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1

 QUÍMICA GENERAL  DOCENTE

Verónica Briceño

Tema: estructura atómica

Demócrito y Leucipo 

A través de un pensamiento filosófico, 450 AC en la Grecia antigua, fundan la escuela atomista.



Ellos sugirieron que, al dividir cualquier sustancias, se debería llegar a la unidad mínima constituyente e indivisible, el ”ÁTOMO” (del griego a= sin y tomo= división), común para toda la materia. Éste fue el primer modelo atómico propuesto.

2

Modelo atómico de Dalton 

Representa al átomo como un esfera compacta indivisible e indestructible.

3

4

Teoría Atómica En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las que fundó su teoría atómica: •

•

•

a) Los elementos están formados por partículas pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades químicas) y diferentes de los de otro elemento. b) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento en una relación que es un número entero o una fracción sencilla. c) Una reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales no se crean ni se destruyen.

5

Teoría Atómica

6

DESCUBRIMIENTO PROTÓN 

En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, empleando un tubo catódico con un cátodo perforado, descubrió una nueva radiación, que fluía por los orificios del cátodo en dirección opuesta a la de los rayos catódicos.



Se le denominó "rayos canales".



Puesto que los rayos canales se mueven en dirección opuesta a los rayos catódicos de carga negativa , ésta era de naturaleza positiva.

MODELO DE THOMSON.cont. 

Si la radiación viaja en sentido del cátodo(-) al ánodo(+),su naturaleza será NEGATIVA.



Además estará formada por partículas discretas al terminar impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo.



Se había descubierto una partícula constitutiva de la materia :EL ELECTRÓN.

7

Rayos catódicos. Modelo de Thomson. 

Los rayos catódicos confirmaron la existencia de electrones en los átomos. © Grupo ANAYA. S.A. Física y Química 1º de Bachillerato

Modelo atómico de Thomsom

8

Modelo atómico deThomson 

Átomo esfera homogénea de electricidad positiva. Los electrones están incrustados en ella.



Su modelo atómico lo asemeja a un budín de pasas. Átomo estacionario

9

Experimento y modelo de Rutherford.

10

Modelo atómico de Rutherford

11

PROPIEDADES DE LAS ONDAS 

Las propiedades de las ondas se pueden comprender en este grafico de la gaviota flotando en el océano. Si examinamos como alterna el movimiento de la gaviota con la onda de agua encontraremos que este es periódico

12

PROPIEDADES DE LAS ONDAS La velocidad de la onda es el producto de su longitud por su frecuencia

La radiación electromagnética.

13



Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación.



Viene determinada por su frecuencia “” o por su longitud de onda “”, relacionadas entre sí por:

 =

c



Espectro electromagnético

14



Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas Tipos de radiaciones (rayos  electromagnéticas según . –12 10 m) hasta • Rayos  kilómetros (ondas de • Rayos X radio) • Ondas de radar • Rayos UV

• Radiaci Radiació ón visible. • Rayos IR • Microondas • Ondas de radio

• Ondas de TV. • Onda ultracorta • Onda corta. • Onda media. • Onda larga

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Espectro electromagnético.  

© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

16

rojo

618-780 nm

anaranjado

581-618 nm

amarillo

570-581 nm

verde

497-570 nm

cian

476-497 nm

azul

427-476 nm

violeta

380-427 nm

Espectros atómicos. 





17

Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

Espectro de emisión

18

www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/

Espectro de absorción

© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato

19

Los espectros atómicos ➢ ➢

➢

Los átomos emiten (o absorben) luz d¡scontinua ( sólo de algunas frecuencias o longitudes de onda ) Los espectros atómicos son discontinuos

El modelo atómico de Rutherford tampoco explica la discontinuidad de los espectros atómicos NECESARIO NUEVO MODELO ATÓMICO

20

Algunos espectros de emisión

Potasio

Sodio

21

Series espectrales 

Serie Balmer: aparece en la zona visible del espectro.



Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del espectro.



Serie Paschen



Serie Bracket



Serie Pfund

Aparecen en la zona infrarroja del espectro

Ley de Rydberg. 

La relación entre las longitudes de onda de las distintas rayas del espectro del hidrógeno viene dada por la expresión:

 1 1  = R  2 − 2    n1 n2  1

donde n1 y n2 son números enteros > 0 cumpliéndose que n2 > n1. (R = 1,0968 ·107 m–1)   

Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5 ... Serie Lyman Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6 ... Serie Balmer Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7 ... Serie Paschen

22

Orígenes de la teoría cuántica.  

El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Pero tiene algunos inconvenientes:  

No explica los espectros atómicos. La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos).

Iba en contra de la estabilidad de los átomos.  Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica. 

23

E = h 

Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. 





El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “ ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos. Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”. Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “”, la energía desprendida por dicho átomo sería:

E = h 

24

E = h 



Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía. Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el número de átomos que emitan:

E = n  h 



En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank) y n



Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la masa.

es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la cantidad de energía mínima (h x ).

25

26

Nuevo modelo atómico ➢

N. Bohr (1885-1962) sugiere un modelo para el átomo de H

➢

Combina las ideas de y Einstein sobre la cuantización de la energía y las de la física clásica

➢

Propone un modelo planetario

➢

Explica el espectro de emisión del átomo de H

Planck

En = RH (1/n2)

Planck

RH = 2.18 x 10 -18 J

Postulados de Bohr El átomo de H sólo tiene ciertos estados de energía permitidos (estados estacionarios) asociados a una órbita circular alrededor del núcleo ➢ El átomo no irradia energía mientras se encuentre en algún estado estacionario ➢ El átomo cambia a otro estado estacionario sólo por absorción o emisión de un fotón cuya energía sea igual a la diferencia de energía entre los dos estados ➢

Efotón = EestadoA-EestadoB=h = RH( 1/ni2 – 1/nf2)

❖

Explica la discontinuidad de los espectros

27

28

Modelo de Bohr

Núcleo

Electrón

Orbital

Niveles de energía

29

Aumento de energía

Modelo de Bohr: cuantización de r y E

➢

El número cuántico n está asociado con r de la órbita. A menor n, menor radio. También con la energía (mayor n, mayor energía)

n=3

➢

n = 1 es el estado basal o fundamental

n=2

➢

n > 1 es un estado excitado

n =5 n=4

n=1 Núcleo

Modelo de Bohr: espectros de línea

➢

El modelo de Bohr explica el espectro de líneas del átomo de H

30

31

Ejemplo: ¿Puede un átomo absorber 32

una radiación de 4,70 x10-19 J? E = h = h  = 6,626 ×10-34



c



=

3 ×108 m s -19 J s = 3,374 × 10 J -7 5,89 ×10 m

En este caso no puede absorber 4,70 x 10-19 J por no ser un múltiplo de 3,374 x 10-19 J

Efecto fotoeléctrico. 

Algunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos.



Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor…



Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “”.

33

Efecto fotoeléctrico. 

Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.

34

Efecto fotoeléctrico.

35



La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “0”.



Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x .



Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.

Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.

36



Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:



La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “0”.

Eioniz 0 = h

Efecto fotoeléctrico. Fotones con energía suficiente

A mayor intensidad de luz manteniendo la frecuencia mayor número de electrones arrancados.

Fotones con energía insuficiente

37

Teoría corpuscular.

