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    6.1-Teoria Cuantica

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    Ney Brii
    El documento describe el modelo atómico de Bohr, incluyendo sus postulados y limitaciones. Explica que Bohr propuso que los electrones giran en órbitas definidas alrededor del núcleo en diferentes niveles de energía cuantificados. También presenta el modelo mecánico-cuántico, que supera las limitaciones del modelo de Bohr al describir la probabilidad de ubicación de los electrones.

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    El documento describe el modelo atómico de Bohr, incluyendo sus postulados y limitaciones. Explica que Bohr propuso que los electrones giran en órbitas definidas alrededor del núcleo en diferentes niveles de energía cuantificados. También presenta el modelo mecánico-cuántico, que supera las limitaciones del modelo de Bohr al describir la probabilidad de ubicación de los electrones.

    Descripción original:

    Química

    Título original

    6.1-TEORIA CUANTICA

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    El documento describe el modelo atómico de Bohr, incluyendo sus postulados y limitaciones. Explica que Bohr propuso que los electrones giran en órbitas definidas alrededor del núcleo en diferentes niveles de energía cuantificados. También presenta el modelo mecánico-cuántico, que supera las limitaciones del modelo de Bohr al describir la probabilidad de ubicación de los electrones.

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    6.1-Teoria Cuantica

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    El documento describe el modelo atómico de Bohr, incluyendo sus postulados y limitaciones. Explica que Bohr propuso que los electrones giran en órbitas definidas alrededor del núcleo en diferentes niveles de energía cuantificados. También presenta el modelo mecánico-cuántico, que supera las limitaciones del modelo de Bohr al describir la probabilidad de ubicación de los electrones.

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    Estructura Atómica.

    Nuevo modelo atómico

    ➢ N. Bohr (1885-1962) propuso un nuevo modelo atómico , a


    partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la
    energía.
    ➢ Los electrones giran en torno al núcleo en niveles
    energéticos bien definidos.
    ➢ Cada nivel puede contener un número máximo de
    electrones.
    ➢ Es un modelo precursor del actual.
    13 Postulados de Bohr

    ⮚ El átomo de H consta de un núcleo(+) y a su alrededor gira


    en forma circular un electrón, de tal manera de la fuerza
    centrifuga contrarresta la fuerza de atracción
    electrostática.

    ⮚ El electrón solo gira en determinadas orbitas de radios


    definidos.

    ⮚ El electrón mientras gira en una misma orbita, no emite ni


    absorbe energía.

    ⮚ Un átomo solo emite energía cuando un electrón salta de un


    nivel superior a otro inferior y absorbe energía en el caso
    contrario. (La energía emitida o absorbida por el átomo
    recibe el nombre de FOTON O CUANTO DE LUZ)
    Modelo de Bohr

    Núcleo

    Electrón

    Orbital

    Niveles de energía
    Modelo de Bohr: cuantización de r y E

    ⮚ El número cuántico n
    n =5 está asociado con r de
    Aumento de energía

    la órbita. A menor n,
    n=4 menor radio. También
    con la energía (mayor
    n=3 n, mayor energía)
    ⮚ n = 1 es el estado basal
    n=2
    o fundamental
    n=1 ⮚ n > 1 es un estado
    excitado
    Núcleo
    Limitaciones del modelo de Bohr
    ⮚ Explica sólo el espectro del átomo de H

    ⮚ No funciona para átomos polielectrónicos

    ⮚ Los electrones no “viajan” en órbitas fijas


    (r definidos)

    Nuevo modelo atómico


    14.Modelo mecánico-cuántico del átomo
    ⮚ La aceptación de la naturaleza dual de la
    materia y la energía – mecánica cuántica
    ⮚ 1926, Schrodinger propone una ecuación que
    describe la energía y la posición de los
    electrones en un átomo (base del modelo
    atómico actual)

    ⮚ La solución de esta ecuación, nos da la


    probable ubicación y forma de la nube
    electrónica.
    Los números cuánticos

    ⮚ El comportamiento de un electrón en un átomo se


    describe por cuatro números cuánticos:
    ⮚ Número cuántico principal (n): nº entero positivo
    (1,2,3,...). Define el tamaño del orbital y su energía.

    ⮚ Número cuántico del momento angular (l): nº entero (0, 1,


    2,..., n-1). Define la forma del orbital. Los posibles valores
    de l se designan con una letra:

    l 0 1 2 3 4 5
    Nombre s p d f g h
    orbital
    Niveles y subniveles
    ⮚ Número cuántico del momento magnético (ml): nº
    entero (-l,...,0,...+l). Define la orientación del
    orbital en el espacio
    ⮚ Número cuántico del espín (ms): +1/2 o –1/2. Define
    la orientación del electrón en presencia de un
    campo magnético
    ⮚ El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor
    de n forman un nivel o capa
    ⮚ Los orbitales que tienen los mismos valores de n y l
    se conocen como subnivel o subcapa
    ⮚ Los orbitales que tienen la misma energía se
    denominan degenerados
    Átomos polielectrónicos

