6.S: Estructura electrónica de los átomos (resumen)

Tabla de contenidos

6.1: La naturaleza ondulatoria de la luz

La comprensión de la estructura electrónica de los átomos requiere una comprensión de las propiedades de las ondas y la radiación electromagnética. Un conocimiento básico de la estructura electrónica de los átomos requiere una comprensión de las propiedades de las ondas y la radiación electromagnética. Una onda es una oscilación periódica por la cual la energía se transmite a través del espacio. Todas las ondas son periódicas y se repiten regularmente tanto en el espacio como en el tiempo. Las ondas se caracterizan por varias propiedades interrelacionadas.

Estructura electrónica : disposición de los electrones en los átomos

Radiación electromagnética : alias energía radiante ; forma de energía que tiene características de onda y transporta energía a través del espacio. Todos los tipos de radiación electromagnética se mueven a través del vacío a una velocidad de 3.00 X 10 ⁸ m / s (velocidad de la luz) .

Longitud de onda : la distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas

Frecuencia : el número de longitudes de onda completas que pasan un punto dado en 1s

[ nu λ = c ]

donde ( nu ) = frecuencia, (λ ) = longitud de onda y (c ) = velocidad de la luz

La longitud de onda se expresa en unidades de longitud.

Espectro electromagnético : varios tipos de radiaciones electromagnéticas dispuestas en orden de longitud de onda creciente.

La frecuencia se expresa en hercios (Hz), también denotada por s ^-1 o / s

Efectos cuánticos y fotones

Quantum : la menor cantidad de energía que puede emitirse o absorberse como radiación electromagnética

[E = hv ]

donde (E ) = energía, (h ) = constante de Planck, ( nu ) = frecuencia

Constante de Planck = 6,63 X 10 ^-34 J • s

Según la teoría de Planck, la energía siempre se emite o absorbe en múltiplos enteros de hv , por ejemplo, hv , 2hv , 3hv , y así sucesivamente. Decimos que las energías permitidas se cuantifican (es decir, sus valores están restringidos a ciertas cantidades).

6.2: Energía cuantificada y fotones

La radiación de cuerpo negro es la radiación emitida por objetos calientes y no puede explicarse con la física clásica. Max Planck postuló que la energía se cuantificó y puede ser emitida o absorbida solo en múltiplos integrales de una pequeña unidad de energía, conocida como cuántica. La energía de un cuanto es proporcional a la frecuencia de la radiación; la constante de proporcionalidad h es una constante fundamental (constante de Planck). Albert Einstein utilizó la cuantización de la energía para explicar el efecto fotoeléctrico

El efecto fotoeléctrico: cuando los fotones de energía suficientemente alta chocan contra una superficie metálica, el metal emite electrones. Los electrones emitidos son atraídos hacia el otro electrodo, que es un terminal positivo. Como resultado, la corriente fluye en un circuito.

Fotón : incremento más pequeño (un cuántico ) de energía radiante; Un fotón de luz con frecuencia v tiene una energía igual a hv .

Cuando un fotón golpea el metal, su energía se transfiere a un electrón en el metal. Se requiere una cierta cantidad de energía para que el electrón supere las fuerzas atractivas que lo mantienen dentro del metal. Si los fotones tienen menos energía que este umbral de energía, los electrones no pueden escapar de la superficie del metal. Si un fotón tiene suficiente energía, se emite un electrón. Si el fotón tiene más energía de la necesaria, el exceso aparece como energía cinética del electrón emitido.

6.3: Espectros de línea y el modelo de Bohr

Existe una conexión íntima entre la estructura atómica de un átomo y sus características espectrales. La mayor parte de la luz es policromática y contiene luz de muchas longitudes de onda. La luz que tiene una sola longitud de onda es monocromática y es producida por dispositivos llamados láseres, que usan transiciones entre dos niveles de energía atómica para producir luz en un rango muy estrecho de longitudes de onda. Los átomos también pueden absorber la luz de ciertas energías, lo que resulta en una transición desde el estado fundamental o una energía más baja e

Espectros de línea

Se dice que la radiación compuesta de una sola longitud de onda es monocromática .

