctrico y magnético, oscilantes y perpendiculares entre sí,se propagan como ondas a través de un medio o espacio vacío.

Se caracteriza:

• Velocidad: (c) 2,997925 × 108 m∙s‐1Velocidad: (c) 2,997925 10 m s

• Frecuencia (ν) en hercios (Hz) o s‐1

• Longitud de onda (λ) en unidadesg ( )de longitud.

c = λν

3. Radiación electromagnéticaFrecuencia, s‐1

Rayos γ

Rayos X

Radio

Micro‐ondasondas

Ultra‐violeta

Infra‐rojo

Longitud de onda, m

La región visible que se extiende desde el violeta hasta el rojo es solo una región del espectro electromagnético

3. Radiación electromagnética

Propiedades:

• Difracción: El solapamiento de ondas puedep pproducir interferencias constructivas odestructivas.

• Refracción: Un cambio en la dirección de un rayo de luz al pasar de un medio a otro (p ejrayo de luz al pasar de un medio a otro (p. ej. del aire a un vidrio).

Un haz de luz blanca es dispersadopor un prisma de vidrio en unabanda continua de colores quecorresponden a todas laslongitudes de onda componentesdesde el rojo al violeta.

Constituyen un espectro continuo.

Si en lugar de usar una luz blanca usamos la luz procedente de gases o sólidos4. Espectros atómicos

Si en lugar de usar una luz blanca, usamos la luz procedente de gases o sólidosincandescentes, no se obtiene un espectro continuo sino sólo unas líneas.

La luz procede de átomos a los que se ha comunicado energía:espectros atómicos de emisión o espectros de líneas.Cada elemento químico tiene su propio espectro de líneas.

4. Espectros atómicos

El espectro atómico del hidrógeno ha sido uno de los más estudiados:La longitud de onda principal de esta luz es la luz roja a 656,3 nm, aunqueaparecen tres líneas más (serie de Balmer). Hay otra serie en la regiónaparecen tres líneas más (serie de Balmer). Hay otra serie en la regiónultravioleta y otras tres en la región infrarroja.

La serie de Balmer (1885) se correspondía bien con la ecuación experimental:

2n,11

s103,2881ν 115 >⎟⎞

⎜⎛ −×= − 2n,

n2s103,2881ν

22>⎟

⎠⎜⎝

×

La física clásica no era capaz de explicar los espectros atómicos.La física clásica no era capaz de explicar los espectros atómicos.

5. Teoría cuántica

Los objetos muy calientes emiten luz dediferentes colores, desde el rojo oscuro hasta elblanco brillanteblanco brillante.La luz emitida por un objeto radiante calientepuede ser dispersada por un prisma

d i d t tiproduciendo un espectro continuo.

• La intensidad de la luz varía con la longitudde onda pasando por un máximo.

• La física clásica no podía explicar la emisión• La física clásica no podía explicar la emisiónde luz por sólidos calientes conocida comola radiación del cuerpo negro.

• Según la teoría clásica, la intensidad de laradiación emitida debería aumentarindefinidamente.

5. Teoría cuántica

En 1900, Max Planck hizo una propuestarevolucionaria: la energía, como la materia, esdiscontinua.

La teoría cuántica limita la energía a un conjuntodiscreto de valores específicos.

Cuando la energía aumenta de un valor permitidoal siguiente, aumenta en un valor pequeño ocuanto.

El postulado de Planck puede enunciarse de unaforma más general: la energía de un cuanto deradiación es proporcional a la frecuencia, es lop pque se conoce como la ecuación de Planck.

hνE = h = 6,62607 × 10‐34 J s (Constante de Planck).hνE =El postulado de Planck tomó valor de teoría cuando se usó para resolverEl postulado de Planck tomó valor de teoría cuando se usó para resolverotros fenómenos que la física clásica no podía explicar; el primero: elefecto fotoeléctrico.

El f t f t lé t i5. Teoría cuánticaEl efecto fotoeléctricoHertz descubrió en 1888 que algunos metales emitían electrones cuando recibíanluz: efecto fotoeléctrico.

• La luz tenía que tener una frecuencia mayor que una cierta frecuencia umbral.

• Por encima de esa frecuencia umbral, la velocidad de los electrones aumentabaproporcionalmente a la frecuencia de la radiación.