    ⮚ Sistemas con más de 1 electrón, hay que tener en


    cuenta:
    ⮚ Cuarto número cuántico (ms)
    ⮚ Limitar nº electrones por orbital (P. Exclusión Pauli)
    ⮚ Conjunto de niveles de energía más complejo
    15. Configuración
    electrónica
    ⮚ Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, ml, ms)
    identifican a cada electrón en un orbital.
    ⮚ Ejemplo: ¿cuáles son los números cuánticos que identifican a un
    electrón en el orbital 1s?
    n = 1; l = 0; ml = 0; ms = ± ½
    2 posibles combinaciones: (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2)
    ⮚ Configuración electrónica: distribución de los electrones
    entre los distintos orbitales atómicos, siguiendo el orden de
    energía creciente.
    ⮚ Átomo de H- sistema más simple:
    Nº electrones
    H: 1s1 En el orbital H:
    Nº cuántico Nº cuántico
    también 1s
    principal del momento angular Diagrama
    Orbital
    Principio de exclusión de Pauli
    ⮚ Necesario para determinar configuraciones electrónicas de
    átomos polielectrónicos: “dos electrones de un átomo no
    pueden tener los 4 números cuánticos iguales”
    ⮚ Ejemplo: configuración electrónica del He (Z = 2)
    Existen 3 formas de distribuir los dos electrones en el
    orbital 1s:

    Prohibidas por el
    He: P. de Exclusión
    de Pauli
    1s2 1s2 1s2
    (a) (b) (c)

    He: 1s2 “ uno s dos”


    Energía de los orbitales en
    el átomo polielectrónico

    ⮚ En un átomo polielectrónico se observa experimentalmente que


    E(2s) < E(2p): la energía depende de n y l.(Energía Relativa)
    ⮚ Un orbital es mas estable cuando la Energía es la mas baja
    posible.
    ⮚ En un átomo polielectrónico la energía de un orbital depende
    principalmente del valor de n y secundariamente del valor de l
    ⮚ Configuración electrónica del Li (Z = 3):

    Prohibida
    Li: 1s2 2s1
    o por la energía
    1s2 2p1
    (a) (b)
    Regla de Hund

    ⮚ Regla de Hund: “la distribución electrónica más estable es


    aquella que tiene el mayor número de electrones con espines
    paralelos”
    ⮚ Configuraciones electrónicas de Be (Z = 4) y B (Z = 5):
    ⮚ Be: 1s2 2s2 Be:
    1s 2s
    2 2

    ⮚ B: 1s2 2s2 2p1 B:


    1s 2s 2p
    2 2 1
    ⮚ Configuración electrónica del C (Z = 6):
    ⮚ C: 1s2 2s2 2p2 Tres posibilidades de colocar el 6º electrón:

    Prohibidas por
    Regla de Hund 2px py pz 2px py pz 2px py pz
    Regla de Hund

    ⮚ Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z =


    8),
    F (Z = 9) y Ne (Z = 10): N:
    ⮚ N: 1s2 2s2 2p3 1s 2s 2p
    2 2 3

    O:
    ⮚ O: 1s2 2s2 2p4 1s 2s 2p
    2 2 4

    F:
    ⮚ F: 1s2 2s2 2p5 1s 2s 2p
    2 2 5

    Ne:
    ⮚ Ne: 1s2 2s2 2p6 1s 2s 2p
    2 2 6
    El principio de construcción
    ⮚ La configuración electrónica de cualquier elemento
    puede obtenerse aplicando el principio de
    construcción (aufbau): “ cuando los protones se
    incorporan al núcleo de uno en uno para construir los
    elementos, los electrones se suman de la misma
    manera a los orbitales atómicos
    ⮚ Obtenemos configuraciones en el estado
    fundamental
    ⮚ Aplicamos las siguientes reglas:
    ⮚ Empezamos llenando los orbitales de menor a mayor
    valor de n
    ⮚ Cada orbital se ocupará con un máximo de dos
    electrones con sus espines apareados (Pauli)
    ⮚ Para orbitales degenerados, cada electrón ocupará un
    orbital diferente antes de aparearse (regla de Hund)
    El principio de construcción

    ⮚ Llenado de orbitales en un
    7s 7p 7d 7f átomo polielectrónico
    6s 6p 6d 6f siguiendo el principio de
    construcción o aufbau
    5s 5p 5d 5f
    4s 4p 4d 4f
    3s 3p 3d
    2s 2p
    1s
    Configuraciones electrónicas

    ⮚ Configuraciones electrónicas condensadas:


    ⮚ El neón completa la capa 2p (Ne :1s2 2s22p6)
    ⮚ Tiene configuración de capa cerrada (gas noble)
    ⮚ El Na (Z = 11) comienza una nueva capa.
    ⮚ Expresamos su configuración electrónica como:

    ⮚ [Ne] representa la configuración del Ne


    ⮚ Electrones internos [configuración del gas noble]
    ⮚ Electrones de valencia: electrones fuera [gas noble]
    UBICACIÓN DE LOS ELEMNTOS EN LA
    TABLA PERIODICA
    Antecedentes de la tabla periódica
    Conforme se estudiaba la estructura de la
    materia, se busco una forma de clasificarla.