38

Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x .  Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.  Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón: 

Ecinética =

1 m v 2 = h  − E ioniz = h ( −  0 ) 2

Ejemplo: Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm. (h = 6,626 x 10–34 J s)

3  108 m s 17 −1 = = = 5  10 s −9  0,6  10 m c

E = h x  = 6,626 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 = 33,125 x 10–17 J = 3,3125 x 10–16 J

39

Ejercicio A: Determina la energía cinética

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con la que será expulsado un electrón del cesio al emplear una radiación de 850 nm si sabemos que la energía umbral del Cs es 6,22 x 10–19 J (h = 6,625 x 10–34 J s) 3  108 m s 14 −1 = = = 3,5  10 s  8,5  10 −7 m c

Efotón= h x  = 6,625 x 10–34 J s x 3,5 x 1017 s–1 = = 2,34 x 10–19 J Como esta energía es inferior a la energía umbral el electrón no saldrá expulsado. Ecinética = h  − Eioniz No tiene sentido emplear Puesto que daría energía cinética negativa

Modelo de Bohr

41



Según el modelo de Rutherford, los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo.



Basa su teoría en dos hechos nuevos:

 Aparición  Teoría

del espectro del H.

cuántica de Plank.

Postulados del modelo de Bohr.  “Los electrones sólo pueden girar alrededor del

42

núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r = n x h / 2” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)  “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”.  “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas (E = h x )”

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Niveles permitidos

Energía

(para el átomo de hidrógeno) n= n=5 n=4

E= 0J E = –0,87 · 10–19 J E = –1,36 · 10–19 J

n=3

E = –2,42 · 10–19 J

n=2

E = –5,43 · 10–19 J

n=1

E = –21,76 · 10–19 J

Espectros de emisión y absorción 

Cuando un electrón salta a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión.



Cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado).

44

Espectros de emisión y absorción 

La radiación electromagnética proveniente de la luz blanca después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que corresponden con saltos electrónicos desde el estado fundamental al estado excitado. Es lo que se denomina un espectro de absorción.



Lógicamente las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón.

45

© Ed ECIR. Química 2º

46

SIMULACIÓN

Átomo en estado excitado (situación intermedia)

Átomo en estado fundamental (situación inicial)

Átomo en estado fundamental (situación final)

Series espectrales n= n=6 n=5 n=4

Pfund Bracket

n=3

Paschen

n=2

Balmer

E = h ·  n=1 Lyman SERIES: Lyman Balmer

Paschen Bracket Pfund

Espectro UV Visible

Infrarrojo

47

Explicación de las series espectrales utilizando el modelo de Bohr

48

Principios básicos de la mecánica cuántica 

Dualidad onda-corpúsculo: Formulado por De Broglie en 1924.



“Cada partícula lleva asociada una onda”



Principio de incertidumbre:



Formulado por Heisenberg en 1927. “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”:

49

Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie).



“Cada partícula lleva asociada una onda cuya

longitud es:

= 

h m v

Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2  r = n , sien “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.

Principio de incertidumbre (Heisenberg). 

“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”

Así:

h x · p  4 siendo x la incertidumbre en la posición y p la incertidumbre en la cantidad de movimiento. 

50

Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

Orbitales atómicos. 

Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar 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…

51

52

Orbitales atómicos

53

Modelo mecanocuántico (para el átomo de Hidrógeno) 

El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica).



Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente los números cuánticos n, l y m.

54

Postulados del modelo mecano-cuántico 

“Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”.



“El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: E = h ·”.



“Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”.

55

Números cuánticos. 

Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).



Los valores de éstos son los siguientes: 

n = 1, 2, 3, 4, ...

(nº de capa)



l = 0, 1, 2, ... (n – 1)



m = – l, ... , 0, ... L

(orientación orbital)



s=–½,+½

(spín)

(tipo de orbirtal)

56

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4

l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

m 0 0 –1,0,1 0 –1,0,1 –2, –1,0,1,2 0 –1,0,1 –2, –1,0,1,2 –3,–2, –1,0,1,2,3

s 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2

57

Ejemplo: a) Establezca cuáles de las

siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Series n l m s

I II III IV V

0 1 1 2 2

0 1 0 1 1

0 0 0 –2 –1

+½ +½ –½ +½ +½

Imposible. (n < 1)  Imposible. (l = n)  Posible. Orbital “1 s”  Imposible (m  1,0,1)  Posible. Orbital “2 p” 

58

Colocación de electrones en un diagrama de energía. Se siguen los siguientes principios: 

Principio de mínima energía (aufbau)



Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)



Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.