• La intensidad de la corriente generada aumentaba con la intensidad de laradiación.radiación.

VS=k(ν‐ν0)

El f t f t lé t i5. Teoría cuánticaEl efecto fotoeléctrico

En 1905, Einstein propuso que la radiación tiene propiedadescorpusculares y las “partículas” de luz, denominadasposteriormente fotones por Lewis, tienen una energía dada por laecuación de Planck, E = hν.• Un fotón de energía hν golpea un electrón que absorbe laenergía del fotón.

• Si la energía del fotón es mayor que la energía de unión (E0) delelectrón a la superficie, se libera un fotoelectrón.

• El resto de la energía se manifiesta como energía cinética delelectrón (EK).

• Se cumple: EFotón = EK + E0• La energía de unión (también llamada “función trabajo”) y lafrecuencia umbral son características de cada metal.

• El valor de h coincide con el obtenido por Planck.

VS=h/e(ν‐ν0)

El modelo atómico de Rutherford no indica cómo se ordenan los electrones alrededor

6. El átomo de BohrEl modelo atómico de Rutherford no indica cómo se ordenan los electrones alrededordel núcleo de un átomo.

• Los electrones estacionarios serían atraídos por un núcleo cargado positivamente.

• Los electrones girando alrededor del núcleos serían partículas cargadas sometidas auna aceleración. Según la física clásica, deberían radiar energía y se precipitaríansobre el núcleo en un movimiento espiral.sobre el núcleo en un movimiento espiral.

En 1913, Bohr resolvió este problema usando la hipótesis cuánticade Planck: Bohr postuló que para un átomo de hidrógeno:de Planck: Bohr postuló que para un átomo de hidrógeno:

1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleocon el movimiento descrito por la física clásica.

2. El electrón sólo tiene un conjunto de órbitas permitidas,denominadas estados estacionarios, en las que el momentoangular es igual a n∙h/2π, siendo n un número entero.Mientras un e permanece en una órbita, su energía esconstante y no emite energía.

3 Un electrón sólo puede pasar de una órbita permitida a otra3. Un electrón sólo puede pasar de una órbita permitida a otra.En estas transiciones están implicadas cantidades discretas yfijas de energía absorbida o emitida.

6. El átomo de Bohr

Excitaciónelectrónica

Los estados permitidos para el e vienen determinadospor n, que se denomina número cuántico.

Emisión

La teoría de Bohr predice los radios delas órbitas permitidas y permite calcularla velocidad del e y su energía en cada

de luzla velocidad del e y su energía en cadaestado, En:

En= ‐RH /n2, donde RH = 2,179 × 10‐18 J

Los espectros de línea del átomo dehidrógeno proceden de transicioneshidrógeno proceden de transicionesentre estados:

⎟⎟⎞

⎜⎜⎛

−×=Δ 18‐ 11102,179(J)E ⎟⎟

⎠⎜⎜⎝

×Δ 2f

2i nn

102,179(J)E

Para las especies similares al hidrógeno como He+ y Li2+ (que tienen sólo 1 electrón).p g y (q )

En = ‐RHZ2/n2, donde Z es el número de protones

• Normalmente, el e‐ en un átomo de hidrógeno seencuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1).encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n 1).Esta es la energía permitida más baja o estadofundamental.

C d d i í i l á lt• Cuando adquiere un energía pasa a un nivel más alto yel átomo se encuentra en un estado excitado.

• Cuando el e cae de una órbita de número alto a otrade número más bajo, se emite una energía en formade radiación.

20

E t b ió i ió d í d l l di t t i

6. El átomo de BohrEsta absorción o emisión de energía da lugar a las correspondientes espectroscopias

Excitación de la muestra

Fuente de luz blancaxcitación de la muestra

Muestra

Prisma

Muestra

iPrisma

Longitud de onda

Prisma

Longitud de onda

Espectroscopia de emisión Espectroscopia de absorción

Limitaciones del átomo de Bohr7. Dualidad Onda‐Partícula. El principio de incertidumbreLimitaciones del átomo de Bohr• El modelo de Bohr no puede explicar los espectros atómicos de las especies que

tienen más de un electrón.• Tampoco explica el efecto de los campos magnéticos sobre los espectros de• Tampoco explica el efecto de los campos magnéticos sobre los espectros de

emisión.• Es una mezcla complicada de física clásica y cuántica.