Espectro : distribución entre varias longitudes de onda de la energía radiante emitida o absorbida por un objeto

Espectro continuo : arco iris de colores, que contiene luz de todas las longitudes de onda. No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo

Espectro de línea : espectro que contiene radiación de solo longitudes de onda específicas

Modelo de Bohr

Los electrones en una órbita permitida tienen una energía específica y se dice que están en un estado de energía “permitida”. Un electrón en un estado de energía permitido no irradiará energía y, por lo tanto, no irá en espiral hacia el núcleo.

[E_n = -R_H dfrac {1} {n ^ 2} ]

R _H = constante de Rydberg: 2,18 X 10 ^-18 J

n = número cuántico principal, corresponde a las diferentes órbitas permitidas para el electrón

Todas las energías dadas por esta ecuación serán negativas. Cuanto más baja (más negativa) es la energía, más estable es el átomo. El estado de energía más bajo es aquel para el cual n = 1.

Estado fundamental: estado de energía más bajo de un átomo, n = 1

Estado excitado: cuando el electrón está en una órbita de energía más alta (menos negativa), n = 2 o más

Si n se vuelve infinitamente grande (∞), el electrón está completamente separado del núcleo:

[E_∞ = (-2.18 veces 10 ^ {- 18} J) left ( dfrac {1} {∞ ^ 2} right) = 0 ]

Por lo tanto, el estado en el que se elimina el electrón del núcleo es el estado de referencia, o energía cero, del átomo de hidrógeno. Es importante recordar que este estado de energía cero es más alto en energía que los estados con energías negativas

Los electrones pueden cambiar de un estado de energía a otro al absorber o emitir energía radiante. La energía radiante debe ser absorbida para que un electrón se mueva a un estado de mayor energía, pero se emite cuando el electrón se mueve a un estado de menor energía. .

[ Delta E = E_f – E_i ]

Si n _f> n _i, entonces ∆E es positivo, la energía radiante se absorbe

Si n _f i , entonces ∆E es negativo, se emite energía radiante

6.4: El comportamiento ondulatorio de la materia

Un electrón posee propiedades de partículas y ondas. Louis de Broglie demostró que la longitud de onda de una partícula es igual a la constante de Planck dividida por la masa multiplicada por la velocidad de la partícula. El electrón en las órbitas circulares de Bohr podría describirse como una onda estacionaria, una que no se mueve a través del espacio. El principio de incertidumbre de Werner Heisenberg establece que es imposible describir con precisión tanto la ubicación como la velocidad de las partículas que exhiben un comportamiento ondulatorio.

Momentum : el producto de la masa, m , y la velocidad, v , de una partícula

Ondas de materia : término utilizado para describir las características de onda de una partícula

[λ = h / mv ]

λ = longitud de onda, h = constante de Planck, m = masa, v = velocidad

El principio de incertidumbre

Principio de incertidumbre : la teoría presentada por primera vez por Heisenberg afirma que es imposible determinar tanto el momento exacto del electrón como su ubicación exacta.

6.5: Mecánica cuántica y orbitales atómicos

Existe una relación entre los movimientos de los electrones en los átomos y las moléculas y sus energías que se describe por la mecánica cuántica. Debido a la dualidad onda-partícula, los científicos deben lidiar con la probabilidad de que un electrón se encuentre en un punto particular del espacio. Para hacerlo, se requirió el desarrollo de la mecánica cuántica, que utiliza funciones de onda para describir la relación matemática entre el movimiento de los electrones en los átomos y las moléculas y sus energías.

Funciones de onda : representada por ψ , función de cuadrado de onda, ψ ² , proporciona información sobre la ubicación de un electrón cuando está en un estado de energía permitido.

