Quimica Parcial II Trim (1)

Temario de Química. I Parcial II trimestre X año. 2011
1- Estructura electrónica. Presentación. Sistema nlx y abreviado.
Anomalías. Diagramas de orbitales. Ley de Hund.
Resumen de Química
Modelos Atómicos
a. Demócrito y Leucipo: Siglo V a.C en la antigua Grecia. Su método era
el especulativo, se guiaban por la intuición. Pensaban que la materia
era discontinua. Consideraron el átomo como la unidad básico de la
materia. Decían que tenia diferentes formas, tamaños , que era
indivisible e indestructible. Creían que todos los átomos estaba hechos
del mismo materia, pero que formaban diferentes elementos.
Aristóteles rechazo su teoría.
b. John Dalton: De 1766-1844. Usaba el método científico. Es
considerado el padre de la Química. Propuso la teoría atómica en
1803. Decia que el átomo es una partícula indivisible, indestructible y
esférica. Sus postulados eran:
b.1 Los elementos están formados por partículas extremadamente
pequeñas, simples e indestructibles llamadas átomos.
b.2 Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos o iguales.
Pero se sabe que este postulado ya no esta considerado porque están
los isotopos que son átomos de un mismo elemento con igual numero
atómico pero diferente numero de masa.
b.3 En una reacción química, los átomos no aparecen ni se
transforman en átomos de otros elementos, no pueden ser creados ni
destruidos.
b.4 Cuando los átomos de los elementos se unen para formar
compuestos lo hacen en proporciones constantes de números enteros
pequeños.
c. J.J. Thomson: De 1856 a 1940. Descubrió el
electrón al pasar electricidad a través de un
gas por medio de tubos catódicos. Con esto
el átomo se hizo divisible: con partículas
negativas (electrones) y positivas. Su modelo
se llamo Pudin con pasas ya que estaba
formado por un esfera de carga positiva en la
cual los electrones estaban incrustados como
las pasas. Determino la neutralidad del
átomo. Propone la relación entre la carga y la masa del electrón la cual
es igual a -1,76x108 c/g.
d. R. Millikan: De 1868 a 1953. Descrubrio la carga del electrón
-9
-28
1,602x10 coulombios. Determino la masa del electrón 9,11x10 g.
e. E Rutherford: De 1871 a 1939. Estudio las
sustancias radioactivas. Realizo un experimento
el cual era un bombardeo de partículas alfa (α)
positivas es decir núcleos de helio a una
laminilla delgada de oro. Gran parte atravesaron
la lamina sin desviarse, unas pocas se desviaron
y otras rebotaron. Entonces se puede concluir que en el átomo existe
un núcleo positivo, minúsculo y muy denso. En el cual se concentra la
mayor parte de la masa y un espacio vacío donde permanecen los
electrones.
f. J. Chadwick: Descubrió en neutrón. Partícula que no tiene carga, con
un gran poder de penetración y con una masas igual a la de un protón
1 uma (1,67x10-24g).
g. N. Bohr: De 1885 a 1962. Tomo como base los trabajos de Max Plank
(Energia radiante que consiste en energía empaquetada, en cuantos) y
Albert Einstein (efecto fotoeléctrico). Propuso su modelo el cual llamo
el planetario, ya que lo comparo con un sistema solar en miniatura.
Sus postulados fueron:
g.1 Los electrones se mueven alrededor del núcleo en trayectorias
definidas circulares llamadas orbitas.
g.2 Los electrones se ubican en
niveles definidos de energía, las mas
internos son los menos energéticos.
g.3 Cuando los electrones ganan o
pierden cuantos de energía se han
movido de un nivel a otro.
g.4 Experimento con el átomo de
hidrogeno, y así logro predecir con
exactitud las longitudes de las ondas
en el espectro del hidrogeno. Pero
este modelo no fue adecuado para
átomos mas
complejos.
h. E. Schrödinger: De 1887 a 1961. Su
modelo estaba basado en una ecuación que
considera al electrón ondulatorio. Combina la
física clásica con el modelo del electrón
ondulatorio. Su ecuación se aplica a átomos
con mas de un electrón, y no se habla de
orbitas sino de orbitales que son zonas
donde se da la mayor posibilidad de
encontrar electrones. Para este modelo la energía del electrón esta
cuantizada (definida).
i. Louis De Broglie: Su aporte fue acerca de la dualidad del electrón, ya
que la materia se pueden analizar como una onda o como una
partícula.
j. Werner Heisenberg: Su aporte fue acerca del Principio de
Incertidumbre que dice que no es posible determinar simultáneamente
u con exactitud la velocidad y la posición de un electrón.