Dualidad onda‐partículaDualidad onda partícula• Einstein explicó el efecto fotoeléctrico sugiriendo que la luz tiene propiedades

semejantes a las de las partículas.

• Sin embargo los patrones de difracción sugieren que los fotones son similares a las

De Broglie en 1924 conjuga la ecuación de Einstein con laec ación de Planck s giriendo q e las partíc las peq eñas de

• Sin embargo, los patrones de difracción sugieren que los fotones son similares a lasondas.

ecuación de Planck sugiriendo que las partículas pequeñas demateria a veces pueden mostrar propiedades de ondasy denominó “ondas de materia” a las ondas asociadas con laspartículas materialespartículas materiales.

En 1927 G P Thomson y Davisson obtuvieron diagramas de

λ = h/p = h/m∙u, siendo u la velocidad de la partícula

En 1927, G. P. Thomson y Davisson obtuvieron diagramas dedifracción de haces de electrones, demostrando su naturalezaondulatoria.

7. Dualidad Onda‐Partícula. El principio de incertidumbre

El principio de incertidumbre

En torno a 1920, Bohr y Heisenbergconcluyeron que siempre ha de haberconcluyeron que siempre ha de haberincertidumbres en la medida, de modo queel producto de la incertidumbre en laposición por la incertidumbre en elp pmomento conduce a la expresión conocidacomo Principio de incertidumbre deHeisenberg.

h/4πΔxΔp ≥Este principio quiere decir que no podemosmedir con precisión la posición y el momentode una partícula al mismo tiempode una partícula al mismo tiempo.

8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de Schrödinger

Ondas estacionarias: Los valles y crestas se producen enposiciones fijas y la amplitud de la onda en los extremosfijos es cero.fijos es cero.

La amplitud de las oscilaciones difiere de un punto a otroy en los nodos no hay desplazamiento ninguno.

Por ejemplo, en el caso de ondas entre dos puntosseparados por una distancia L, sólo son posibles aquellasondas en las que se cumple L = n λ/2ondas en las que se cumple L = n∙λ/2

n2L

λ =n

donde n= 1,2,3, …. y el número de nodos es n+1


Según la hipótesis de De Broglie, el electrón se comporta como una onda.Las órbitas permitidas del átomo de Bohr se explicarían porque sólo en esas órbitaslas ondas del electrón son estacionarias.las ondas del electrón son estacionarias.

F i d dFunciones de onda

En 1927, Schrödinger sugirió que el comportamiento y la energía de cualquierpartícula subatómica (p. ej. un electrón) podrían ser descritos mediante unap (p j ) pfunción matemática denominada función de onda que se representa por la letraψ.

La ecuación de Schrödinger H∙ψ = E∙ψ es equivalente a las leyes de Newton delLa ecuación de Schrödinger H∙ψ = E∙ψ es equivalente a las leyes de Newton delmovimiento macroscópico:


El sistema más sencillo para el que se puede escribiruna función de onda es un sistema unidimensionalde una partícula en una caja que se mueve en una

Energía

de una partícula en una caja que se mueve en unaúnica dirección.

Se obtiene el siguiente conjunto de funcionesde onda:

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛=

Lxπn

senL2

ψ

de onda:

Cada función de onda está definida por un númerocuántico n, que también define la energía delsistemasistema.

2

22

2

2

2

222

c 8 Lnh

2

h2 λh

2p

mu21

E =⎞⎛

==== 222c 8mL

n2L

2m2mλ2m2

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

L í á b j ibl ( 1) d i í id l í d l tLa energía más baja posible (n=1) se denomina energía residual o energía del punto cero.La partícula no puede estar en reposo porque se violaría el principio de incertidumbre, porlo que la energía no puede ser cero.


Los valores positivos o negativos de lafunción de onda no tienen un significadofísico directo.

Energía

físico directo.Sin embargo, ψ2 es la densidad deprobabilidad de encontrar una partícula enun pequeño volumen de espacio.p q pPueden aparecer puntos donde laprobabilidad es cero: nodos.

