1. Que científicos contribuyeron significativamente al desarrollo de la mecánica cuántica y en consecuencia a elucidar la estructura atómica.
2. Cual fue la propuesta revolucionaria de Louis de Broglie en 1924 para explicar el momento angular cuantizado de los electrones.
3. Partiendo de la ecuación de Planck y de Eintein demostrar (deducir) que el momento angular del electrón está cuantizado.
4. En que aparato se utiliza el comportamiento ondulatorio del electrón.
5. En que consiste el Principio de Heisenberg.
6. Porque físicamente es imposible ver el electrón.
7. Cuales son los conocimientos que de la estructura atómica se tenían en 1926.
8. Los problemas que se presentaban en 1926 fueron resueltos por el físico austriaco Erwin Schrödinger, cuales son la ideas fundamentales de su modelo atómico.
9. Porque de sus ecuaciones se deducen tres números cuánticos.
10. Que cosas nos puede explicar o predecir la teoría atómica de Schrödinger.
11. Cual es el significado físico de los números cuánticos, porque solo aceptan tener determinados valores.
12. Combinando los cuatro números cuánticos deducir cuantos orbitales s, p, d, f, hay por nivel de energía; así como el número máximo de electrones de cada orbital atómico.
13. Que es el espín electrónico, quienes lo descubrieron y que valores tiene.
14. Sobre que principios se construye la estructura electrónica de cualquier elemento.
15. Porque el orbital 4s se llena primero con electrones antes que el orbital 3d, lo mismo sucede con el 5s y 4d.
16. En que elementos se ve claramente la aplicación del Principio de Máxima Multiplicidad.
17. Escribir la estructura electrónica de los siguientes elementos: Li, F, Sc, Cr, Ar, Mo, Au, I, Rn.
jueves, 26 de marzo de 2009
Configuraciones electrónicas
PRINCIPIOS SOBRE LOS CUALES SE DEDUCE TEÓRICAMENTE LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE UN ATOMO
Aunque el estudio teórico y experimental se ha hecho en detalle extremo, aquí solo se estudiará de manera general como deducir teóricamente una estructura electrónica; los detalles y particularidades podrán resolverse en la bibliografía citada.
Básicamente podemos partir de tres principios para deducir la estructura electrónica de cualquier átomo y son:
1. – Principio de Exclusión de Pauli: “En un átomo o molécula no es posible la existencia de más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos debe diferir en uno”. Esto no lleva a una cuantización del número de electrones que como máximo contiene cada orbital atómico: s2, p6, d10, f14.
2. – Principio de Mínima energía: “En todo sistema atómico o molecular los protones y neutrones se agregan al núcleo y los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor energía (más cercanos al núcleo) y después se llenan los de mayor energía”. Experimentalmente se ha deducido por espectros de emisión atómica, potenciales de ionización o espectroscopia fotoelectrónica que el orden en que se llenan los orbitales atómicos es: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s.
Sin embargo recordar este orden es algo difícil por lo que se prefiere recurrir al esquema nemotécnico de T. Moeller (ver el esquema)
3.- Principio de Máxima Multiplicidad: “Un átomo o molécula es más estable cuando tiene semillenos o completamente llenos sus orbitales atómicos.
Por otro lado cuando existen orbitales de la misma energía primero se llenan con un electrón y solo si hay suficiente electrones se empezaran a aparear”. Este principio se ha deducido especialmente de los potenciales de ionización y explica porque el nitrógeno es más estable que el oxígeno; porque los gases nobles son tan estables, porque el Cr y Mo tienen un solo electrón en su último orbital s o bien porque el Cu, Ag, Au, llenan primero su orbital d a costa de dejar el orbital s.
Con los tres principios anteriores podemos deducir prácticamente todas las estructuras electrónicas con gran confiabilidad.
Principio de Exclusión de Pauli:
s2, p6, d10, f14
Principio de Mínima Energía:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Principio de Multiplicidad Máxima:
Recordarlos para la estructura electrónica del Cr, Mo, Cu, Ag, Au.
ANOMALIA: Se observa que el orbital 4s tiene menor energía que el 3d, esto puede explicarse tomando en consideración la simetría del orbital s respecto a la del orbital d. Debido a esta diferencia se produce un efecto de penetración acercándose más el orbital s al núcleo y por lo tanto disminuyendo su energía. (Observar el esquema de energía)
Aunque el estudio teórico y experimental se ha hecho en detalle extremo, aquí solo se estudiará de manera general como deducir teóricamente una estructura electrónica; los detalles y particularidades podrán resolverse en la bibliografía citada.
Básicamente podemos partir de tres principios para deducir la estructura electrónica de cualquier átomo y son:
1. – Principio de Exclusión de Pauli: “En un átomo o molécula no es posible la existencia de más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos debe diferir en uno”. Esto no lleva a una cuantización del número de electrones que como máximo contiene cada orbital atómico: s2, p6, d10, f14.
2. – Principio de Mínima energía: “En todo sistema atómico o molecular los protones y neutrones se agregan al núcleo y los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor energía (más cercanos al núcleo) y después se llenan los de mayor energía”. Experimentalmente se ha deducido por espectros de emisión atómica, potenciales de ionización o espectroscopia fotoelectrónica que el orden en que se llenan los orbitales atómicos es: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s.
Sin embargo recordar este orden es algo difícil por lo que se prefiere recurrir al esquema nemotécnico de T. Moeller (ver el esquema)
3.- Principio de Máxima Multiplicidad: “Un átomo o molécula es más estable cuando tiene semillenos o completamente llenos sus orbitales atómicos.
Por otro lado cuando existen orbitales de la misma energía primero se llenan con un electrón y solo si hay suficiente electrones se empezaran a aparear”. Este principio se ha deducido especialmente de los potenciales de ionización y explica porque el nitrógeno es más estable que el oxígeno; porque los gases nobles son tan estables, porque el Cr y Mo tienen un solo electrón en su último orbital s o bien porque el Cu, Ag, Au, llenan primero su orbital d a costa de dejar el orbital s.
Con los tres principios anteriores podemos deducir prácticamente todas las estructuras electrónicas con gran confiabilidad.
Principio de Exclusión de Pauli:
s2, p6, d10, f14
Principio de Mínima Energía:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Principio de Multiplicidad Máxima:
Recordarlos para la estructura electrónica del Cr, Mo, Cu, Ag, Au.
ANOMALIA: Se observa que el orbital 4s tiene menor energía que el 3d, esto puede explicarse tomando en consideración la simetría del orbital s respecto a la del orbital d. Debido a esta diferencia se produce un efecto de penetración acercándose más el orbital s al núcleo y por lo tanto disminuyendo su energía. (Observar el esquema de energía)
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