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Equipo de quimica

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  • 1. Significado físico de la función de onda.
  • 2. NUMEROS CUANTICOS Y SUS ORBITAS Número cuántico principal (n): Representa al nivel de energía (estado estacionario de Bohr) y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc.) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. 5 P, etc. Número cuántico secundario (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0. Ejemplo: n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3. Dicho de otra manera, El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón..
  • 3.  Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. Sus valores son todos los enteros del intervalo (-l,+l) incluyendo el 0.Ejemplo: n = 4l = 0, 1, 2, 3m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.. Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, Cada electrón, en un orbital, gira sobre sí mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2. Orbitales "s": Los orbitales "s" son esféricamente simétricos. Orbitles "p": La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p ( ; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números
  • 4. cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal. Orbitales "d": En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como vemos en la figura : Orbitales "f": Son orbitales de mayor energía. Para n>4 tendremos 7 orbitales f ( =3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a 57.
  • 5. DISTRIBUCION ELECTRONICA EN SISTEMAS POLIELECTRICOSLa configuración electrónica de un átomo informa cómo están distribuidos loselectrones entre los diversos orbitales atómicos. Se utilizarán los primeros diezelectrones (de hidrógeno al neón) para mostrar las reglas básicas de escritura delas configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los átomos. Elnumero de electrones de un átomo neutro es igual a su numero atómico z.La configuración electrónica se puede representar por un diagrama de orbital quemuestra el spin del electrónDonde la flecha hacia arriba indica uno de los dos posibles movimientos de girodel electrón, la caja representa un orbital atómico.
  • 6. PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIONEn el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicosde tal modo que la energía global del átomo sea mínima.Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir laconfiguración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para elllenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energíade cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de lasdiagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..
  • 7. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULIEste principio establece que: dos electrones en un átomo no pueden tener losmismos cuatro números cuánticos, en otras palabras, solo dos electronespueden existir en el mismo orbital atómico, y estos electrones deben tener espinesopuestos.Un ejemplo es el Helio, siguiendo el principio de Pauli su configuración es: He 1s2 ↓ 1sLos tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Doselectrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, perosi es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamosexpresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupadopor dos electrones y estos electrones deben tener espines opuesto:  ↓DIAMAGNETICOS Y PARAMAGNETICOS.Si dos electrones en el orbital 1s de un átomo de helio tuvieran el mismo espín, oespines paralelos (   , ↓ ↓ ), sus campos magnéticos netos se reforzaríanmutuamente. Dicha distribución haría del helio un átomo paramagnético. Seconocen como sustancias paramagnéticas: a las que son atraídas por un imán.Por otro lado, si los espines del electrón están apareados o son antiparalelos(  ↓ , ↓  ), los efectos magnéticos se cancelan y el átomo es diamagnético. Lassustancias diamagnéticas son repelidas ligeramente por un imán.Un ejemplo, se considera el litio (Z=3) que tiene tres electrones, la cual suconfiguración electrónica es 1s2, 2s 1 y su diagrama orbital es
  • 8. Li ↓  1s 2s Principio de máxima multiplicidad de HundLa regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudiode los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f)los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos,es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tienemenos energía) cuando tiene electrones apareados (espines paralelos) quecuando esos electrones están desapareados (espines opuestos o anti paralelos).Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayorestabilidad energética es aquella en donde los espines electrodos los orbitales enuna subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que sele asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos loselectrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Ycuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar apareado delprimero (espines opuestos o anti paralelos). Por ejemplo: 3 electrones en el orbital 2p; px1 py1 pz1 (vs) px2 py1 pz0 (px2 py1 pz0 = px0 py1 pz2 = px1 py0 pz2= px2 py0 pz1=....)
  • 9. Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódicaConfiguración ElectrónicaLos cuatro números cuánticos (n, l, m, s) permiten identificar completamente unelectrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo dehidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene unelectrón, que se ubica en el orbital “s” del primer nivel de energía. Esta situaciónes diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer ladistribución de electrones en los distintos orbitales (lugares donde es másprobable encontrar un electrón) en el interior de un átomo, se desarrolló laconfiguración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, losorbitales ocupados y el número de electrones de un átomo.La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tresprincipios:- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementosse obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menorenergía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los nivelessuperiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante elsiguiente esquema:
  • 10. Clasificación periódicaDe acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se puedendividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles,los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos ylos actínidos.Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A,todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo númerocuántico principal.Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A tienen elmismo subnivel p completo.Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cualestienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles dincompletos. Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no sonrepresentativos ni metales de transición.A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transicióninterna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos.
  • 11. Si analizamos las configuraciones del grupo 1A vemos que son similares: todostienen el último electrón en un orbital s. El grupo 2A tiene configuración ns2para los dos electrones más externos. La similitud de las configuracioneselectrónicas externas es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo ensu comportamiento químico.Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Sianalizamos la configuración del grupo 7A, o elementos halógenos, todos ellosposeen configuración ns2np5, haciendo que tengan propiedades muy similarescomo grupo.Propiedades Periódicas- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomogaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón deeste átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estadofundamental:Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan alincrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionizaciónde los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a quela mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de suselevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metalesalcalinos) tienen las menores energías de ionización.