Si se estudia una partícula en una cajatridimensional, aparecen tres númerospcuánticos: nx, ny y nz, uno por cada variableψ(x,y,z).

E ió d d d S h ödi

8. Mecánica ondulatoria. Ecuación de Onda de SchrödingerEcuación de onda de Schrödinger

Para aplicar la ecuación de Schrödinger alátomo de hidrógeno se usan coordenadasgpolares esféricas ψ(r,θ,φ) en lugar decartesianasψ(x,y,z).

Las soluciones de la ecuación se denominanorbitales.

Estos orbitales están compuestos por elproducto de dos funciones:

ψ(r,θ,φ) = R(r)∙Y(θ,φ)

• R(r) es la función de onda radial.• Y(θ,φ) es la función de onda angular.

9. Números cuánticos. Orbitales atómicos

La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno da lugar a tresnúmeros cuánticos.

1) El ú á i i i l d ól l i i di i1) El número cuántico principal, n, que puede tener sólo un valor entero positivo, distintode cero.

n = 1, 2, 3, 4…n 1, 2, 3, 4…

2) El número cuántico del momento angular orbital, l, que puede ser 0 ó un númeroentero positivo, pero no mayor que n‐1.p , p y q

l = 0, 1, 2,…, n‐1

3) El número cuántico magnético, ml, que puede ser un número entero positivo onegativo, incluyendo el 0 que se encuentra entre –l y +l

ml = ‐l, ‐l+1, ‐l+2,…, l‐1, l

C b i i l

9. Números cuánticos. Orbitales atómicosCapas y subcapas principales

Todos los orbitales con el mismo valor de n se encuentran en la misma capa electrónicaprincipal o nivel principal y todos los orbitales con el mismo valor de n y l se encuentran

Capa

en la misma subcapa o subnivel.

p

Subcapa

Cada subcapa contiene (2l +1) orbitaleso b ta es

La energía de los orbitales para un átomo de hidrógeno viene determinada únicamentepor n: En (J)= ‐2,1798 × 10‐18(1/n2)En (J) 2,1798 10 (1/n )Todos los orbitales de una misma subcapa tienen la misma energía: son degenerados.

9. Números cuánticos. Orbitales atómicos

Las primeras cuatro subcapas son:Subcapa s l=0 Subcapa p l=1 Subcapa d l=2 Subcapa f l=3

Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las queaparecen.

orbitales s orbitales p orbitales d orbitales fl = 0 l = 1 l = 2 l = 3

0 0 ±1 0 ±1 ±2 0 ±1 ±2 ±3ml = 0 ml = 0, ±1 ml = 0, ±1, ±2 ml = 0, ±1, ±2, ±3Un orbital s en una subcapa s

Tres orbitales p en una subcapa p

Cinco orbitales d en una subcapa d

Siete orbitales fen una subcapa f

Para designar la capa principal en la que se encuentra una subcapa u orbital dado seemplea una combinación de un número y una letra.p y

• Por ejemplo, 2p designa la subcapa p de la segunda capa principal, y tambiéncualquiera de los tres orbitales p (orbitales 2p) en esta subcapa.

10. El átomo de hidrógenoLas funciones de onda angular y radial de un átomo hidrogenoide

10. El átomo de hidrógenoPara representar los orbitales se suele utilizar la densidad de probabilidadψ2

• Orbitales sPara representar los orbitales se suele utilizar la densidad de probabilidadψ

Orbital Viewer: http://www.orbitals.com/orb/ov.htm

Nodos radialesNodos radiales

10. El átomo de hidrógenoLas funciones de onda angular y radial de un átomo hidrogenoide

O bi l

10. El átomo de hidrógeno• Orbitales p

L di l d (2 ) áLa parte radial de ψ (2p) para un átomo de hidrógeno

Nodo angular

36Para r = 0 y r = ∞, ψ = 0

10. El átomo de hidrógenoO bi l• Orbitales p

ψ ψ2

10. El átomo de hidrógenoO bi l• Orbitales p

• Los orbitales 2p se representan dirigidos a lo largo de los ejesperpendiculares x,y,z.

• Los símbolos que se emplean son px, py, pz.

• El color de los lóbulos indica el signo de la función de onda.

10. El átomo de hidrógenoO bi l d• Orbitales d

• En un orbital hay n‐1 nodos totales, de los que n‐l‐1 son radiales.

