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B2Q U01.5.2 Modelo atómico mecano-cuántico (2) - Contenido educativo

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Subido el 26 de julio de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 00:00:15
Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Hinares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 00:00:21
de la unidad 1 dedicada al estudio de la estructura atómica. En la videoclase de hoy estudiaremos la 00:00:27
segunda parte del modelo atómico mecanocuántico. Una de las características más importantes de 00:00:38
los orbitales atómicos y en la que nos vamos a detener porque vamos a utilizarla de aquí en 00:00:49
adelante es la energía, la energía de los electrones contenidos dentro de los orbitales atómicos. 00:00:54
Nosotros ya hemos visto una expresión que nos permitía determinar la energía de los electrones 00:01:03
dentro de las órbitas, en este caso porque estamos hablando del modelo atómico de Bohr. Bien, pues en 00:01:08
el caso de los orbitales, las energías que se obtienen como solución de la ecuación 00:01:15
de Schrodinger, también guarda una cierta relación a lo que se obtenía en el modelo 00:01:20
atómico de Bohr. De hecho, en el caso de un átomo de hidrógeno con un único electrón, 00:01:25
la energía de los orbitales depende únicamente de n y la energía es tanto menor cuanto menor 00:01:30
sea n, exactamente igual que lo que obteníamos en el caso del modelo atómico de Bohr. Si 00:01:35
tenemos más de un electrón la energía de los orbitales va a depender no sólo de n sino también 00:01:41
de l y de hecho la regla establece que la energía de un orbital es menor cuanto menor sea la suma n 00:01:47
más l y que a igualdad de suma la energía será tanto menor cuanto menor sea el valor de n. Esto 00:01:52
que parece un poco trabalengua se puede resumir de forma gráfica con esto que es una regla 00:01:59
mnemotécnica que solemos conocer como la regla de las flechas. La idea es la siguiente, cada una de 00:02:04
estas flechas une orbitales que tienen igual suma n más l. Esta primera flecha tiene suma n más l 00:02:10
igual a 1. En este caso n es igual a 1 y tratando de ser un orbital de tipo s, l es igual a 0. La 00:02:19
siguiente flecha por debajo tiene suma n más l igual a 2. n vale 2 y como aquí tenemos la letra s, 00:02:26
L vale 0. La siguiente flecha hacia abajo tiene orbitales con N más L igual a 3. Eso se puede conseguir con dos combinaciones distintas, con N igual a 3 y L igual a 0, orbital 3S, o bien con N igual a 2 y L igual a 1, orbitales 2P. 00:02:34
Como podéis ver, conforme vamos bajando, la flecha tiene n más l igual a 1, 2, 3, 4, etc. 00:02:52
La flecha apunta hacia abajo porque lo que sigue es el orden creciente de energía. 00:03:01
Por ejemplo, en esta fecha, orbital 3s y orbitales 2p tienen igual valor de n más l, 00:03:07
pero el valor menor de energía corresponde a los orbitales 2p frente al orbital 3s porque n es menor. 00:03:13
Así pues, si yo voy siguiendo las flechas de arriba a abajo y en el orden en el que me indica la cabeza de flecha, lo que voy obteniendo es, en orden de energía creciente, los distintos orbitales. 00:03:20
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3p, 4p, 5s y así sucesivamente. 00:03:32
La ordenación no es al azar, como podéis ver, lo que hacemos es colocar en horizontal los orbitales con n igual a 1, 2, 3, 4 y así sucesivamente. 00:03:40
En las subsecciones anteriores habíamos estudiado los orbitales como solución de la ecuación de onda de Schrodinger. 00:03:52
Habíamos caracterizado esas regiones del espacio donde es más probable encontrar los electrones. 00:04:00
Y también hemos estudiado la energía de los electrones que estarían contenidos dentro de esos orbitales, que viene dado por la suma de n más l. 00:04:05
Con eso ya podemos estudiar la configuración electrónica, que lo que determina es la forma como están colocados los electrones dentro de los orbitales en un átomo dado. 00:04:15
Y lo que vamos a estudiar es lo que se denomina la configuración de mínima energía. 00:04:25
Vamos a estudiar el conjunto de orbitales que pueden ocupar los electrones que tienen una menor energía. 00:04:29
