décimo tercera sesión Átomos polielectrónicos (2)

Décimo Tercera SesiónDécimo Tercera Sesión

Átomos polielectrónicos (2)Átomos polielectrónicos (2)

Aproximación de HartreeAproximación de Hartree

• Aproximación de Hartree• Aproximación de campo central• Aproximación de electrones

independientes• Aproximación orbital

Niveles de energía. Átomos Niveles de energía. Átomos polielectrónicospolielectrónicos

E=E(n,l)Panorama general,

hay que calcularpara cada átomo

Efecto anormal de ZeemanEfecto anormal de Zeeman

• Otto Stern (1888-1969). Premio Nóbel 1943.

• Walther Gerlach (1889-1979)

Efecto anormal de Zeeman (2)Efecto anormal de Zeeman (2)

• Aún sin la presencia de un campo magnético había líneas del espectro que se desdoblaban.

• En presencia de un campo magnético había más líneas que las esperadas para los valores de m.

Efecto anormal de Zeeman (3)Efecto anormal de Zeeman (3)

• George Uhlenbeck (1900-1988).

• Samuel Goudsmit (1902–1978).

Efecto anormal de Zeeman (4)Efecto anormal de Zeeman (4)

• Propusieron que el efecto anormal de Zeeman se explicaba por el spín de los electrones.

Efecto anormal de Zeeman (5)Efecto anormal de Zeeman (5)

• Este es un resultado que no predice la resolución de la ecuación de Schrödinger, pero si la de Dirac (efecto relativista).

2m:

2m :

),,r,(

s

s

Principio de ExclusiónPrincipio de Exclusión

• Wolfgang Ernst Pauli (1900-1958). Premio Nóbel en 1945.

Principio de Exclusión (2)Principio de Exclusión (2)

• En un sistema químico no puede haber dos electrones con la misma energía, al menos difieren en la energía debida al campo magnético de espín.

OrbitalesOrbitales

• Orbitales naturales: Dependen de n, l y m.

• Orbitales de espín: Dependen de n, l, ml y ms.

OrbitalesOrbitales

• Orbitales naturales: Dependen de n, l y m. Pueden describir a dos electrones, uno con espín y otro con espín .

• Orbitales de espín: Dependen de n, l, ml y ms. Describen a un solo electrón.

Principio de Exclusión (3)Principio de Exclusión (3)

• En un sistema químico no puede haber dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales.

32

32

50

Configuraciones Configuraciones electrónicaselectrónicas

Configuraciones electrónicasConfiguraciones electrónicas

• Dentro del esquema de Schrödinger se acostumbra describir un átomo por medio de la configuración electrónica de su estado fundamental o estado base.

• El estado fundamental o base es aquel en que el átomo toma el mínimo valor posible para su energía electrónica es decir, donde la suma de las energías individuales de cada uno de los electrones es un mínimo.

Configuraciones electrónicas Configuraciones electrónicas (2)(2)

• Escribir la configuración electrónica del estado basal de un átomo significa asignar a cada electrón sus cuatro números cuánticos de tal manera que se obtenga el mínimo de energía.

Principio de ConstrucciónPrincipio de Construcción

• “Aufbau”• Si se desea conocer la

configuración electrónica del estado fundamental del elemento con número atómico Z, es necesario conocer la configuración electrónica del estado fundamental del elemento con número atómico Z-1 y asignar, al nuevo electrón, los valores de los números cuánticos correspondientes al estado de menor energía disponible.

Regla de las DiagonalesRegla de las Diagonales

• Es una regla nemotécnica para recordar la secuencia de energías de los orbitales, debida al científico mexicano Jaime Keller Torres (1936 - 2011), quien la propuso en 1955.

Regla de las Diagonales (2)Regla de las Diagonales (2)

• Se ordenan los orbitales en columna en orden creciente de número cuántico principal n y en renglón en orden creciente de número cuántico azimutal l. Enseguida se trazan líneas diagonales de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda que determinan el orden de energía de los orbitales

11 1s1s H

22

11

1s1s He

1s1s H

1223

22

11

s21ss21s Li

1s1s He

1s1s H

11223

22

11

s2Hes21ss21s Li

1s1s He

1s1s H

Core

2222

4

11223

22

11

s2Hes21ss21s Be

s2Hes21ss21s Li

1s1s He

1s1s H

1x

2x

25

22224

11223

22

11

p2s2Hep2s2He B

s2Hes21ss21s Be

s2Hes21ss21s Li

1s1s He

1s1s H

???p2s2He C

p2s2Hep2s2He B

s2Hes21ss21s Be

s2Hes21ss21s Li

1s1s He

1s1s H

x2

6

1x

2x

25

22224

11223

22

11

Primera Regla de HundPrimera Regla de Hund

• El término de mayor multiplicidad tiene menor energía.

