Tema 2. Estructura electrónica del átomo - ehu. · PDF file30/01/2005 1 Juan M....

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Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005

Tema 2.Estructura electrónica del átomo• La estructura del átomo• La radiación electromagnética. Frecuencia, cuantos y efecto

fotoeléctrico• El espectro del hidrógeno atómico. El modelo de Bohr• El modelo mecano-cuántico.

La naturaleza dual del electrónEl principio de incertidumbre

• Descripción mecano-cuántica del átomo de hidrógeno• Los números cuánticos• Orbitales atómicos• Átomos polielectrónicos• Configuración electrónica. El principio de auf-bau.

Juan M. Gutierrez-Zorrilla. Quimica Inorganica 2005

El átomoLeucipo y Demócrito (-450)• La materia está formada por partículas muy

pequeñas e indivisibles.

John Dalton (1803) reintrodujo una teoría atómicasistemática basada en los elementos de Lavoisier.• Los átomos son indivisibles y no se pueden crear ni

destruir en una reacción química.• Cada átomo de un elemento es exactamente igual a

otro del mismo elemento y diferente de otros átomosde otros elementos.

• Cuando los átomos se combinan entre sí, lo hacenen proporciones de pequeños números enteros.

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La estructura del átomo. Las partículas subatómicas

http://www.hep.yorku.ca/yhep/ppp.html

12 minestableestableVida media1/21/21/2Spin (h/2π)0+1–1Carga1.008931.007570.0005486Masa (uma)n, Np+, p, P, H+e–, e, βDesignaciónNeutrónProtónElectrónPropiedad

-1/34.7bottomb

+2/3176topt

-1/30.15stranges

+2/31.5charmc

-1/30.08downd +2/30.004upu

Electric Charge (e)Mass (GeV/c2)Flavour


El electrón (elektron: ámbar)El término electrón G. J. Stoney lo aplicó a la carga de un ionmonovalente (1874).Como partícula con masa, energía y carga fue identificado y caracterizado por J. J. Thomson (rayos catódicos, 1897) y Millikan(gota de aceite, 1909).Responsable de la electricidad y de las reacciones químicas.Masa: 9.109x10-31 kg (onda-partícula).Radio < 10-18 m

Production ofelectrons(green) andpositrons (red) from collisonsof gamma rayphotons withlead nuclei.

The SPEAR colliding electron-positron storagering in 1974.

http://www.wordiq.com/definition/Electron

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Experimento de Thomson, 1897

Todos los metales emitían idénticas partículas cuando se empleaban como cátodos en un tubo de rayos catódicos que eran atraídos por la placa positiva Determinó la relación carga/masa del electrón.

http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/07.html

http://digilander.libero.it/mfinotes/VEuropeo/Physics/thomson.htm


Experimento de Thomson, 1897

http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Media_Assets/Chapter02/Text_Images/FG02_03.JPG

A drawing of a cathode-ray tube (a) and an actual tube (b), (c). A stream of rays (electrons) emitted from the negatively charged cathode passes through a slit, moves toward the positively charged anode, and is detected by a fluorescent strip. The electron beam ordinarily travels in a straight line (b), but it is deflected if either a magnetic field (c) or an electric field is present.

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Experimento de Millikan, 1909

http://webphysics.davidson.edu/alumni/MiLee/JLab/Ex4/apparatus.htm

Igualando la fuerza eléctrica en gotas de aceite cargadas en un campo eléctrico con la fuerza de la gravedad fue capaz de determinar la carga del electrón (1.6x10-19 C)

F=6πρηv1

Fb=mairg

Fg=moilg

v1

F=6πρηv2

Fb=mairg

Fg=moilg

v2

Fe=QE

http://library.thinkquest.org/28582/history/millexp.htm?tqskip1=1&tqtime=1024

http://library.thinkquest.org/19662/low/eng/exp-millikan.html?tqskip=1

http://www.wordiq.com/definition/Oil-drop_experimenthttp://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Media_Assets/Chapter02/

The falling oil droplets are given a negativecharge, which makes it possible for them to be suspended between two electrically chargedplates. Knowing the mass of the drop and thevoltage on the plates makes it possible tocalculate the charge on the drop.