La forma en la que los electrones se ubican dentro de los orbitales viene dado por las reglas de la mecánica cuántica que veis aquí, 00:04:36
el principio de construcción progresiva, el principio de exclusión de Pauli y el principio de máximo desaparimiento de Hund, 00:04:43
que viene a querer decir que dentro de un mismo orbital, que viene caracterizado por los números cuánticos n, l y ml, 00:04:50
que puede haber a lo sumo dos electrones, lógico, puesto que el valor ms, el número cuántico magnético de spin, 00:04:57
puede tomar tan solo los dos valores, menos un medio y más un medio, 00:05:04
que los electrones se van añadiendo al átomo ocupando los orbitales disponibles con menor energía, 00:05:08
que no puede haber dentro de un mismo átomo dos electrones con los mismos números cuánticos, 00:05:15
y eso quiere decir que dentro de un orbital si colocamos dos electrones que es el máximo número posible 00:05:20
necesariamente deben tener los dos valores posibles del número cuántico magnético de spin ms más un medio y menos un medio 00:05:27
y en cuanto al principio de máximo desapareamiento viene a describir qué es lo que ocurre 00:05:33
cuando estamos completando con electrones orbitales no de tipo s sino de tipo p o de tipo d 00:05:40
En el caso concreto de los orbitales de tipo P, que tenemos tres con ML igual a menos uno, cero y más uno, en principio los tres tienen la misma energía, puesto que en los tres la suma N más L toma el mismo valor. 00:05:46
Este principio lo que establece es que los electrones van ocupando los orbitales primero uno, luego otro, luego otro, y que únicamente se completan los orbitales con el segundo electrón cuando todos los orbitales tienen al menos uno. 00:06:00
Lo vamos a ver más adelante con un ejemplo. 00:06:15
La configuración electrónica se representa de forma convencional denotando los orbitales de la forma n, l, n en número y l en letra, así que tendríamos 1s, 2s, 2p, 3s y así sucesivamente. 00:06:19
Y a la derecha de l como superíndice el número de electrones que hay contenidos dentro de cada orbital. 00:06:34
Es importante repasar algunas cosas acerca de la notación. 00:06:41
Al último electrón en el orden de llenado se le llama electrón diferenciador o bien electrón de valencia en algunos casos. 00:06:45
A la configuración electrónica del último nivel, a la que corresponde al N mayor, se le denomina configuración electrónica de la capa de valencia. 00:06:52
Y es importante hacer hincapié en un detalle importante. 00:07:01
La configuración electrónica que nosotros vamos a estudiar no es siempre la que se observa 00:07:06
sino que existen ciertas excepciones que se observan al estudiar las configuraciones electrónicas reales de los átomos 00:07:12
sobre todo en el caso de electrones con un gran número de átomos con un gran número de electrones 00:07:19
que explicaremos con más cuidado más adelante en clase y también vamos a ver más adelante en el ejemplo que vamos a estudiar 00:07:24
El ejemplo que quiero presentaros es el caso de los electrones del átomo de boro. 00:07:32
El átomo de boro tiene número atómico z igual a 5 y en el caso de un átomo neutro que contenga el mismo número de electrones que de protones, 00:07:39
lo que necesitamos es colocar 5 electrones dentro del átomo. 00:07:48
De acuerdo con las reglas de la mecánica cuántica, deberíamos empezar colocando el primer electrón dentro del orbital de mínima energía, 00:07:53
que sería el orbital 1s y el primer electrón sería este que arbitrariamente vamos a colocar 00:08:01
con spin ms igual a más un medio la flechita apuntando hacia arriba. El segundo electrón 00:08:07
completaría este orbital de tipo s que es el disponible de mínima energía. El tercer electrón 00:08:13
ya no puede venir aquí, este orbital a lo sumo puede admitir dos electrones, ya estaría completo. 00:08:19
El siguiente orbital con mayor energía sería el orbital 2s que viene representado por esta 00:08:25
casquita que hemos puesto aquí debajo. El primer electrón que entraría dentro de este orbital pues 00:08:30
convencionalmente se representa con esta flecha apuntando hacia arriba con m es igual a más un 00:08:36
medio y el cuarto electrón obviamente viene a completar este orbital sería esta flechita apuntando 00:08:40
