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Modelo Mecano-cuántico

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by

paola andrea

on 14 April 2016

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Transcript of Modelo Mecano-cuántico

Unidad I: Modelo Mecano-cuántico
Profesora Paola Santander Cortés
1. Aportes de Científicos
al Modelo Mecano-cuántico
Objetivos:
- Conocer y comprender las investigaciones científicas más importantes que se relacionan con el modelo atómico aceptado en la actualidad (mecano-cuántico)
- Describir, explicar y apreciar el aporte de estas investigaciones científicas en la comprensión del mundo que nos rodea.

2. Números Cuánticos
Objetivos:
- Comprender que el Modelo mecano cuántico surge con la intención de facilitar el estudio de la química moderna.
- Comprender el significado de los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) que posibilitan la caracterización de diversos átomos.
- Relacionar los números cuánticos con formas energéticas en el espacio del átomo.

3. Principio de construcción de llenado de orbitales
Objetivo:
Comprender la organización de los electrones en cada uno de los niveles de energía de diversos átomos.
4. Configuración Electrónica
Objetivos:
Comprender la organización de los electrones en cada uno de los niveles de energía de diversos átomos y su expresión gráfica a través de la configuración electrónica.
Objetivo de la Unidad:
- Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del modelo mecano-cuántico.

(1900)
Max Planck
(1905)
Albert Einstein
(1913)
Niels Bohr
Efecto fotoeléctrico, comportamiento dual
de energía contínua a "Cuanto"
(1873)
James Maxwell
Radiación electromagnética
Emisión y Absorción
(1924)
Louis de Broglie
Naturaleza dual del electrón onda - partícula
Mecánica Cuántica
(1926)
Erwin Schrödinger
Ecuación matemática del comportamiento dual
Demostró teóricamente que la luz visible contaba con ondas electromagnéticas (poseen campo eléctrico y campo magnético) y que además era capaz de transportar energía
Consideró la luz constituida por pequeñas partículas a las que llamó fotones; los fotones transportan una cantidad determinada de energía, según la relación de Planck.
Postuló que los fotones, al chocar con un electrón de la lámina metálica, le ceden su energía totalmente. De esta forma, se vencen las fuerzas de unión electrón- metal, logrando que los electrones escapen del metal.
Revolucionó los conceptos de la época al explicar el fenómeno de la energía radiante.
Anterior a él (en la Física Clásica) se pensaba que la energía podía ganarse o perderse en forma continua y liberando "cualquier" cantidad de energía.
Planck propuso que los átomos y moléculas podían emitir o absorber energía solo en cantidades discretas, (en números enteros múltiplos de cantidades bien definidas) a las que llamó
cuantos
de energía
Quiso “explicar”como se comporta el electrón, en el átomo.
Postulados del Modelo de Bohr.
• En el átomo de hidrógeno existen estados estacionarios, en los que el electrón puede girar sin emitir energía, es decir, haciendo del átomo un sistema estable.
• Cuando el átomo absorbe o emite energía en forma de radiación, el electrón se mueve de una órbita a otra.
• Dentro de las órbitas permitidas o estados estacionarios, los principios de la Física clásica son válidos, pero cuando el electrón salta de una de estas órbitas a otra (emisión o absorción de radiación), el proceso es controlado por la teoría cuántica de Planck y Einstein.
• Los diferentes estados estacionarios quedan descritos por un número entero, llamado número cuántico principal (n).
El modelo de Bohr explica perfectamente el espectro atómico del hidrógeno, un átomo formado por un protón y un electrón, pero no es aplicable a la explicación de los espectros de átomos que contienen más de un electrón: los átomos polielectrónicos.
Considerando los argumentos de Einstein sobre la naturaleza ondulatoria de la luz que presentaba también características de partícula, lo llevó a hacer la siguiente consideración inversa: “¿Por qué los electrones de naturaleza probada como partículas, no pueden tener también características de onda?” Aún más, “¿Por qué no podría llegar toda la materia a presentarse como ondas?” Así, De Broglie propuso que una partícula de masa m, como el electrón, que está en movimiento, tiene una onda asociada.
Con la teoría de Erwin Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en órbitas alrededor del núcleo tal como lo había propuesto Niels Bohr, sino que en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones
Comienza una nueva era de la Física !!
Describió el comportamiento del electrón en un átomo, de acuerdo a consideraciones estadísticas "Ecuación de Schrödinger"
Con la teoría y ecuación de Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en órbitas alrededor del núcleo tal como lo había propuesto Niels Bohr, sino que en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones.
En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg se dio cuenta de que las reglas de la probabilidad que gobiernan las partículas subatómicas nacen de la paradoja de que dos propiedades relacionadas de una partícula (posición y cantidad de movimiento) no pueden ser medidas exactamente al mismo tiempo. Cualquier intento de medir ambos resultados conlleva a imprecisiones.
Principio de Incertidumbre de Heisenberg dice que:
"Es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y cantidad de movimiento de un electrón"
Entonces, el modelo mecano -cuántico trabaja en base a probabilidades; en donde, los electrones giran alrededor del núcleo sin trayectoria definida, formando una nube difusa, de carga negativa y densidad variable:
- Difusa: su carga se distribuye en un amplio espacio.
- Carga negativa: porque los electrones tienen carga negativa.
- Densidad variable: los electrones pasan más tiempo en ciertas zonas del átomo, lo que los hace más probable encontrarlos en algunas zonas que en otras.
Nube Electrónica
Se diferencia del concepto del átomo de Bohr porque cambia el concepto de órbita por el de
Orbital atómico
Números Cuánticos
Nacen con la intención de ayudarnos a buscar la zona más probable de encontrar un electrón.
Número Cuántico Principal (n):
Indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón. A mayor n, mayor distancia del núcleo.
Indica la forma del orbital.
Su valor depende de n y toma valores desde 0 ... a ... (n-1).
Número Cuántico Secundario o Azimutal (l):
Número Cuántico Magnético (m):
Indica la orientación del orbital en el espacio.
Su valor depende de l y toma valores desde -l ... 0 ... -l.
Indica el spin electrónico (giro delelectrón).
Si gira a la derecha se simboliza por +1/2 y si gira a la izquierda -1/2.
Número Cuántico Spin (s)o Magnético de Spin (ms):
1925 George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit
1.- ¿En qué consiste el Principio de Incertidumbre?

