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QUIMICA GENERAL

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QUIMICA GENERAL

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  1. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en Física

  2. UNIDAD II: Distribución de electrones en los átomos Teoría cuántica. Significado y valores de los números cuánticos. Orbitales atómicos. Configuración electrónica y clasificación periódica de los elementos. Principio de exclusión de Pauli y Regla de Hund. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Propiedades periódicas. Potencial de ionización. Electroafinidad. Electronegatividad

  3. Objetivos • Introducción del concepto de orbital atómico. • Descripción de los números cuánticos en los orbitales atómicos. • Descripción de las características de los orbitales, s, p y d: tamaño y forma de los orbitales. • Estructura electrónica de los átomos polielectrónicos. • Principio de “aufbau”. • Principio de exclusión de Pauli. • Regla de máxima multiplicidad de Hund. • Justificación de la Tabla periódica de los elementos. • Electrones internos o del carozo y electrones de valencia. • Propiedades periódicas.

  4. Modelo atómico de la mecánica ondulatoria Era necesario una nueva mecánica que tuviera en cuenta la naturaleza ondulatoria de la materia

  5. Modelo atómico La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con los modelos de la Mecánica clásica, a los espectros de átomos con más de un electrón. Se fundamenta en dos hipótesis 1- La dualidad onda corpúsculo De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por: donde h es la constante de Planck, 6.626 ×10-34 J.s Davisson y Germer (1927) demostraron la difracción de los electrones (“partículas”) de la misma manera que lo hace la luz, es decir, se comportan y son ondas en ciertas circunstancias.

  6. Modelo atómico 2- Principio de incertidumbre de Heisenberg Del mismo modo que para medir un espesor hay que utilizar una regla graduada en unidades más pequeñas que el propio espesor, para ver el electrón habrá que emplear luz de longitud de onda menor que su tamaño. Al proyectar luz, algún fotón componente chocaría con el electrón. Heisenberg demostró la imposibilidad de conocer con precisión, y simultáneamente, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio. El error que se comete al medir la posición y la cantidad de movimiento de un electrón, están relacionadas por: La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con los modelos de la Mecánica clásica, a los espectros de átomos con más de un electrón.

  7. Ecuación de ondas de Schrödinger • Schröndinger propuso (1927) una ecuación de ondapara explicar el movimiento de partículas subatómicas. Su idea era describir cualquier partícula con propiedades de onda mediante una ecuación matemática denominada función de ondas. Si se acepta que cada partícula lleva asociada una onda, debe haber una ecuación que describa esta onda. • Formuló la ecuación de ondas por intuición matemática. • Utilizó la ecuación clásica de las ondas estacionarias. • Condiciones que debe cumplir el electrón: • Debe encontrarse a una distancia finita. • La probabilidad de encontrar el electrón en cualquier unidad de volumen a una dada distancia, debe tener un valor finito. • Hipótesis de De Broglie: onda asociada al electrón:  = h/p

  8. Ecuación de ondas de Schrödinger Términos conocidos: m y V(x, y, z) Incógnitas: E y (x, y, z) La solución de la ecuación de Schrödinger da como resultado funciones de onda, que describen la ubicación y las propiedades de los electrones en los átomos.

  9. Significado físico de  y 2 • Función de onda: describe las propiedades ondulatorias de la partícula (electrón) •  es simplemente una función matemática. • Carece de significado físico. •  puede ser real o imaginaria (en sentido matemático). • Sí es real corresponde a la amplitud de la onda (puede ser + o -) • Densidad de probabilidad:2dxdydz (= 2dv) es la probabilidad de encontrar al electrón en un pequeño elemento de volumen dv.