El protón (protos: primero)Descubierto en 1886 por E. Goldstein. La particula constituyente de los rayos canales (Kanalstrahlen)

1 dirección de los rayos canales2 cátodo3 pantalla perforada4 dirección de los rayos catódicos6 ánodo

http://library.thinkquest.org/19662/low/eng/exp-aston.html

http://particleadventure.org/particleadventure/

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El neutrón Existencia predicha en 1920 por E. Rutherford, su ayudante James Chadwick lo encontró en 1932.

1n9Be 4He 12C

Fuera del núcleo atómico el neutrón se transforma espontáneamente en un protón, un electrón y un neutrino. Vida media 13 min.

http://dbhs.wvusd.k12.ca.us/webdocs/Chem-History/Chadwick-1932/Chadwick-neutron.html

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/particles/neutrondis.html


Experimento de Rutherford, 1910

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Experimento de Rutherford, 1910

The Rutherford scattering experiment. (a) When a beam of alpha particles is directed at a thin gold foil, most particles pass through the foil undeflected, but a small number are deflected at large angles and a few bounce back toward the particle source. (b) A closeup view shows how most of an atom is empty space and only the alpha particles that strike a nucleus are deflected.


Existencia de un núcleo central con carga positiva = a la negativa de los electrones• 99.9 % de la masa• rn10-15 m =1/100000 ra

Electrones fuera del núcleo.La carga positiva de un átomo se debe a los protones.

Modelo atómico de Rutherford

EAZ

número atómico: Znúmero neutrónico: Nnúmero másico: A= Z+N

http://www.britannica.com/nobel/micro/514_59.html

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La luzNewton (1675), teoría corpuscular de la luzHuygens, naturaleza ondulatoriaYoung (1800), teoría ondulatoria, explicaba reflexión y refracciónFresnel (1815), base matemática de la teoría ondulatoriaRöentgen (1895), decubrió los rayos XPlank (1900), radiación de cuerpo negroEinstein (1905), efecto fotoeléctricoCompton (1922), dispersión de la luz

velocidad c (m·s-1)amplitud Alongitud de onda λ (m)frecuencia ν (s-1)

λν = c


Espectro electromagnéticoEl espectro electromagnético se extiende desde las ondas de radio hasta los rayos gamma

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Espectro electromagnético. El visibleLa región del visible se extiende desde los 200 hasta los 900 nm. Otros organismos pueden detectar la luz sobre regiones ligeramente diferentes.La luz solar disponible a nivel del suelo se encuentra entre 400 y 700 nm, región en la que el ojo humano es más sensible.Un objeto tiene, ante nosotros, el color de la luz que refleja en lugar del color que absorbe. Por ejemplo, la clorofila, presente en las hojas de las plantas, hace que éstas sean verdes porque absorbe luz roja (655 nm) y azul violeta (430 nm) mientras que refleja la luz verde hacia el observador.


Radiación de cuerpo negro

Distribución espectral de la radiación de cuerpo negro

Cuerpo negro: Cavidad con paredes a una cierta temperatura. Los átomos que componen la pared están emitiendo energia y a su vez abosrbiendo la radiación que otros emiten. • Absorbancia = 1 Se sabía que al calentar

objetos densos a altas temperaturas, éstos emiten energía, y que la curva de intensidad versus la longitud de onda siguen una curva como se ilustra aquí. Mientras más alta es la temperatura, la longitud de onda es más corta en el tope de la curva

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Cuerpo negroABSORBANCIA: Fracción de luz incidente que absorbe la superficie de un material.Ley de Kirchhoff: En el equilibrio la radiación emitida debe ser igual a la absorbida.CUERPO NEGRO: Superficie con absorbancia unidad. Es el emisor y absorbente más eficiente de energía radiante.Ley de Stefan-Boltzman: Poder de emission de energía radiante: P/A = σ T4 (Jm-2s-1)constante de Stefan =5.6703 x 10-8 wattm-2K-4

Wien: Poder de emisón monocromática (energía emitida entre λ y λ+dλ)

• Ajusta bien para λ pequeñas.

Rayleigh (1900)

• Ajusta bien para λ grandes.