    ⮚ Clasificación por triadas.


    ⮚ Clasificación por octavas
    ⮚ Mendeleiev , propuso que LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
    SON FUNCION DE SUS PESOS ATOMICOS.
    ⮚ Agrupa a los elementos según masas atómicas crecientes
    ⮚ Encuentra patrones repetitivos en las propiedades químicas de los
    elementos
    La tabla periódica moderna

    ⮚ Moseley encuentra que LAS PROPIEDADES FISICAS Y


    QUIMICAS DE LOS ELEMENTOS SON FUNCIONES DE
    LOS NUMEROS ATOMICOS.
    ⮚ La tabla periódica actual es una ordenación de los elementos
    el orden creciente del número atómico
    ⮚ Diseñada por Werner, organiza la tabla periódica en 7
    Periodos( Columnas Horizontales), la cual indica el ultimo
    nivel de energía del elemento.
    ⮚ 18 Grupos, 8 grupos A y 8 grupos B. (Columnas Verticales)

    ⮚ La configuración electrónica de los elementos ayuda a


    explicar las propiedades físicas y químicas.
    16. Configuraciones
    electrónicas y la tabla
    periódica
    ⮚ La Tabla Periódica puede utilizarse como
    guía para las configuraciones electrónicas
    ⮚ El número del periodo coincide con el valor
    de n
    ⮚ Los grupos 1 y 2 llenan los orbitales de tipo
    s
    ⮚ Los grupos 13 al 18 llenan los orbitales de
    tipo p
    ⮚ Los grupos 3 al 12 llenan los orbitales de
    tipo d
    ⮚ Lantánidos y Actínidos llenan los orbitales
    f
    Configuraciones electrónicas y la
    tabla periódica

    Elementos del bloque s Elementos del bloque p


    Elementos de Transición Elementos del Bloque f
    Organización de la tabla periódica

    ⮚ Cada elemento tiene un cuadro:


    ⮚ Número Atómico del elemento
    ⮚ Nombre del elemento
    47
    47
    Plata
    Plata

    ⮚ Símbolo del elemento


    Ag
    ⮚ Masa atómica
    107.87
    107.87
    Organización de la tabla periódica

    Periodos Grupos
    1s 1
    (2)
    (8) 2s2p 2
    (8) 3s3p 3
    (18) 4s3d4p 4
    (18) 5s4d5p 5
    (32) 6s5d4f6p 6
    7s6d5f7p 7
    Organización de la tabla periódica

    ⮚ Se clasifican en:
    ⮚ Metales
    ⮚ No metales
    ⮚ Metaloides o
    semimetales

    Línea divisoria entre


    metales y no metales
    Tipos de elementos
    ⮚ Metales- parte izquierda e inferior de la tabla
    ⮚ Sólidos brillantes (líquido Hg)
    ⮚ Buenos conductores eléctricos y térmicos
    ⮚ Maleables
    ⮚ Dúctiles
    ⮚ No metales- aparecen el la parte superior derecha de la
    tabla
    ⮚ Gases, sólidos opacos y líquidos
    ⮚ Malos conductores de la electricidad y del calor
    ⮚ No dúctiles
    ⮚ Quebradizos en estado Sólido
    ⮚ Semimetales- a lo largo de la línea divisoria
    ⮚ Tienen propiedades intermedias (electrónica)
    Tendencias del radio atómico
    ⮚ Es la distancia promedio
    Grupo 1: Metales alcalinos entre el ultimo electrón del
    nivel mas externo y el
    Li: [He]2s1
    núcleo.
    Na: [Ne]3s1 ⮚ Dentro de un grupo:
    aumento del radio con el
    K: [Ar]4s1 número cuántico n. A mayor
    distancia del electrón al
    Rb: [Kr]5s1
    núcleo menor es la fuerza
    de atracción

    Cs: [Kr]6s1 EL TAMAÑO AUMENTA


    AL DESCENDER EN UN
    GRUPO.
    Radio iónico
    ⮚ Radio iónico es el radio de un catión o de un anión.

    Radio de un catión es siempre Radio de un anión es siempre


    menor que el radio del átomo mayor que el radio del átomo
    del cual procede del cual procede
    Comparación entre metales y no metales

    Los metales tienden a perder Los no metales tienden a ganar


    electrones electrones
    17. ELECTRONEGATIVIDAD
     Se define como la capacidad relativa de un
    átomo para atraer electrones hacía si, cuando
    forma parte de un enlace químico.
     La electronegatividad aumenta de izquierda a
    derecha y de abajo hacia arriba en la tabla
    periódica.

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