  10. Interpretación de Born de la función de onda Si la función de onda de una partícula tiene un valor  en un punto x, la probabilidad de encontrar a esa partícula entre x y x + dx es proporcional al ||2dx ||2es la densidad de probabilidad

  11. Interpretación de Born de la función de onda El signo de una función de onda no tiene significado físico directo, ya que si la amplitud es igual, una región con valor positivo y otra con negativo tienen el mismo cuadrado y por tanto la misma distribución de probabilidad

  12. Solución de la ecuación de ondas Cada solución de la ecuación de Schrodinger se identifica con tres números cuánticos. Estos números cuánticos no fueron introducidos arbitrariamente, sino que aparecen lógicamente durante la resolución matemática de la ecuación de ondas

  13. Números cuánticos • Número cuántico principal (n): Describe el tamaño de un orbital (la distancia promedio de un electrón en el orbital, respecto del núcleo)y determina en gran parte su energía. • n solo puede tomar valores enteros positivos empezando con el 1 n = 1, 2, 3, 4…… • A cada valor de n en un átomo, le corresponde un nivel de energía principal o capa. • A cada valor de n se le asigna una letra: K (n = 1), L (n = 2), M (n= 3), N, O, P, Q (para cada letra el valor de n se incrementa en una unidad ).

  14. Números cuánticos • Número cuántico de momento angular o azimutal (ℓ): Determina laforma de los orbitales. Todos los orbitales de una subcapa tienen el mismo número cuántico de momento angular (ℓ)además del mismo número cuántico principal (n). ℓ puede tomar valores enteros positivos desde 0 hasta (n -1). ℓ= 0, 1, 2, 3,……………(n-1) • Cada nivel principal n incluye n subniveles • A cadavalor deℓ se le asignan letras ℓ: 0 1 2 3 4.... s p d f g....

  15. Números cuánticos • Número cuántico magnético (mℓ):Describe la direcciónen la que se proyecta el orbital en el espacio, designa el numero de orbítales contenidos en cada subnivel. • Tiene valores enteros desde -ℓ hasta +ℓ mℓ: -ℓ …………0………… +ℓ • Para cada valor de ℓ hay (2ℓ + 1) valores enteros de mℓ, es decir, en cada subnivel, habra (2ℓ +1) orbitales.

  16. Números cuánticos • Número cuántico de espín (ms): Introducido por Dirac, matemáticamente y sin ningún significado físico, para completar la teoría de Schrödinger. Toma los valores +1/2 y -1/2

  17. El cuarto número cuántico. Espín electrónico Experimento de Stern-Gerlach: Los campos magnéticos se producen por el movimiento de partículas cargadas. Un solo electrón, que gira sobre sí mismo y se mueve alrededor de un núcleo se comporta como una corriente fluyendo a través de un circuito cerrado de resistencia cero. Es decir actúa como un pequeño magneto de barra con momento magnético permanente y característico. La desviación de los átomos dependerá de la orientación relativa del campo magnético y del magneto (del electrón en el átomo de hidrógeno). A un electrón sólo le están permitidas dos orientaciones de espín que corresponden a los números cuánticos ms de +1/2 o -1/2

  18. Número cuántico magnético de espín, ms “spin” significa girar sobre si mismo. Hay dos posibilidades de giro del electrón, en sentido horario o en sentido antihorario, exactamente a la misma velocidad. El espín de un electrón se indica con una flecha ()para indicar el giro en sentido horario ( )para indicar el giro en sentido antihorario. Estos dos estados se distinguen mediante un cuarto número cuántico, el número cuántico magnético de espín (ms). ms = +1/2 y -1/2. Estos valores no dependen de los valores de n, ℓ o mℓ Si dos electrones tienen el mismo valor de ms, se dice que tienen los espines paralelos. Si los valores de ms difieren, se dice que están apareados

  19. Números cuánticos

  20. Orbitales • La función de onda  para una combinación dada de valores de n, l y ml se llama orbital No hay que confundir el término orbital con el de órbita del modelo de Bohr • Un orbital atómico es un estado del electrón y se define como la región del espacio donde La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90%. • Un orbital atómico, tiene una energía característica y una distribución característica de la densidad electrónica en el espacio, lo que le da su forma característica.