• El número de superficies nodales (nodos angulares) para un orbital es igualal número cuántico l.

• Para cada orbital d hay dos superficies de este tipo.

11. El espín electrónico

• En 1925, G. Uhlenbeck y S. Goudsmit propusieron que algunas características delespectro del hidrógeno se podrían explicar si un electrón girase sobre sí mismo.

b í í é ó• Ese giro sobre sí mismo generaría un campo magnético, cuya orientacióndependería de la dirección de giro.

• Había que añadir un cuarto número cuántico, llamado de espín, ms, que podíaq , p , s, q padoptar dos valores: +1/2 y ‐1/2.

11. El espín electrónico

Estructura electrónica del átomo de H

• El e de un átomo de H en el estado fundamental se encuentra en el nivelde energía más bajo.

• Sus números cuánticos son:

n= 1n= 1

l = 0

ml = 01s1

l

ms = +1/2 ó ‐1/2

• En un estado excitado el e ocupa orbitales con mayores valores de n• En un estado excitado, el e ocupa orbitales con mayores valores de n,por ej. n = 2 2s1 ó 2p1

12. Átomos polielectrónicos

• Schrödinger desarrolló su ecuación de ondas para el átomo de hidrógeno, unátomo que contiene sólo un electrón.

L l i d ió ( bi l )• Las soluciones de su ecuación (orbitales) son exactas.

• En cualquier otro átomo con más de un electrón aparece un inconvenienteimportante: La repulsión entre los electrones en los átomos multielectrónicos.

• Este término hace que no se pueda resolver exactamente la ecuación deSchrödinger para átomos polielectrónicos.

• Solución: Se aproxima considerando los e “uno por uno”. Los orbitales que sep p qobtienen para los electrones son del mismo tipo que los obtenidos para el átomode hidrógeno. Se llaman orbitales hidrogenoides.

13. Carga nuclear efectiva. Apantallamiento y penetración de orbitales

• Los e en los orbitales más próximos al núcleo apantallan el núcleo de los emás externosmás externos.

• El apantallamiento de los e reduce de forma efectiva la carga nuclear.

L l i t i ti t l t• La carga nuclear que un e experimenta, si no se tienen en cuenta los otroselectrones, es Z, el número atómico. La carga nuclear se reduce una la carganuclear efectiva (Zef).

• La reducción de la carga nuclear que siente el electrón debida a la cargapromedio del resto de electrones se denomina apantallamiento y su valor sedenomina constante de apantallamiento Sdenomina constante de apantallamiento, S.

Z2f SZZ,

nZ

E ef2ef

n −=−∝

• La reducción de la carga depende del tipo de orbitales en que se encuentrenlos e.


• La distribución de probabilidad radial se obtiene multiplicando R2(r) por4πr2 y permite calcular a qué distancia se encuentra más probablemente elelectrón en cada orbitalelectrón en cada orbital.

• Cuanto menor es el valor de l, los e están más próximos al núcleo. Unelectrón 1s está más cerca del núcleo que uno 2s y éste más cerca que un e2p. Un e 2s muestra mayor penetración que un e 2p y, por tanto, estámenos apantallado.


Diagrama de energía de los orbitales en las tres primeras capas electrónicas

Átomo de Tres átomos multielectrónicosHidrógeno

ala)

no a esca

nergía (n

E

Las energías de los orbitales dentro de una capa dependen del átomo

14. Configuraciones electrónicas• La configuración electrónica de un átomo es una designación de la

distribución de los e entre los diferentes orbitales en las capasprincipales y subcapas.

• Reglas para la distribución de los e en los orbitales:

1) Principio “aufbau” (construcción progresiva)

o Se busca minimizar la energía.

o El orden de llenado de los orbitales es

Este orden se ha obtenido experimentalmente mediante estudios espectroscópicos

2) P i i i d l ió d P li2) Principio de exclusión de Pauli:

o Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro númeroscuánticos iguales: sólo dos e pueden ocupar el mismo orbital y debeng p p ytener espines opuestos.

3) Regla de Hund:

L l t i i i l t l bit l d idé ti í do Los electrones ocupan inicialmente los orbitales de idéntica energía deforma desapareada.