Densidad de probabilidad : representada por ψ ² , valor que representa la probabilidad de que se encuentre un electrón en un punto dado en el espacio

Densidad de electrones : la probabilidad de encontrar un electrón en cualquier punto particular de un átomo. Igual ψ ² .

Orbitales y números cuánticos

– Orbital : estado de energía permitido de un electrón en el modelo mecánico cuántico del átomo; También se utiliza para describir la distribución espacial de un electrón. Definido por el valor de 3 números cuánticos; n, l, ym _l .

Valor de l

0

1

2

3

Carta utilizada

s

p

d

f

El número cuántico principal, n , puede tener valores integrales de 1, 2, 3 y así sucesivamente. A medida que n aumenta, el orbital se hace más grande; el electrón tiene una energía más alta y está más alejado del núcleo.

El segundo número cuántico, l , puede tener valores integrales de 0 a n – 1 para cada valor de n . Este número cuántico define la forma del orbital. Generalmente designado por las letras s , p , d y f . Estos corresponden a valores que van de 0 a 3.

El número cuántico magnético, m _l , puede tener valores integrales entre l y –l , incluido cero. Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio.

Cubierta de electrones : colección de orbitales con el mismo valor de n

Subshell : uno o más orbitales con el mismo conjunto de n y l valores

Cada capa se divide en el número de subcapas igual al número cuántico principal, n , para esa capa. El primer shell consiste solo en el subshell 1s; la segunda capa consiste en dos subcapas, 2s y 2p; el tercero de tres subshell, 3s, 3p y 3d, y así sucesivamente.

Cada subshell se divide en orbitales. Cada s subshell consta de un orbital; cada p subshell de tres orbitales, cada d subshell de cinco, y cada f subshell de siete orbitales.

6.6: Representación 3D de orbitales

Los orbitales con l = 0 son orbitales sy son esféricamente simétricos, con la mayor probabilidad de encontrar el electrón en el núcleo. Los orbitales con valores de n> 1 y l = 0 contienen uno o más nodos. Los orbitales con l = 1 son orbitales p y contienen un plano nodal que incluye el núcleo, dando lugar a una forma de mancuerna. Los orbitales con l = 2 son d orbitales y tienen formas más complejas con al menos dos superficies nodales. l = 3 orbitales son f orbitales, que son aún más complejos.

Los orbitales s: 1s orbital: la figura más estable, esféricamente simétrica, indica que la probabilidad disminuye a medida que nos alejamos del núcleo. TODOS LOS s ORBITALES SON ESFÉRICAMENTE SIMÉTRICOS.

Superficies nodales (nodos) : regiones intermedias donde ψ ² se pone a cero. El número de nodos aumenta con el valor creciente del número cuántico principal, n .

Los p Orbitales: La densidad de electrones se concentra en dos lados del núcleo, separados por un nodo en el núcleo. Los orbitales de una subshell dada tienen el mismo tamaño y forma, pero difieren entre sí en orientación. El eje a lo largo del cual se orienta el orbital no está relacionado con m _l .

6.7: Átomos de muchos electrones

Además de los tres números cuánticos (n, l, ml) dictados por la mecánica cuántica, se requiere un cuarto número cuántico para explicar ciertas propiedades de los átomos. Este es el número cuántico de espín de electrones (ms), que puede tener valores de + ½ o ½ para cualquier electrón, correspondiente a las dos orientaciones posibles de un electrón en un campo magnético. Esto es importante para la química porque el principio de exclusión de Pauli implica que ningún orbital puede contener más de dos electrones (con espín opuesto).