Lummer y Pringsheim (1899): Determinación experimental de la distribución de energía de un cuerpo negro a distintas temperatuas: Fórmula empírica:

Plank (1900):

Eλ =aλ5

f (λT )⇒ Eλ =aλ5

e−b / λT

Eλ =2πkTcλ4

E = cT 5−µλ−µe−b /(λT )υ

Oscilador molecular

µ = 5 ν = 1 Wienµ = 4 b = 0 Rayleigh

E =2πcλ4

∈0

e∈0 / kT −1

http://galileo.phys.virginia.edu/classes/252/black_body_radiation.html


Max Plank, 1900Los átomos radiantes se comportan como osciladores armónicos y cada uno oscila con una frecuencia νCada oscilador puede absorber o emitir o emitir energía de radiación en una cantidad proporcional a su frecuencia. E = h νLa energía de los osciladores esta cuantizada

En = n h ν (n entero > 0)h: cte de Plank = 6.6246x10-34 J.s

LA MATERIA EMITE ENERGÍA DE FORMA CUANTIZADA, NO CONTINUA

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/bbcon.html#c1

Eλ =2πhc2

λ51

ech / λkT −1

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Efecto fotoeléctricoLuz monocromática de suficiente energía incide sobre una superficie metálica.Se emiten electrones

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/mod1.html#c1http://www.phys.virginia.edu/classes/252/photoelectric_effect.html


Einstein 1905La energía de los fotoelectrones es independiente de la intensidad, pero proporcional a la frecuencia de la radiación incidente.El número de fotoelectrones emitidos por segundo es proporcional a la intensidad de la radiación incidente.Al aumentar la intensidad de la radiación incidente no aumenta la energía de los electrones emitidos.Para cada metal hay una frecuencia crítica (νo) por debajo de la cual no se produce emisión de electrones.

RADIACIÓN INCIDENTE FOTOELECTRONESIntensidad Frecuencia Número Energía

= == =

Ec = h(ν−ν0)

hν = Ec + Wfunción trabajo: W = hνofrecuencia umbral: νohν = Ec + hνo

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El espectro del HEl espectro de emisión lo produce los átomos al retornar sus electrones a los estados de menor energía.Informan sobre los estados electrónicos del átomo.Balmer describió el espectro de emisión del H en el visible según la ecuación:

,...4,3 121

22 =

−= n

nRν


Constante de Rydberg

Rydberg (R∞) 10973731.568549(83) m-1

Rydberg (R∞c) 3.289841960368(25)x1015 s-1

Rydberg (R∞hc) 2.17987490(17) x10–18 J Rydberg (R∞hc) 13.60569172(53) eV

Serie de Lyman n1 = 1 n2 = 2, 3, 4, 5,… UVSerie de Balmer n1 = 2 n2 = 3, 4, 5, 6,… VisSerie de Paschen n1 = 3 n2 = 4, 5, 6, 7,… IRSerie de Brackett n1 = 4 n2 = 5, 6, 7, 8,… IRSerie de Pfund n1 = 5 n2 = 6, 7, 8, 9,… IR

ν = R y

1n 1

2 −1n 2

2

1/λν

E=hν

E=hν

http://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Results?search_for=rydberg

R∞ =α 2mec

2h

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Espectros de absorción y de emisión

Espectro continuo

Espectros de emisiónEspectro de Absorción

Cuando se produce una descarga eléctrica en presencia de un elemento en estado gaseoso, algunos de sus átomos se excitan y emiten luz cuando vuelven al estado fundamental. Por lo tanto, los espectros de emisión dan información sobre los estados electrónicos de los átomos.

Na (vapor)


Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno. 1913

Postulados:1. Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor

del núcleo bajo la influencia de la atracción electrostática entre ambos, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica.

2. En lugar de infinitas órbitas posibles (según la mecánica clásica), el electrón sólo puede girar en una órbita cuyo momento angular L es un múltiplo entero de h/2π. Estados estacionarios.

3. A pesar de que está continuamente acelerando, el electrón no emite radiación electromagnética cuando se mueve en dichas órbitas. Por tanto, su energía total permanece constante.

4. Se emite radiación electromagnética si un electrón, inicialmente en una órbita de energía total E1, cambia a una órbita de energía total E2. La frecuencia de la radiación emitida, ν, es igual:

ν =E1 − E2

hhttp://dbhs.wvusd.k12.ca.us/webdocs/Chem-History/Bohr/Bohr-1913a.html

http://www.pha.jhu.edu/~rt19/hydro/node2.html

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Teoría de Bohr del átomo de hidrógenoFcentr =me

v2

rFelec =

14πε o

Ze2

r 2

L = r × p = mevr =nh2π

v =14πεo

Ze2

mer

r =h2ε o

πmee2

n2

Z= ao

n2

Z ao = 0.529Å

E = Ec + Ep =12mev

2 −1

4πε o

Ze2

r= −

14πε o

Ze2

2r= −

mee4

8h2ε o2

Z2

n2

1

2

3


Bohr-RydbergUn electrón absorbe o emite energia al pasar de una órbita a otra:

E 2 − E1 =mee 4

8h 2ε02

1n12 −

1n22

Efotón = E 2 −E 1 = hν

ν =mee 4

8h 3ε02

1n12 −

1n22

R∞c = 3.289 841 960 368 x 1015 s-1

4

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Modelo mecano-cuántico.Naturaleza dual del electrón

Postuló: a todo movimiento de partícula (el electrón) estáasociado una onda:

nλ = 2dsen θ2

Difracción de e–: Davisson y Germer, 1926Doble rendija: Young, 1801

OM : E = hυFotón : E = mc 2

λ =hmv

=hp

Louis de Broglie, 1924


Electrones y ondas

100 e-

3000 e-

70000 e-

b

a c

http://www.maloka.org/f2000/schroedinger/two-slit3.html

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Principio de incertidumbre de Heisenberg

“Cuanto mayor sea la precisión en la posición, menor será la precisión del momento en ese instante, y viceversa”

Heisenberg, 1927

Es imposible conocer a la vez la posición y la velocidad de un objeto con precisión.

∆x ⋅ ∆p ≥h4π

∆E ⋅ ∆t ≥h4π


Principio de incertidumbre de HeisenbergCon objeto de observar un electrón, sería necesario emplear fotones que tienen una λ muy corta.Fotones con longitudes de onda corta tendrían una frecuencia elevada y serían portadores de gran energía.Si uno de estos fotones incidiera sobre un electrón produciría un cambio en el movimiento y la velocidad del electrón.Fotones de baja energía tendrían un efecto tan pequeño que no darían información precisa sobre el electrón.

∆x ⋅∆v ≥h4πm

Cuanto menor sea la masa de un objeto mayor será el producto de las incertidumbres de su posición y velocidad

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Ecuación de SchrödingerSchrödinger propuso una ecuación de onda para explicar el movimiento de partículas subatómicas ligadas. Es el resultado de combinar la ecuación que caracteriza una onda estacionaria con la que caracteriza a una partícula mediante la relación de de Broglie.

Hψ = Eψ

http://230nsc1.phy-astr.gsu.edu/hbase/quantum/hydsch.html

−h2

8π2m∂2ψ∂x2

+∂2ψ∂y2

+∂ 2ψ∂z2

+ Vψ = Eψ

−h2

8π 2m∇2ψ( )+Vψ = Eψ


La solución de la ecuación de Schrödingerψ debe ser una función de valor únicoψ en ningún punto puede ser igua a 1ψ debe ser 0 a r = infinitoψ debe estar normalizada

La ecuación de Schrödinger en coordenadas polares:

El átomo de hidrógeno

N 2 ψψ ∗

0

∞∫ dτ = 1

1r 2

∂∂r

r 2 ∂ψ∂r

+

1r 2sen2θ

⋅∂ 2ψ∂φ2

+1

r 2senθ∂∂θ

senθ∂ψ∂θ

+8π2µh2

ET −V( )ψ = 0

ψ (r ,θ,φ ) = R (r ) ⋅Θ(θ ) ⋅ Φ(φ)

Función de onda Radial Angular

Condiciones frontera

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Soluciones de la ecuación de Schrödinger

Parte radial

Parte angular

Rn,l(r ) =4(n − l −1)!Z 3

n + l( )![ ]3n4ao32Zrnao

l

⋅e−Zr / nao ⋅Ln+l2n+l 2Zr

nao

Φml(φ ) =

12π

e±imlφ

Θl,ml

(θ ) =(2l +1)(l− | ml |)!2(l+ | ml |)!