hacia abajo con m es igual a menos un medio. ¿Qué es lo que ocurre con el siguiente electrón, el 00:08:46
último, el electrón diferenciador, el quinto electrón? Bueno pues vendría a ocupar el siguiente 00:08:52
orbital con n más l mayor y en este caso pues sería el orbital 2p y convencionalmente lo que 00:08:57
hacemos es colocar el spin ms más un medio flechita hacia arriba en la primera de las cajas 00:09:04
la configuración electrónica del átomo de boro entonces habría de ser 1s2 2s2 2p1 que se 00:09:10
representa como veis aquí en fila de izquierda a derecha en orden de menor a mayor energía 00:09:20
La configuración electrónica del boro es una de las excepciones que había comentado anteriormente 00:09:26
Es una de las primeras excepciones y no se corresponde precisamente a un átomo con un gran número de electrones 00:09:32
Aquí tenemos tan solo 5 00:09:38
La configuración electrónica que se observa es esta que veis aquí debajo 00:09:39
1s2 2p3 00:09:44
Lo que ocurre es que estos dos electrones que en principio habrían de ocupar el orbital 2s 00:09:46
van a pasar a ocupar el orbital 2p, de tal forma que el tercer electrón no entraría en el orbital 2s, 00:09:54
sino que sería este primero dentro de la caja con ml igual a menos 1 de los orbitales 2p. 00:10:02
El siguiente electrón no vendría a completar esta caja, puesto que de acuerdo con la regla de Hund debería ir al siguiente orbital 00:10:08
y el quinto y último electrón, en el caso del boro, no completaría ni este ni este orbital, 00:10:15
sino que vendría a la siguiente caja, a la última, con ML igual a más 1. 00:10:21
Si hubiéramos de colocar un sexto electrón, ahora ya sí, empezaríamos a completar este orbital, 00:10:26
el séptimo este orbital y el octavo este orbital, de acuerdo con la regla de Junta. 00:10:31
¿Por qué esta configuración es observada preferentemente a esta? 00:10:37
Porque es más estable. 00:10:42
Porque, de alguna manera, debe presentar menor energía, aunque sea poca, con respecto a esta. 00:10:44
Y es que las reglas generales de la mecánica cuántica no tienen en cuenta ciertos efectos de interacción de los electrones cuando están ocupando los distintos orbitales. 00:10:51
Veremos en clase la razón por la cual este tipo de configuración es más estable que esta otra y hablaremos de la regla del serrete, que es lo que está ocurriendo aquí. 00:11:00
En esencia, los orbitales llenos o las familias de orbitales llenos o semillenos, como es este caso, son mucho más estables que este orbital lleno y este con un único electrón. 00:11:09
Una última característica importante de los átomos es lo que se denomina paramagnetismo y diamagnetismo, que lo que hacen es caracterizarlos cuando se encuentran en presencia de un campo magnético. 00:11:21
Con carácter general se llama sustancia diamagnética, cualquier sustancia que no interacciona con un imán, y se llama sustancia paramagnética, cualquier sustancia que interacciona con un imán y se ve atraída por él. 00:11:33
En el caso de los átomos, presenta un comportamiento diamagnético aquellos que tienen todos sus electrones apareados, mientras que presenta comportamiento paramagnético aquellos que tienen sus electrones desapareados, que no tienen todos los electrones apareados. 00:11:47
El primer caso, el caso de las sustancias demagnéticas, se corresponde con sustancias tales que todos sus orbitales están completos. 00:12:04
Y el segundo caso, el de las sustancias paramagnéticas, se corresponde con aquellos átomos que tienen algún orbital semicompleto, con uno único de los electrones posibles que pueden contener. 00:12:11
Al aire de las configuraciones electrónicas, el comportamiento paramagnético y demagnético de las sustancias, ya podéis resolver los últimos ejercicios propuestos desde el 8 hasta el 12. 00:12:23
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 00:12:33
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. 00:12:42
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. 00:12:47
Un saludo y hasta pronto. 00:12:53
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
85
Fecha:
26 de julio de 2021 - 19:20
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
13′ 21″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
23.71 MBytes

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