Introducción a la Química.

-Antecedentes.

1. Modelo atómico de Bohr.

Es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Dando que la cuantización del momento es introducida en forma ad hoc

La energía dentro del átomo está cuantificada, es decir, el electrón solo ocupa unas posiciones alrededor del núcleo con unos determinados valores de energía.

El electrón se mueve en orbitas circulares alrededor del núcleo. Los dos niveles de energía permitidos en el electrón vienen determinados por la multiplicidad entera del momento angular del electrón y h/2p, donde h es el constante de Planck (es la constante que frecuentemente se define como el cuanto elemental de acción). Solo se absorbe o se emite energía cuando un electrón cambia de un nivel a otro.

1. Modelo atómico cuántico.

Determina la localización de los electrones en los orbitales en torno al núcleo. Define el nivel del orbital, su forma geométrica, y su orientación en el espacio tridimensional.

1. Los parámetros de localización se les llaman números cuánticos, los cuales identifican la ubicación del electrón diferencial del átomo y son:

“n”=representa los niveles de energía (desde 1 a 7).

“l”=representan las formas geométricas de los orbitales (va de cero hasta n-1).

“m”=representa la orientación en el espacio de estos orbitales (desde -1 hasta +1 pasando por cero).

“s”=representan el sentido de giro del electrón sobre su propio eje (+1/2 y -1/2).

Nombres de los números cuánticos:

 “n”: número cuántico principal.          “l”: número cuántico secundario.

“m”: número cuántico magnético.       “s”: sentido de su giro (sobre el mismo eje).

 2) Sus formas geométricas de los orbitales (va desde cero hasta l = n-1).

“l”=0 → s (esférica).  “l”=1→ p (ovoides)  “l”=2 → d (anillo y ovoides).  “l”=3 → f (otras).

-Configuración electrónica.

a) Significado y valores de los números cuánticos.

Consiste en la distribución de los electrones en los diferentes orbitales de un átomo, y para desarrollarla se aplica la regla de diagonales: Se toman las flechas de arriba hacia abajo y del extremo superior a la punta, una tras otra. En sí que cada orbital se debería llenar con 2 electrones máximo ( Primero el orbital 1s= 2e-; después 2s= con 2e-; después el 2p= 6e- y así sucesivamente hasta llegar a los subniveles u orbitales d con 10e- y los subniveles f con 14 e- ; realizaremos este llenado hasta que completemos el número de electrones que contiene el átomo).

Los elementos tendrán una terminación en su forma electrónica de acuerdo a su posición en la tabla periódica. El último nivel de la configuración electrónica coincide con los periodos del elemento considerando siempre y cuando este en los bloques “s” o “p”´, mientras en el “d” se resta una unidad y en el “f” se le resta 2 unidades al periodo correspondiente.

b) Principio de exclusión de Pauli.

Fue desarrollado por el físico austriaco Ernst Pauli en el año 1925. Este principio dice que dos partículas (concretamente fermiones) que tienen los números cuánticos con los que constan idénticos, no pueden existir. Nos dice que un átomo es imposible que coexistan dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos.

Según establece este principio, en el orbital de tipo atómico, que se encuentra determinado por los números cuánticos n, l, y ml, solamente pueden haber dos electrones: uno de ellos son un spin (giro) positivo +1/2 y otro con su contrario spin -1/2.

Entonces decimos que cada uno de los tipos de orbitales solamente puede contener 2 electrones como máximos, los cuales deberán obligatoriamente tener spines contrarios. Estos electrones tendrán todos sus números cuánticos iguales, y tan sólo se diferencian en el número cuántico. Es decir cuando distribuimos los electrones por capas, representamos un orbital con una flecha hacia arriba y otra hacia abajo, lo cual nos indicara que hay dos electrones en dicho orbital, pero que poseen spines diferentes (configuración electrónica).  

c) Regla de Hund y principio de Abu

La renga de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha  regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, de esta manera se puede decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos de tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible.

Es necesario  saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un electrón, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben encontrarse en paralelo antes de que el orbital se llene del todo. Cuando el orbital adquiera el segundo electrón, este debe centrarse apareado con el anterior de esta forma, los electrones de un átomo van añadiéndose de manera progresiva utilizando una configuración ordenada, con la finalidad de tener buenas condiciones energéticas estables.

En cuanto en el principio de Abu, se basa en un diagrama de orbitales, en donde si seguimos el llenado de que nos indica las flechas que en el aparecen, llenamos correctamente los orbitales. Así, dicho diagrama empieza con el 1s , seguido de 2s para después subir al valor 2p y bajar de nuevo a 3s, 3p y seguir  por 4s, así sucesivamente  siguiendo el orden de las flechas. También se le conoce como la regla de las diagonales, o del serrucho.

Ejemplo: 1s, 2s, 2p, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc.      

A menudo se suelen representar los orbitales a través de un cuadrado rectangular, usando las flechas hacia arriba o hacia abajo, para designar los electrones con números cuánticos magnéticos de spin con valores +1/2 o -1/2 respectivamente.

d) Configuración electrónica (ejercicios).

Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88).

La configuración electrónica es:

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 6 s2 p6 7 s2

Escribe la configuración electrónica del 74W

Configuración electrónica:

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