14. Configuraciones electrónicas

• La configuración electrónica de un átomo (p. ej. C (Z= 6)) se puede expresar de tres formas distintas:

• Notación spdf condensada: 1s22s22p2

• Notación spdf desarrollada: 1s22s22p 12p 1 (por ejemplo)• Notación spdf desarrollada: 1s22s22px12py1 (por ejemplo)

• Diagrama de orbitales

Orden de llenado de los orbitales p14. Configuraciones electrónicasOrden de llenado de los orbitales p

Z =7, N,

Z= 8 OZ= 8, O

Z= 9, F

Z= 10, Ne

C fi i l t ó i d d N h t A

14. Configuraciones electrónicasConfiguraciones electrónicas desde Na hasta Ar

• Esta serie se comporta igual que la anterior desde Li hasta Ne pero los e se alojanen los orbitales 3s y 3p.

• Todos los elementos tienen las subcapas 1s2s2p llenas. Como la configuración1s22s22p6 es la del Ne la denominaremos “configuración interna” de Ne y larepresentamos [Ne].p [ ]

• Los e que se añaden que están en la capa más externa reciben el nombre de“electrones de valencia”.

Na: [Ne]3s1

Mg: [Ne]3s2P: [Ne] 3s23p3

S: [Ne] 3s23p4

Al: [Ne] 3s23p1

Si: [Ne] 3s23p2Cl: [Ne] 3s23p5

Ar: [Ne] 3s23p6

• Después del Ar, en lugar de comenzar a llenarse la subcapa 3d, se llena la 4s:

K [A ]4 1 C [A ]4 2K: [Ar]4s1 y Ca: [Ar]4s2

• Tras llenarse la subcapa 4s, comienza a llenarse la subcapa 3d.


En esta serie se vancompletando los orbitales d.

En lugar de usar [Ar]4s23d1,usaremos [Ar]3d14s2 queusaremos [Ar]3d14s2 querepresenta mejor el modo enque los e se pierden en laionizaciónionización.

EXCEPCIONES


• Desde el galio al kriptón (Z= 31 hasta Z= 36)

En esta serie de 6 elementos se llena la subcapa 4p hasta llegar al kriptón.

Kr: [Ar]3d104s24p6

• Desde rubidio al xenón (Z= 37 hasta Z= 54)

En esta serie de 18 elementos las subcapas se llenan en el orden 5s 4d 5p hastaEn esta serie de 18 elementos, las subcapas se llenan en el orden 5s, 4d, 5p hastallegar al Xe:

[Kr]4d105s25p6

D d i l dó (Z 55 h Z 86)• Desde cesio al radón (Z=55 hasta Z= 86)

En esta serie de 32 elementos, las subcapas se llenan en el orden 6s, 4f, 5d, 6p hastallegar al Rn:

[Xe] 4f 145d10 6s2 6p6

• Desde el francio hasta los nuevos elementos descubiertos

l f i i i i i d l l l b ll l dEl francio inicia una serie de elementos en la que las subcapas se llenan en el orden7s, 5f, 6d y supuestamente 7p, aunque los elementos en los que se van llenando lasubcapa 7p se han descubierto recientemente y no han sido caracterizados aún.

C fi i l t ó i l t bl iódi14. Configuraciones electrónicasConfiguraciones electrónicas y la tabla periódica

• En 1920, Niels Bohr comenzó a darse cuenta de las conexiones entre latabla periódica y la teoría cuántica a través de las configuracionestabla periódica y la teoría cuántica a través de las configuracioneselectrónicas y estableció: “Los elementos del mismo grupo tienenconfiguraciones electrónicas semejantes”.

• Bloque s: Se llena el orbital s de número cuántico principal (n) más alto.Está formado por los grupos 1 y 2.

• Bloque p: Se llena el orbital p de número cuántico principal (n) más alto.Está formado por los grupos 13, 14, 15, 16, 17 y 18.

• Bloque d: Se llena el orbital d de la capa electrónica n‐1, la anterior a laá t E tá f d l 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12más externa. Está formado por los grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12.

• Bloque f: Se llena el orbital f de la capa electrónica n‐2. Está formado poroque f Se e a e o b ta f de a capa e ect ó ca stá o ado polos lantánidos y actínidos.

Tema 2

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