Unidad 1: Estructura de la Materia Clase 2: Estructura electrónica del átomo y Tabla Periódica

Unidad 1: Estructura de la Materia

Clase 2: Estructura electrónica del átomo y Tabla Periódica

1. Teoría cuántica

En el siglo XIX, la comprensión del comportamiento de los átomos y moléculas era limitada. La mecánica clásica de Newton no era capaz de explicar fenómenos tales como la estabilidad de las moléculas o de interpretar las fuerzas que mantienen a los átomos unidos.

A inicios del siglo XX, Max Planck descubrió que los átomos y moléculas emiten energía únicamente en números enteros, múltiplos de ciertas cantidades definidas. Hasta ese entonces, los físicos siempre habían considerado que la energía era una magnitud continua. El trabajo de Planck, sin embargo, demostró que la energía se puede liberar en cantidades discretas y definidas llamadas cuantos. La teoría que comienza a formarse a través de estas observaciones es la teoría cuántica o mecánica cuántica que vino a explicar el comportamiento de partículas, átomos y moléculas.

La teoría cuántica dio explicación al comportamiento de los electrones de un átomo. En ella,se propone que el electrón en su estado de máxima estabilidad energética está en su estado basal o fundamental, y un electrón con energía mayor que la de su estado más estable se encuentra en un estado excitado. Según la teoría del físico Niels Bohr, el electrón emite energía (en forma de un fotón) cuando cae de una órbita de alta energía (un estado excitado) a una órbita de menor energía (estado menos excitado o estado basal). La razón que determina que el electrón esté restringido a ciertas órbitas, a distancias fijas del núcleo,fue propuesta por Louis De Broglie. De acuerdo a este físico francés el electrón, y todas las partículas en movimiento, se comportan como una onda, y además, puedenexhibir propiedades de partícula.

Pronto los científicos comenzaron a buscar una ecuación fundamental que describiese el comportamiento y la energía de partículas subatómicas (como el electrón) en general.Una ecuación análoga a las leyes del movimiento de Newton para los objetos macroscópicos. El físico Erwin Schrödinger formuló esta ecuación que describe los comportamientos de partícula, incorporando términos de masa, y los comportamientos de onda, incorporando términos de función de onda. La ecuación de Schrödinger da cuenta de los estados de energía posibles y la probabilidad de localización de un electrón dentro de un átomo. Esta ecuación sentó las bases de la física cuántica y abrió una nueva era para la física y la química.

La mecánica cuántica establece que se requieren 3 números cuánticos para describir la distribución de los electrones en los átomos. Estos números se denominan número cuántico principal, número cuántico de momento angular y número cuántico magnético. Dichos números cuánticos se usan para describir orbitales atómicos y para identificar los electrones que se ubican en ellos. Un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón específico – el número cuántico espín –completa la descripción de los electrones de los átomos.

El número cuántico principal (n) determina la distancia promedio del electrón al núcleo del átomo en un orbital en particular. A mayo valor de n, mayor es la distancia promedio de un electrón en el orbital con respecto al núcleo. Los valores de n son números enteros 1, 2, 3, etc. que determinan el nivel, o capa en el que se encuentra el electrón.

El número cuántico de momento angular (l) determina la forma del orbital. Los valores de “l” dependen de “n”de la forma que “l” tiene todos los valores posibles de 0 a (n-1). Por lo tanto si n=1, hay solo un valor de “l” que es 0, que corresponde al orbital “s”. El valor de” l” se designa en general por las letras s, p, d, f, g y h, que corresponden a subcapas o subniveles, dentro de un mismo número cuántico principal.

Elnúmero cuántico magnético (ml) describe la orientación del orbital en el espacio. Este valor depende de “l” de la forma (2l + 1). Por lo tanto si l=1 (orbital p), hay 3 valores de ml (px, py, pz, que indican la dirección del orbital en el plano cartesiano).

El número cuántico de espín electrónico (ms), describe los dos posibles movimientos de giro del electrón a favor o en contra de las manecillas del reloj, +1/2  o  – 1/2, respectivamente.

2. Orbitales atómicos

[pic 1]Orbitales s: Son orbitales que poseen forma esférica pero que difieren en su tamaño, el cual aumenta al aumentar el número cuántico principal (n)

[pic 2]

Orbital p:Son 3 orbitales y poseen forma bilobular que se extienden en las direcciones “x”,” y” y “z” del plano cartesiano.

[pic 3][pic 4]

Orbitales d:Son 5 orbitales d (dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2) que tienen distintas orientaciones.

[pic 5]

[pic 6]

En el átomo de hidrógeno, la energía de un orbital depende solo del número cuántico principal (n). Las subcapas 3s, 3p y 3d, por lo tanto tienen la misma energía. En un átomo polielectrónico (de más de un electrón) la repulsión electrón-electrón causa que las diferentes subcapas posean diferentes energías.

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