M=2S+1S- espín total

312

1

2

12M

p2p2s2He C

112

1

2

12M

p2s2He C

yx2

6

x2

6

1y

1x

2yx

26 p2p2s2Hep2p2s2He C

1

z1y

1x

2zyx

27

1y

1x

2yx

26

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He N

p2p2s2Hep2p2s2He C

1

z1y

2x

2zyx

28

1z

1y

1x

2zyx

27

1y

1x

2yx

26

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He O

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He N

p2p2s2Hep2p2s2He C

1

z2y

2x

2zyx

29

1z

1y

2x

2zyx

28

1z

1y

1x

2zyx

27

1y

1x

2yx

26

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He F

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He O

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He N

p2p2s2Hep2p2s2He C

622z

2y

2x

210

1z

2y

2x

2zyx

29

1z

1y

2x

2zyx

28

1z

1y

1x

2zyx

27

1y

1x

2yx

26

p2s2Hep2p2p2s2HeNe

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He F

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He O

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He N

p2p2s2Hep2p2s2He C

1

11

622z

2y

2x

210

1z

2y

2x

2zyx

29

1z

1y

2x

2zyx

28

1z

1y

1x

2zyx

27

1y

1x

2yx

26

s3Ne Na

p2s2Hep2p2p2s2He Ne

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He F

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He O

p2p2p2s2Hep2p2p2s2He N

p2p2s2Hep2p2s2He C

62

18

5217

4216

3215

2214

1213

212

111

p3s3NeAr

p3s3Ne Cl

p3s3Ne S

p3s3Ne P

p3s3Ne Si

p3s3Ne Al

s3Ne Mg

s3Ne Na

52

25

5124

3223

2222

1221

220

119

d3s4ArMn

...d3s4ArCr

d3s4Ar V

d3s4Ar Ti

d3s4Ar Sc

s4Ar Ca

s4ArK

excepción

ExcepcionesExcepcionesCr [Ar]4s1 3d5 <= Capas s y d semillenas

Cu [Ar]4s1 3d10 <= Prefiere llenar d, dejando s con 1

Nb [Kr]5s1 4d4 <= El 5s y el 4d están muy cercanos en energía

Mo [Kr]5s1 4d5 <= Parecido al Cr.

Ru [Kr]5s1 4d7 <= 5s semillena

Rh [Kr]5s1 4d8 <= 5s semillena

Pd [Kr]5s0 4d10 <=Lleno 4d y vacío 5s

Ag [Kr]5s1 4d10 <=Semilleno 5s y lleno 4d

27.¿Qué átomos neutros se están indicando con las siguientes configuraciones electrónicas (no necesariamente del estado basal)?:

a) [Ar]4s23d1

b) [Kr]4d45s2

c) [Kr]5s25p1

d)1s22s23s1

Presente las razones de su respuesta.

Propiedades Periódicas de Propiedades Periódicas de los Elementoslos Elementos

Librito:http://cea.quimicae.unam.mx/

~Estru/“La Tabla Periódica (los

elementos y la estructura atómica)”

Ley PeriódicaLey Periódica

• Dimitri Ivánovich Mendeleiev (1834-1907)

Ley Periódica (2)Ley Periódica (2)

• “Las propiedades de los elementos químicos dependen periódicamente de sus números atómicos”

• (pesos atómicos, según la definición original de Mendeleiev)

Tabla Periódica LargaTabla Periódica Larga

Tabla Periódica Larga (2)Tabla Periódica Larga (2)

Alrededor de 30 propiedades Alrededor de 30 propiedades de los elementos muestran de los elementos muestran

periodicidadperiodicidad

Propiedades Periódicas 1Propiedades Periódicas 1

• Radio atómico• Radio iónico• Volumen atómico• Energía de ionización• Afinidad electrónica• Electronegatividad

Propiedades Periódicas 2Propiedades Periódicas 2

• Valencia y número de oxidación• Potencial estándar de óxido-

reducción• Densidad• Puntos de ebullición y fusión• Calores de evaporización,

sublimación y solvatación

Propiedades Periódicas 3Propiedades Periódicas 3

• Dureza• Maleabilidad• Comportamiento magnético• Energía de enlace• Coeficiente de expansión térmica• Índice de refracción

Propiedades Periódicas 4Propiedades Periódicas 4

• Espectro óptico (Visible, UV y RX)

• Conductividad térmica y eléctrica

• Etc.