  21. Designación de los Orbitales

  22. Capas y subcapas

  23. Valores de los números cuánticos Número total de orbitales en cada capa

  24. Modelo actual. Resumen • El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones. • Orbital: zona del espacio en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. • Los electrones se “sitúan” en orbitales, los cuales tienen capacidad para “alojar” dos de ellos: • 1ª capa: 1 orb. s (2 e-) • 2ª capa: 1 orb. s (2 e-) + 3 orb. p (6 e-) • 3ª capa: 1 orb. s (2 e-) + 3 orb. p (6 e-) 5 orb. d (10 e-) • 4ª capa: 1 orb. s (2 e-) + 3 orb. p (6 e–) 5 orb. d (10 e-) + • 7 orb. f (14 e-) • Y así sucesivamente…

  25. Forma de los orbitales s • Subnivel s (ℓ = 0; mℓ = 0): • Tienen forma esférica • La probabilidad de encontrar al electrón es la misma en • todas las direcciones radiales • La distancia media del electrón al núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s

  26. Forma de los orbitales p Subnivel p (ℓ = 1; mℓ = -1, 0, 1): dentro de cada subnivel p hay tres orbitales con orientaciones diferentes px, py, pz. Estos orbitales son idénticos en tamaño, forma y energía. Los dos lóbulos están separados por un plano llamado plano nodal que atraviesa el núcleo. En dicho plano, nunca se encuentra un electrón p.

  27. Forma de los orbitales d • Subnivel d (ℓ = 2; mℓ = -2, -1, 0, 1, 2): dentro de cada subnivel d hay cinco orbitales con orientaciones diferentes. • Según los ejes:dz2; dx2-y2 • Según los planos:dxy; dxz; dyz. El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es el orbital

  28. Forma de los Orbitales f • Subnivel f (ℓ = 3; mℓ = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3): dentro de cada subnivel f hay siete orbitales con orientaciones diferentes.

  29. Atomos polielectrónicos Configuración electrónica

  30. Principio de exclusión de Pauli “Dos electrones en un átomo, no pueden tener iguales los cuatro números cuánticos”. Para idénticos valores de n,ℓ,ymℓ, deben diferir en ms. Como resultado de este principio, cada orbital podrá contener como máximo dos electrones y deberán tener sus espines opuestos.

  31. Capacidad de niveles, subniveles y orbitales • Cada nivel principal de número cuántico n, tiene un total de n subniveles. • Cada subnivel de número cuántico ℓ tiene un total de (2ℓ +1) orbitales. • Cada orbital puede tener hasta dos electrones con espines opuestos. El número máximo de electrones en un subnivel es 2 (2ℓ +1). • El número total de electrones en un nivel es 2n2

  32. Capacidad de niveles, subniveles y orbitales

  33. Expresa que hay un e en el subnivel 1s Expresa que n es igual a 1 1S1 Expresa que ℓ es igual a 0 Configuración electrónica • La estructura electrónica de un átomo se indica mediante su configuración electrónica. • La configuración electrónica muestra una lista de todos los orbitales ocupados indicando el número de electrones que cada uno contiene . Se lee“uno ese uno”

  34. Principio de Aufbau • Para encontrar la configuración electrónica de cualquier átomo, a medida que Z aumenta en una unidad, los electrones se agregan de a uno a los orbitales, simultáneamente con el agregado de uno en uno de protones en el núcleo y siempre ocupandoel nivel de menor energía. En este principio se basa la construcción del sistema periódico.

  35. Energía de los orbitales Mientras que para el átomo de hidrógeno los orbitales 2s y 2p tienen la misma energía, para los átomos polielectrónicos no es así siendo el orbital 2s de menor energía que el 2p.

