González Y Mora Ma. Teresa

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESIME ZACATENCO

QUÍMICA BÁSICA

González Y Mora Ma. Teresa

UNIDAD 1 (RESUMEN)

BECERRIL ORTEGA LUIS

1AM2

“La técnica al servicio de la patria”

1.1.1Modelo atómico de Bohr

El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:

Primer postulado:

“Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.”

Segundo Postulado:

“Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.”

Tercer postulado:

“Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.”

Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, solo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa.

En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía. En este modelo los electrones giran en orbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo

1.1.2Modelo Atómico Cuántico

La teoría de Bohr explicaba muy bien lo que sucedía con el átomo de hidrógeno, pero se presentó inadecuada para esclarecer los espectros atómicos de otros átomos con dos o más electrones.

Hasta 1900 se tenía la idea de que la luz poseía carácter de onda. A partir de los trabajos realizados por Planck y Einstein, este último propuso que la luz sería formada por partículas-onda, o sea, según la mecánica cuántica, las ondas electromagnéticas pueden mostrar algunas de las propiedades características de partículas y vice-versa.

En 1924, Louis de Broglie sugirió que los electrones hasta entonces considerados partículas típicas, poseerían propiedades semejantes a las ondas.

A todo electrón en movimiento está asociada una onda característica (principio de dualidad)

Entonces, ¿si un electrón se comporta como onda, como es posible especificar la posición de una onda en un instante dado?

Podemos determinar su comportamiento de onda, su energía, o mismo su amplitud sin embargo, no hay posibilidad de decir exactamente donde está el electrón.

Además de esto, considerándose al electrón una partícula, esta es tan pequeña que, si intentásemos determinar su posición y velocidad en un determinado instante, los propios instrumentos de medición irían a alterar esas determinaciones.

Así es que Heisenberg enunció el llamado “Principio de Incertidumbre”

No es posible determinar la velocidad y la posición de un electrón, simultáneamente, en un mismo instante.

En 1926, Erwin Schrödinger, debido a la imposibilidad de calcular la posición exacta de un electrón en la electrosfera, desarrolló una ecuación de ondas (ecuación muy compleja, envolviendo el cálculo avanzado), que permitía determinar la probabilidad de encontrar el electrón en una región dada del espacio.

Así, tenemos que la región del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar el electrón es llamada de Orbital.

Schrödinger propuso que cada electrón en un átomo tiene un conjunto de cuatro números cuánticos que determinan su energía y el formato de su nube electrónica.

La propuesta de Schrodinger , considerado como el 5° modelo atómico , radica en describir las características de todos los electrones de un átomo , y para ello uso lo que conocemos como números cuánticos .

Los números cuánticos se denominan con las letras “n”, “m”, “l” y “s” y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos.

1.2.1El significado y valores de los números cuánticos:

n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .

l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón, puede ser s, p, d y f (0, 1, 2 y 3).

m = número cuántico magnético, representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital, dentro de un orbital especifico. Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l).

s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y -

En resumen los números cuánticos se expresan:

n : Nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)

l : Orbital (s=0, p=1, d=2 y f=3) de l =0 (orbital s) hasta n - 1.

m : magnético (m=-l ,0 +1) desde -l, pasando por cero, hasta +l.

s : spin (-1 , + 1 ).

Los números cuánticos sirven a su vez para entender la información que aporta la configuración electrónica

De esta forma se pueden obtener los números cuánticos de los electrones de los niveles superiores. Para mayor facilidad se presentará una tabla para asignar los números cuánticos correctos, conociendo la configuración electrónica y la localización exacta del electrón.

1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p6/5s24d105p6/6s24f145d106p6/7s25f146d107p6

1.2.2 El principio de exclusión de Pauli:

Establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.

1.2.3 La regla de Hund:

Establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones están lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos.

1.2.3 El principio de Aufbau

Contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de “regla del serrucho”.

Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

Y así, sucesivamente:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

1.24 Configuración electrónica (ejercicios).

La notación espectral del Calcio (N.A. = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

La notación espectral del Litio (N.A = 3) es 1s2 2s1

1.3.1Ordenamiento de los elementos de la tabla periódica de acuerdo a su número atómico, periodo y grupo.

En la tabla periódica moderna, se ordenan pues los elementos químicos de acuerdo con su número atómico en forma creciente, y está diferenciada en columnas verticales conocidas como grupos o familias, y en filas horizontales denominadas periodos.

Debido al orden de los elementos en la tabla periódica, los que tienen propiedades químicas similares se encuentran en intervalos periódicos definidos. Esta relación se conoce como Ley Periódica.

Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los de los elementos.

El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino más bien es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades y el orden seguido es en base a un número atómico que viene siendo la cantidad de protones existentes en el núcleo del átomo.

Tal vez la tabla periódica que resulte más común, en esta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados periodos, además de 18 columnas verticales llamadas “grupos”.

El nombre de tabla periódica la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo los otros, todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un “grupo”.

“Los periodos” están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de periodo al total de niveles.

Las propiedades

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