La envoltura de atomos
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía.
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
según la FISICA CLASICA
LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA
Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA
ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA.
FÍSICA MODERNA
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUO
SE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS
"PAQUETES DE ENERGÍA "
QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES
LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg
EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
(Principios Básicos de Química H.Gray)
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2 p n = 1,2,3...........a
Energía asociada a los cambios de órbita
LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA
Efecto Compton
DUALISMO ONDA- PARTÍCULA
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG
Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón
D x D p = l . h / l = h > 0
ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck,
y = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula
Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
y = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,..............a ( Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS
Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado. Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos. Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.
De no suceder así, es decir, si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas.
¿ Cuál es la configuración electrónica detallada del elemento cuyo Z = 77 ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son electrones de valencia?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son los números cuánticos del último electrón ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d!¡ 5d!¡ 5d! 5d! 5d!
n= 5 l =2 m= -1 s = + 1/2
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
CUADRO PERIÓDICO
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.
El RADIO ATOMICO (R.A.)
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico al avanzar el Número Atómico en los elementos. Se observa que los picks de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.
El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período.
El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia.
Los iones son atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.
Diagrama de radios atómicos y radios iónicos
Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). Puede pensarse, que por ésta razón, el Radio de las estructuras isoelectrónicas debe ser el mismo. No es así, pues, al igual que acontece con la disminución de los radios en un Período, la carga positiva en el nucleo es diferente. A mayor Z menor Radio.
EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)
Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)
Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .
A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles.
LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)
La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E. P .)
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Tampoco cuenta para los gases nobles.
LA FORMACIÓN DE LOS IONES
Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
LA FORMACION DE LAS MOLECULAS
La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
M(+m) n N (-n) m
M = Metal N = No Metal
TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
OXIDOS METALICOS
M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m
OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n
LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
M +m2 O -2m + m H+12 O-2 = 2 M+m ( O-2 H+1)m
LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1
LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n
LOS ACIDOS Y LAS BASES
Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:
H2O
H2O = H + + OH –
ión hidrógeno ión hidroxilo
ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno
H2O
HA = H + + A –
ácido ión hidrógeno anión del ácido
Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:
Ejemplos:
H 2 S O 4 = 2 H + + SO4 –2
Ácido sulfúr ico Anión sulf ato (1)
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
oso _____________> ito
ico _____________> ato
H 2 S = 2 H + + S –2
Ácido sulf hídrico Anión sulf uro
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
hídrico ___________> uro
BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo.
H20
BOH = B + + OH –
base catión de la base ión hidroxilo
Así se comportan los hidróxidos:
Ejemplo:
u ( O H ) 2 = Cu+2 + 2 OH -
catión cúprico (1)
Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica
LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
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