  36. Energía de los orbitales • En los átomos polielectrónicos, la energía de los orbitales de un mismo nivel energético (igual n) viene determinada en “gran medida” por el carácter penetrante de los diferentes tipos de orbitales. Por lo general, cuanto mayor sea el carácter penetrante de un orbital, menor será el apantallamiento de la carga nuclear y, por tanto, menor la energía de ese orbital. • El orden de energía en los átomos polielectrónicos es: ns < np < nd < nf porque, en una capa determinada, los orbitales s son los más penetrantes y los orbitales f los menos penetrantes

  37. Orden de llenado de los orbitales

  38. Orden de llenado de los subniveles • Una regla sencilla: Se llena primero, aquel subnivel que tenga la suma (n+ ℓ) más baja. Subnivel 4s (n = 4, ℓ = 0; 4+0 = 4) se llena antes que el subnivel 3d (n = 3, ℓ = 2; 3+2 = 5) • Cuando (n+ℓ) da el mismo valor para dos subniveles, se llenará primero aquel que tenga menor valor de n. Por ej., 3d (3+2=5) se llena antes que 4p (4+1=5)

  39. Configuración electrónica • El diagrama orbitalindica la distribución de los electrones dentro de los orbitales. Representando con flechas  el espín del electrón: • ms = +1/2 () ; ms = -1/2 () • Cada orbital se representa como  ó ( ) ó __ • Dentro del orbital, como máximo podemos poner dos electrones con espines opuestos

  40. Configuración electrónica 1H 1s1 ( ) 2He 1s2() 3Li 1s2 2s1 () ( ) 4Be 1s2 2s2 () () 5B 1s2 2s2 2p() () ( ) ( ) ( ) 6C1s2 2s2 2p2 () ()( ) ( ) ( ) Regla de Hund (se puede aplicar a átomos, iones o moléculas) establece que los electrones deben ocupar todos los orbítales de un subnivel dado en forma individual, antes que se inicie el apareamiento . La distribución más estable de electrones en los subniveles será aquella que tenga el mayor número de espines paralelos

  41. Orden de llenado de los subniveles

  42. Orden de llenado de los subniveles Los elementos del 21Sc al 29Cu llenan los orbitales 3d de acuerdo a la regla de Hund. Capacidad del subnivel 3d: 10 electrones 21Sc 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 24Cr 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 25Mn 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 29Cu1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 30Zn 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

  43. Propiedades magnéticas de la materia • Paramagnetismo: es una propiedad característica de las sustancias con momentos magnéticos permanentes, y esta asociado a la presencia de electrones sin aparear en un átomo, ión o molécula. • Diamagnetismo: Si todos los electrones están apareados, se anulan los efectos de los espines electrónicos, siendo una sustancia diamagnética.

  44. ¿Que electrones se desprenden durante la ionización? • Al formarse un ion, se pierden uno o más electrones del nivel con valor de n más alto, ocupado. • En los metales de transición se pierden primero los electrones ns y después los (n-1) d

  45. Diagrama de energía de los orbitales atómicos Se muestran las energías de los orbitales de los elementos de la tabla periódica. Desde el Ga (Z = 31) en adelante, los orbitales 3d se encuentran bastante por debajo de los orbitales 4s, y los electrones periféricos son claramente los de las subcapas 4s y 4p. En estos elementos, los orbitales 3d no se consideran ya orbitales de valencia.

  46. Tabla periódica o clasificación periódica de los elementos • La tabla periódica está organizada en base a las configuraciones electrónicas de los átomos. • La ley periódica establece que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

  47. Tabla periódica de los elementos

  48. Tabla periódica de los elementos • La tabla periódica tiene dieciocho columnas verticales llamadas grupos o familias y siete filas horizontales llamadas periodos, que empiezan en un metal alcalino y terminan en un gas noble. • La IUPAC aconseja numerar los grupos del uno al dieciocho. • Las tablas de uso corriente distinguen dos tipos de grupos, los A y los B. Hay ocho grupos A y ocho grupos B.