59

Principio de mínima energía (aufbau) 

Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía.



Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía.



No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

60

Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) 

Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico.



No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

61

Principio de exclusión de Pauli. 

“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”

Orbital atómico ➢

La función de onda ( ) es una función matemática sin significado físico en la mecánica clásica, cuya interpretación ha sido objeto de múltiples controversias, que describe el movimiento del electrón en función del tiempo y de su posición.

➢

Concepto de densidad electrónica: probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del átomo (relacionada con 2)

➢

La zona del espacio en la cual es mas probable encontrar al electrón la denominamos orbital atómico.

62

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,..., n1). 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

63

64

El átomo

•

•

• •

Es la unidad básica que puede intervenir en una combinación química. Está formado por partículas subatómicas, de las cuales las más importantes son los electrones, los protones y los neutrones. Los electrones son partículas con carga negativa que se encuentran en lugares energéticos conocidos como rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28 g. Los protones son partículas con carga positiva que se encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de 1.67 x 10 -24 g. Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los protones.

65

RESUMIENDO:

PARTÍCULA

LOCALIZACIÓN

MASA

CARGA

Protón

Núcleo

1 u.m.a.

Positiva

Neutrón

Núcleo

1 u.m.a.

No tiene

Electrón

Corteza

1/1840 u.m.a.

Negativa

u.m.a. = unidad de masa atómica (masa de un átomo de hidrógeno)

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

66

67

Bariones

Leptones

68

Orbitales s

➢

Todos los orbitales con l = 0 son orbitales s y tienen forma esférica

1s

2s

3s

Orbitales p ➢

Todos los orbitales con l = 1 son orbitales p

➢

Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2)

➢

3 orbitales (ml = -1, 0, +1), 3 orientaciones distintas

69

Orbitales d

70

➢

Todos los orbitales con l = 2 son orbitales d

➢

Comienzan en el tercer nivel de energía (n = 3)

➢

5 orbitales (ml = -2,-1, 0, +1,+2), 5 orientaciones distintas

Energía de los orbitales en el H ➢

En el átomo de H la energía de los orbitales depende sólo de n. Al aumentar n aumenta la energía: 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f 1 estará en un estado excitado

➢

¡¡¡ En el átomo de H los orbitales de la capa n = 2 (2s y 2p) son degenerados. Las subcapas 3s, 3p y 3d también son degeneradas en energía !!!. No sucede lo mismo en un átomo polielectrónico

71

Átomos polielectrónicos ➢

➢

La ecuación de onda de Schrodinger NO tiene solución exacta. Hay que introducir soluciones aproximadas: ➢

Los orbitales atómicos son semejantes a los del hidrógeno

➢

Podemos emplear los mismos números cuánticos (n, l, ml) para describir los orbitales

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

72

73

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:

H: Nº cuántico principal

1s1

Nº electrones En el orbital Nº cuántico del momento angular

también Diagrama Orbital

H:

1s

74

Principio de mínima energía (aufbau) 

Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía.



Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía.



No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

Principio de exclusión de Pauli ➢

75

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:

He:

1s2 (a)

1s2 (b)

He: 1s2 “ uno s dos”

1s2 (c)

Prohibidas por el P. de Exclusión de Pauli

Energía de los orbitales en el átomo polielectrónico

76

➢

En el átomo de hidrógeno E(2s) = E(2p): sólo depende del valor de n.

➢

En un átomo polielectrónico se observa experimentalmente que E(2s) < E(2p): la energía depende de n y l. ¿POR QUÉ?

➢

➢

➢

Densidad electrónica de un orbital s es mayor cerca del núcleo que la del orbital p de la misma capa- la atracción del electrón s será mayor que la del p

➢

El orbital s tendrá menos energía (más estable) que el orbital p de la misma capa: efecto de penetración de orbitales en la región nuclear. Para la misma capa E(s) < E(p)