2.- ¿Qué diferencia hay entre los conceptos de orbita y de orbital?

3.- ¿Qué son los números cuánticos?

4.- ¿Qué información nos entregan los números cuánticos: principal, secundario, magnético y de espín?. ¿Cuáles son sus valores teóricos?

5.- ¿Cuáles son los átomos polielectrónicos? Señala un ejemplo

Ejercicios :)
n l m s
Regla de Rydberg
Sirve para predecir la máxima cantidad de electrones que pueden existir en cada nivel de energía (n).
Principio de exclusión de Pauli
"No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales"
Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
"En orbitales de igual energía, la distribución de electrones más estable es la que tiene mayor número de espines paralelos"
Principio de Aufbau o de mínima energía
"Los orbitales atómicos se llenan de menor a mayor energía"
2 n
2
x
Donde n = nivel de energía
Funciona bien hasta el cuarto nivel de energía.
Ejercicio:
Prediga cuántos electrones podrían existir en cada uno de los cuatro niveles de energía.
1925
... Porque al menos el espín (s) o (ms) será distinto
Paramagnetismo y diamagnetismo
- Diamagnéticas
Contiene espines no pareados
Son atraídas por un imán
Contiene sólo espines pareados
- Paramagnéticas
Las moléculas pueden ser:
No son atraídas por un imán
1927
Por convención el primer electrón ingresa hacia arriba,por lo tanto, +1/2
Aufbau = Construir
(Alemán) Sobre
Las flechas que se trazan en el diagrama de diagonales unen a las subcapas cuyos valores de n y l suman lo mismo
Configuración Electrónica Completa
Es la Configuración Electrónica que se obtiene siguiendo el Diagrama de Möller para realizar el llenado de orbitales.
Configuración Electrónica abreviada
Los Gases Nobles tienen los niveles de energía completos, por eso no reaccionan y se llaman gases inertes, se ubican en el último grupo de la Tabla Periódica.
Números cuánticos del electrón diferencial
Excepciones al principio de mínima energía
¿Ganar o perder electrones?
Para saber hasta donde se escribe, debemos considerar el Z de cada elemento.
No olvidar...
Número de Protones = Número de Electrones
Z = Número Atómico
Z = número de Protones
En un átomo neutro:
Por lo tanto, en una átomo neutro:
Z = Número de Electrones
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s ....
2 2 6 2 6 2 10 6 2
Si = 1s 2s 2p 3s 3p
Ejemplo:
2 2 6 2 2
14
Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2 2 6 2 6 2 6
26
Todos los elementos químicos (excepto Hidrógeno) pueden abreviar su configuración con el gas noble anterior, de la siguiente manera:
Li = [He] 2s
C = [He] 2s 2p
Mg = [Ne] 3s
P = [Ne] 3s 3p
Ti = [Ar] 4s 3d
Ni = [Ar] 4s 3d
Sn = [Kr] 5s 4d 5p
1
2 2
2
2 3
2 2
2 8
2 10 2
3
6
12
15
22
28
50
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