Con la ecuación de Schrödinger se puede determinar las probabilidades
asociadas con la posición y la energía de un electrón que rodea al núcleo.
Esto condujo a los tres primeros números cuánticos, en los que se
descubren probabilidades de ubicación de los electrones en los orbitales.
Es un modelo probabilístico sustentado en la mecánica cuántica
ondulatoria, que puede dar una explicación mas acertada acerca del
comportamiento del electrón.
Números cuánticos
a. Numero cuántico principal (n): puede tener los valores de 1 al 8. Se
relaciona con la distancia al núcleo. Determina la energía del orbital.
b. Numero cuántico secundario o azimutal (l): indica la forma de los
orbitales. El numero cuántico secundario depende del principal. Para
un valor dado de n, l tiene todos los valores desde el 0 hasta (n-1).
Pero también se puede tomar de la siguiente manera:
l
0
1
2
3
Nombre del
s
p
d
f
orbital
c. El numero cuántico magnético (ml): describe la orientación del orbital
en el espacio. Depende de l. Para cierto valor de l hay (2l+1) valores.
El numero de valores de ml se indica el numero de orbitales en un
subnivel con el valor especifico de l.
d. El numero cuántico de spin (ms): Se refiere a los dos posibles
movimientos del giro de un electrón. El cual puede ser en dirección de
las manecillas del reloj o a la inversa. Los valores pueden ser +1/2 o 1/2.
Principio de exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones que en un
átomo no pueden tener los mismos cuatro números atómicos. Si dos
electrones del mismo átomo tienen los números cuánticos n, l y m l iguales
deben tener diferentes los valores del ms.
Este es el orden correcto de los spin. No se permiten
dos hacia arriba o dos hacia abajo.
El electrón diferenciante es el ultimo electrón de un
elemento el que esta en el nivel y subnivel mas externo.
Ejemplo:
15P
1s22s22p63s23p3 (ultimo termino electrónico)
n=3
l=1 (subnivel p)
ml=+1
ms=+1/2
En la tabla periódica:
Estructura Electrónica
Es la manera en que están distribuidos los electrones en los diferentes
orbitales atómicos.
Principio de Construcción: Los electrones se distribuyen en niveles y
subniveles según en principio de Aufbau. Se agregan los electrones a los
orbitales atómicos.
SISTEMA
n= nivel
l=subnivel
x= numero de electrones (da posición al elemento)
Orden de llenado de los subniveles
Se comienza con el orbital 1s y se continua como en la imagen.
Los electrones de valencia son los responsables del comportamiento químico.
Se encuentran en el nivel mas externo y en subniveles incompletos.
8O
1s22s22p4 capa de valencia 6e.v. (grupo#6)
34Se
1s22s22p63s23p64s23d104p4 capa de valencia 6e.v. (grupo#6)
La Regla de Hund
La regla de Hund establece que la distribución mas estable de electrones en
los subniveles es aquella que tenga mayor numero de spines paralelos.
El diagrama de orbital del carbono es:
Configuración abreviada
Se pone el gas noble anterior al elemento en un paréntesis cuadrado y se
copia el resto de la configuración.
50Sn
1s22s22p63s23p64s23d104p65 s24d105p2
[Kr] 5s24d105p2
4ê.v. (grupo # 4)
Ejemplos:
77Ir
[Xe ] 6s2 4f14 5d7
92U
[Rn ] 7s2 6d1 5f3
IMPORTANTE:
capa de valencia s y d (transición)
Lantanidos  poner 5d1 antes de 4f
Actinidos  poner 6d1 antes de 5f
Orbitales atómicos:
La relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos. Así que se
puede ver que cuando l=0 entonces ml es 1 o sea solo hay un valor de ml, por
eso se tiene solo el orbital s.
a. Orbitales s: El electrón la mayor parte del tiempo esta cerca del
núcleo. Todos los orbitales de s son esféricos, pero el tamaño cambia
ya que este incrementa con medida que el numero principal cambia.
b. Orbitales p: comienzan con el numero principal = 2. Este orbital puede
ser imaginado como dos lóbulos a lados opuestos del núcleo.
c. Orbitales d y de mayor energía: Cuando l = 2, existen 5 valores de ml,
lo que corresponder a 5 orbitales.
Anomalías Electrónicas
Cuando los orbitales están semillenos o llenos dan al átomo mayor
estabilidad química.
s1 p3 d5 f7
s2 p6 d10 f14
Algunos de los elementos que las presentan son: Cr, Au, Cu, Ag y Mo.
Configuración electrónica en anomalías:
Cr (z=24): [Ar] 4s23d4
Real
Cr (z=24) : [Ar] 4s13d5
Los electrones de s se pasan a d.