Tema 2. Estructura electrónica de los átomos

QUIMICA DE MATERIALES

TEMA2. ESTRUCTURA ELECTRONICA DE LOS ATOMOS

Los números cuánticos

En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición de los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón.

Número cuántico principal (n). Puede tomar valores n = 1, 2, 3,...

Este número está relacionado con la distancia promedio entre el núcleo y el electrón.
Mayor distancia ‹—› mayor energía ‹—› menor estabilidad

Número cuántico del momento angular (l). Puede tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1

Este número indica la forma de los orbitales

atomo1

Número cuántico magnético (ml). Puede tomar valores ml = -l, -(l-1),···,0,···,(l-1),l

Este número describe la orientación del orbital en el espacio

Número cuántico de spin electrónico (ms). Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2

Este número describe el campo magnético que genera un electrón cuando rota sobre si mismo.

Representación de los orbitales atómicos.

Orbitales s

atomo2

Orbitales p

atomo3

Orbitales d

atomo4

 

Números cuánticos y orbitales

atomo5

Configuraciones electrónicas

Energía de los orbitales

Para el átomo de hidrógeno la energía está determinada por el número cuántico principal

Para el átomos polielectrónicos la energía está determinada por el número cuántico principal y por el número cuántico secundario

atomo6

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Principio de exclusión de Pauli

Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales

Si dos electrones tienen iguales n, l y ml por tanto se encuentran en el mismo orbital

Es necesario que un electrón tenga un ms =1/2 y el otro un ms = -1/2

Ejemplo:

He(2 electrones):

n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2

atomo7 1s2

Ne(10 electrones):

n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2

atomo7 1s2

n = 2,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2

atomo7 2s2

n = 2,     l = 1,     ml = -1    ms = +1/2, -1/2

atomo7 2px

n = 2,     l = 1,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2

atomo7 2py

n = 2,     l = 1,     ml = 1     ms = +1/2, -1/2

atomo7 2pz

La configuración electrónica será:        1s22s22p6 o bien      [He]2s22p6

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Orden de llenado de los orbitales atómicos. Regla de Hund

 

El orden de llenado de los orbitales se hace en orden creciente de energía. Según se muestra en la figura.

Regla de Hund

 

La configuración más estable en los subniveles es aquella que tenga mayor multiplicidad.
La multiplicidad se define como:

P = 2S+1       Donde:

atomo9

atomo8

Supongamos 2 electrones en los orbitales p, existen dos posibilidades

Caso a:

atomo10

a es más estable que b

Caso b:

atomo11

Excepciones a la regla de llenado.

Los orbitales semilleros presentan una estabilidad extra.

atomo12

Esto hace que en metales de transición, elementos como el Cromo llenen antes los orbitales 3d que se llene completamente el orbital 4s

atomo13

Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo.

atomo14

Configuración electrónica de Metales de Transición.

atomo15

 

La tabla periódica y las configuraciones electrónicas

atomo16

La configuración electrónica en iones monoatómicos

Los electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía más alto.

atomo17

Propiedades periódicas

Radios atómicos

Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia elemental

atomo18

 

Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derecha

Al aumentar el número de electrones y de protones hace que aumenten las fuerzas atractivas

Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo.

Al aumentar el número de niveles energéticos aumenta el tamaño.

atomo19

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Radio iónico

 

Su variación en la tabla periódica es equivalente al de los radios atómicos.

Un anión, al ganar electrones presenta un aumento en la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio aniónico sea mayor que el atómico.

atomo20

Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio del catión sea menor que el atómico.

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Energía de ionización

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.

En general, la energía de ionización varía de la forma:

atomo21

atomo22

Este comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo. Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos y por tanto es más sencillo arrancarlos.

En los elementos del mismo periodo este comportamiento no es siempre cierto, si bien al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más difícil arrancarles un electrón.

Observemos los elementos del segundo periodo.

atomo23

El Berilio tiene una energía de ionización mayor que el Boro.
El Berilio tiene su última capa totalmente ocupada por lo que es muy estable y por ello para arrancar un electrón es necesario aplicarle mucha energía.
Boro si pierde un electrón se transforma en B+ con una configuración electrónica similar a la del Berilio, estable, por lo que es necesario aplicarle menos energía para transformarlo en B+.

El Nitrógeno tiene una energía de ionización mayor que el Oxígeno.
El Nitrógeno tiene los orbitales p semiocupados por lo que es muy estable y por ello para arrancar un electrón es necesario aplicarle mucha energía.
Oxígeno si pierde un electrón se transforma en O+ con una configuración electrónica similar a la del Nitrógeno, estable, por lo que es necesario aplicarle menos energía para transformarlo en O+.

Energía de ionización de cationes

Supongamos los tres primeros cationes del segundo periodo que hemos estudiado anteriormente: Li+, Be+ y B+.

atomo24

 

El Li+ tiene su última capa completa por lo que es muy estable, el Be+ si pierde un electrón tendrá su última capa completa por lo que adquirirá una alta estabilidad y el B+ no adquirirá una estabilidad especial, por lo que:

EI(Li+) > EI(B+) > EI(Be+)

En general, todos los átomos tienden a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.

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Afinidad Electrónica.

Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón

En general, la Afinidad Electrónica varía de la forma:

atomo25

 

atomo26

Este comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo, excepto para los elementos del grupo 2 y los del grupo del nitrógeno. Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos, los núcleos atraen menos a los electrones y por tanto desprenden menos energía al aceptar un nuevo electrón.

Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más fácil que atraigan a un nuevo electrón un electrón.

Observemos los elementos del segundo periodo.

atomo27

El Berilio y el nitrógeno tienen sus orbitales ocupados y semiocupados respectivamente, esto hace que sean muy estables y desprendan poca o ninguna energía al aceptar un nuevo electrón.

El carbono desprende una energía considerablemente alta, esto es debido a que al adoptar un nuevo electrón adquiere una configuración electrónica con los últimos orbitales semiocupados. Esta es una configuración muy estable y por tanto la afinidad electrónica del carbono es tan alta.

Afinidad Electrónica de los aniones

Supongamos los tres últimos aniones del segundo periodo que hemos estudiado anteriormente: N-, O- y F-.

Sus configuraciones electrónicas serán:

atomo28

 

El F- tiene su última capa completa por lo que es muy estable, el O- si gana un electrón tendrá su última capa completa por lo que adquirirá una alta estabilidad y el N- no adquirirá una estabilidad especial, por lo que:

AE(O-) > AE(N-) > AE(F-)

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Electronegatividad:

Marca la capacidad de un átomo a atraer electrones.

En general, la Electronegatividad varía de la forma:

atomo29

atomo30

 

Al descender en un mismo grupo, los electrones están más alejados del núcleo por lo que las fuerzas de atracción son menores.

Al desplazarnos a la derecha en un mismo periodo, los electrones están mas cerca del núcleo y más atraídos por él.

Citation: Diego, J. P. d. (2008, September 04). Tema 2. Estructura electrónica de los átomos. Retrieved August 21, 2014, from OCW - UC3M Web site: http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material-de-clase/tema-2.-estructura-electronica-de-los-atomos.
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