Estructura del atomo

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Tema 2. Estructura electrónica de los átomos
Los números cuánticos
En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición de los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón.
Número cuántico principal (n).                            Puede tomar valores n = 1, 2, 3,...
Este número está relacionado conla distancia promedio entre el núcleo y el electrón.
Mayor distancia ‹—› mayor energía ‹—› menor estabilidad
Número cuántico del momento angular (l).          Puede tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1
Este número indica la forma de los orbitales

Número cuántico magnético (ml).                         Puede tomar valores ml = -l, -(l-1),···,0,···,(l-1),l
Este número describe la orientacióndel orbital en el espacio
Número cuántico de spin electrónico (ms).            Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2
Este número describe el campo magnético que genera un electrón cuando rota sobre si mismo.
Representación de los orbitales atómicos.
Orbitales s

Orbitales p

Orbitales d

Números cuánticos y orbitales

Configuraciones electrónicas
Energía de los orbitales
Para elátomo de hidrógeno la energía está determinada por el número cuántico principal | Para el átomos polielectrónicos la energía está determinada por el número cuántico principal y por el número cuántico secundario |
|
Principio de exclusión de Pauli
Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales
Si dos electrones tienen iguales n, l y ml por tanto se encuentranen el mismo orbital
Es necesario que un electrón tenga un ms =1/2 y el otro un ms = -1/2
Ejemplo:
He(2 electrones): | n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 1s2 |
Ne(10 electrones): | n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 1s2 |
| n = 2,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 2s2 |
| n = 2,     l = 1,     ml = -1    ms = +1/2, -1/2 | 2px |
| n = 2,     l= 1,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 2py |
| n = 2,     l = 1,     ml = 1     ms = +1/2, -1/2 | 2pz |
La configuración electrónica será:        1s22s22p6       o bien      [He]2s22p6 |

Orden de llenado de los orbitales atómicos. Regla de Hund
 El orden de llenado de los orbitales se hace en orden creciente de energía. Según se muestra en la figura.Regla de Hund La configuración másestable en los subniveles es aquella que tenga mayor multiplicidad.
La multiplicidad se define como:P = 2S+1       Donde: | |
Supongamos 2 electrones en los orbitales p, existen dos posibilidades
Caso a: | | a es más estable que b |
Caso b: | | |
Excepciones a la regla de llenado.
Los orbitales semilleros presentan una estabilidad extra.

Esto hace que en metales de transición, elementoscomo el Cromo llenen antes los orbitales 3d que se llene completamente el orbital 4s

Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo.

Configuración electrónica de Metales de Transición.

La tabla periódica y las configuraciones electrónicas

La configuración electrónica en iones monoatómicos
Los electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía másalto.

Propiedades periódicas
Radios atómicos
Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia elemental
|  Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derechaAl aumentar el número de electrones y de protones hace que aumenten las fuerzas atractivasAumenta en un mismo grupo de arriba abajo.Al aumentar el número de niveles energéticos aumenta el tamaño. |
||

Su variación en la tabla periódica es equivalente al de los radios atómicos.Un anión, al ganar electrones presenta un aumento en la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio aniónico sea mayor que el atómico. | |
Radio iónico
Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio del catión sea menor que el...
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