Pl|ml |(cosθ )

n = 1, 2, 3,...

l = 0, 1, 2, ..., n-1

l = 0, 1, 2, 3,...

ml = 0, ±1, ±2,…±l

ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅ Θl,ml

(θ ) ⋅ Φml(φ )


n número cuántico principal, n = 1, 2, 3,….Define la energía media del electrón situado en las capas, K, L, M,…

l número cuántico secundario, azimutal, l = 0,1, 2,…n-1Caracteriza la forma de los orbitales atómicosl 0 1 2 3 4 …estado s p d f g

ml número cuántico magnético, m = 0, ±1, ±2,…± l

Caracteriza las diferentes opciones de orientación de los orbitales

Números cuánticos

ms número cuántico de spin, ms = ±1/2Define los dos estados posibles del electrón sobre si mismo

Schrödinger

Dirac, Relatividad

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La función de onda ψ para una combinación dada de valores n, l y m se llama orbital.• Un orbital es una función de probabilidad, cuyo sentido

físico se refiere a una región del espacio respecto del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón de energía concreta posee un valor especificado (90%, …)

• Los orbitales se designan en función de los valores característicos de n, l y m y es posible referirse a ellos mediante la notación:

n: nº cuántico principal (numérica)l : nº cuántico azimutal (alfabética: s, p, d, f…)ml: nº cuántico magnéticox: indica el número de electrones

Orbitales

nlml

x


Números cuánticos

n l ml subcapa nº orbitales n2

4

9

16

1

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Funciones de onda radial y angularLa función de onda ψ consta de dos partes, una radial (dependiente sólo de r) y otra angular (dependiente sólo de θ y φ):

ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅ Θl,ml

(θ ) ⋅ Φml(φ )

ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅Yl,ml

(θ,φ )

Parte radial

Parte angular


Funciones radialesDependen de la distancia al núcleo (r)Dependen de los números cuánticos n y l.Probabilidad finita de hallar al electrón entre r = 0 - ∞El estudio de R(r) frente a la distancia al núcleo:• Rn,l(r) vs r parte radial• R2

n,l(r) vs r densidad de probabilidad radial• 4πr2R2

n,l(r) vs r distribución radialNodos [R(r)=0] nº nodos radiales = n- l -1Penetración de los electrones: s > p > d > f

Rn,l(r )

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Funciones angulares

Υl,ml= Θl,ml

(θ ) ⋅ Φml(φ )

ψn,l,ml(r ,θ,φ) = Rn,l(r ) ⋅Yl,ml

(θ,φ )

Determinan la forma y orientación de los orbitales.l = 0 estados s, 1 orbitall = 1, estados p, 3 orbitalesl = 2, estados d, 5 orbitalesl = 3, estados f, 7 orbitales

Υl,ml: Paridad = (-1)l

Nodos [Υl,ml(θ,φ)=0] nº de nodos angulares= l

• s = 0 p = 1 d =2(dz2: 1 superficie cónica) f = 3


l=0 l=1 l=2 l=3m=0 m=0 m=1 m=0 m=1 m=2 m=0 m=1 m=2 m=3

1

2

3

4

Tabla de orbitales atómicos

http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm

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http://www.shef.ac.uk/chemistry/orbitron/


Orbitales s y p

px py pz

s

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Orbitales ddz

2

dx2-y

2

dxy

dyz

dxz


Orbitales f

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Evolución del modelo atómico


Átomos polielectrónicosLa ecuación de Schrödinger no tiene solución exacta para átomos con más de un electrón.Métodos aproximados:• Método del campo autoconsistente de Hartree-Fock

Trata de transformar un problema de Z electrones en Z problemas de un electrón.

• Método orbitalψ = ψ (r1) ψ (r2)... ψ (rN) Trata las repulsiones electrón-electrón de forma aproximada. Cada electrón

experimenta su propio campo central = campo del núcleo + campo del resto de electrones.

http://www.fi.uib.no/AMOS/Hartree/H-F/LINK/H-F/LINK/lindex.html

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Orbitales de Slater. Carga nuclear efectivaCada electrón actua de pantalla de los electrones más alejados del núcleo, reduciendo la atracción entre el núcleo y los electrones distantes.Parte radial:Parte angular: la misma que H

N: cte de normalizaciónρ=r/ao

Z*= carga nuclear efectivan*: número atómico efectivo

Rn (ρ) = Nρn*−1e−Z *ρ / n *


Constante de apantallamiento (1)Determinación de la constante de apantallamiento1. Escribir la configuración electrónica completa y agrupar los orbitales

ns y np, disponer separadamente los demás:(1s)(2s 2p)(3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d) (4f) (5s 5p) (5d) (5f) (5g)….

2. Los electrones a la derecha del grupo de electrones en cuestión no contribuyen al apantallamiento de dichos electrones.