Aunque las formas de los orbitales para los átomos de muchos electrones son las mismas que para el hidrógeno, la presencia de más de un electrón cambia enormemente las energías de los orbitales. En el hidrógeno, la energía de un orbital depende solo de su número cuántico principal, sin embargo, en muchos átomos de electrones, las repulsiones electrón-electrón hacen que diferentes subcapas tengan diferentes energías

Carga nuclear efectiva

Carga nuclear efectiva : carga positiva neta que atrae electrones

[Z_ {eff} = Z – S ]

Z _ef = carga nuclear efectiva

Z = número de protones en el núcleo

S = número promedio de electrones entre el núcleo y el electrón en cuestión

Efecto de detección : efecto de los electrones internos en la disminución de la carga nuclear experimentada por los electrones externos

Energías de los orbitales

La medida en que un electrón será explorado por los otros electrones depende de su distribución electrónica a medida que nos movemos hacia afuera del núcleo.

En un átomo de muchos electrones, para un valor dado de n, Z _eff disminuye al aumentar el valor de l.

En un átomo de muchos electrones, para un valor dado de n, la energía de un orbital aumenta al aumentar el valor de l.

Degenerado : orbitales que tienen la misma energía

Giro electrónico y el principio de exclusión de Pauli

Giro de electrones : propiedad del electrón que hace que se comporte como si fuera un pequeño imán. El electrón se comporta como si estuviera girando sobre su eje; El espín electrónico está cuantizado.

Número cuántico de espín electrónico : denotado como m _s . Solo puede tener dos valores posibles, + ½ y –½, que podemos interpretar como indicativos de las dos direcciones opuestas en las que puede girar el electrón.

Principio de exclusión de Pauli : establece que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos n , l , m _l , m _s . Esto significa que si deseamos poner dos electrones en un orbital y satisfacer el principio de exclusión de Pauli, nuestra única opción es asignar diferentes valores m _s a los electrones. Como solo hay dos valores, podemos concluir que un electrón puede contener un máximo de dos electrones y deben tener espines opuestos .

6.8: Configuraciones de electrones

Basado en el principio de Pauli y el conocimiento de las energías orbitales obtenidas usando orbitales similares al hidrógeno, es posible construir la tabla periódica llenando los orbitales disponibles comenzando con los orbitales de energía más baja (el principio aufbau), que proporciona elevarse a una disposición particular de electrones para cada elemento (su configuración electrónica). La regla de Hund dice que la disposición de electrones de energía más baja es la que los coloca en orbitales degenerados con espines paralelos.

Configuración de electrones : la forma en que los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales. La configuración electrónica más estable o de tierra de un átomo es aquella en la que los electrones están en el nivel de energía más bajo posible

Diagrama orbital : representación de la configuración electrónica en la que cada orbital está representado por un recuadro y cada electrón por una media flecha. Una media flecha apuntando hacia arriba representa un electrón con espín positivo; uno que apunta hacia abajo representa un electrón con un giro negativo.

Escritura de configuraciones electrónicas

Regla de Hund : regla que establece que los electrones ocupan orbitales degenerados de tal manera que se maximiza el número de electrones con el mismo giro. En otras palabras, cada orbital tiene un electrón colocado antes de que aparezcan los electrones en los orbitales. Tenga en cuenta que esta regla se aplica a los orbitales que son degenerados , lo que significa que tienen la misma energía.

Electrones de valencia : electrones en las capas externas

Electrones centrales : electrones en las capas internas

Elementos de transición : alias Metales de transición ; elementos de los orbitales d

Elementos lantánidos : alias Elementos de tierras raras ; 14 elementos de los orbitales 4f, # 58-71

Elementos actínidos : 14 elementos de orbitales 5f, # 90-103. La mayoría no se encuentran en la naturaleza.

6.9: Configuraciones de electrones y tabla periódica

La disposición de los átomos en la tabla periódica da como resultado bloques correspondientes al llenado de los orbitales ns, np, nd y nf para producir las propiedades químicas distintivas de los elementos en el bloque s, bloque p, bloque d y f bloque, respectivamente.

Elementos principales del grupo : alias Representantes ; s y p elementos de bloque

Metales de bloque F : 28 elementos ubicados debajo de la mesa, f elementos de bloque