3. Para electrones s o p:a.Los electrones en el mismo (ns np) apantallan 0.35 unidades de carga

nuclear.b.Los electrones en los niveles n-1 apantallan 0.85 unidades de carga

nuclearc.Los electrones en niveles n-2 o inferiores apantallan completamente (1.0

unidades de carga nuclear)

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Constante de apantallamiento (2)4. Para electrones d o f:

a Los electrones en el mismo (nd) o (nf) apantallan 0.35 unidades de carga nuclear.b. Los electrones en grupos situados a la izquierda apantallan completamente (1.0

unidades de carga nuclear)5. Para obtener la carga nuclear efectiva sufrida por el electrón: restaremos a la

carga nuclear verdadera Z la suma de las constantes de apantallamientoobtenidas al aplicar las reglas 2-4.

Carga nuclear efectiva: Z* = Z - Σs

Grupo deelectrones

Los gruposmás altos

El mismogrupo

Grupos conn' = n-1

Grupos conn' < n-1

(1s) 0 0.30

(ns np) 0 0.35 0.85 1.00

(nd) (nf) 0 0.35 1.00 1.00


Niveles de energíaPara H: la energía de los electrones sólo depende de nPara átomos polielectrónicos: la energía de electrones con el mismo n, aumenta al aumentar l.Cuanto mayor es el número atómico, mayor es la atracción que ejerce el núcleo sobre el electrón y menor su energía.Regla (n + l)• Los niveles de energía van

en el orden (n+l) y si dos niveles tienen el mismo valor de (n+l) la menor energía corresponde al que tiene menor n.

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Principio de exclusión de PauliLa energía de un electrón en un átomo está perfectamente definida si se conocen los cuatro números cuánticosEn sistemas multielectrónicos, cada electrón tratará de ocupar el orbital de menor energía, el más estable.Principio de exclusión de Pauli:

Un orbital viene definido por n, l y ml.Por lo tanto un orbital sólo puede acomodoar dos electrones con ms = +1/2 y ms = -1/2.

En un átomo dado, dos electrones no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales


Capa n l ml designación nºorbitales

nºelectrones

nº totalelectrones

K 1 0 0 1s 1 2

L 2 01

0-1 0 1

2s2p

13

26

M 3 012

0-1 0 1

-2 -1 0 1 2

3s3p3d

135

26

10N 4 0

123

0-1 0 1

-2 -1 0 1 2-3 -2 -1 0 1 2 3

4s4p4d4f

1357

26

1014

2

8

18

32

2n2

Capacidad de las capas

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Configuraciones electrónicas y principio de auf-bau

Los átomos se construyen mediante adiciones sucesivas de protones y neutrones al núcleo y del número suficiente de electrones para equilibrar la carga.Cada electrón que se añade ocupara el orbital atómico de menor energía que esté disponible.El orden de llenado es:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p• Los orbitales semillenos y totalmente llenos son más estables que

los orbitales parcialmente llenos.• Para lantánidos y actínidos no se observa regularidad alguna debido

a que las diferencias de energía entre los orbitales d y f son muy pequeñas.


Periodo

1

3

4

5

6

7

2

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Configuraciones

s f d p

He2

2

18

http://www.fi.uib.no/AMOS/Hartree/H-F/LINK/H-F/LINK/configs.html


Configuraciones electrónicas de ionesAtomos neutros y aniones: auf-bauCationes: abbau

Regla de abbau [R.J. Tykody, J. Chem. Educ., 1987, 64, 943]Partir de la configuración electrónica del estado fundamental para el átomo neutro

1. Eliminar los electrones del orbital de mayor n, si hay varios, comenzar por el de mayor valor de l.

2. Una vez vaciados los orbitales de mayor valor de n, eliminar los electrones de los niveles d parcialmente llenos y si hiciera falta más, seguir con los fparcialmente llenos.

3. Si aún fuera necesario eliminar más electrones volver a la regla 1.

30/01/2005

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Configuraciones electrónicas. Regla HundPara un átomo con orbitales degenerados parcialmente ocupados, el estado fundamental es aquel con el momento de spin total máximo y el momento orbital máximo.• El máximo spin se obtiene alineando todos los spines (de los

electrones desapareado) en la misma dirección.

1. The term with maximum multiplicity lies lowest in energy2. For a given multiplicity, the term with the largest value of L

lies lowest in in energy.3. For atoms with less than half-filled shells, the level with the

lowest value of J lies lowest in energy.

Tema 2. Estructura electrónica del átomo - ehu. · PDF file30/01/2005 1 Juan M....

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