Química inorgánica *

1.1. Base experimental de la teoría cuántica1.1.1. Teorías de la luz, Cuerpo negro yEfecto Fotoeléctrico, Teoría de Max Planck.1.1.2. Espectro y series espectrales.1.2. Átomo de Bohr1.2.1 Aportaciones de Bohr al modelo mecánico cuántico1.2.2. Teoría atómica de Sommerfeld1.3. Estructura atómica1.3.1. Principio de incertidumbre de Heisemberg1.3.2. Principio de dualidad postulado de Broglie1.3.3. Ecuación de onda de Schrödinger1.3.3.1. Significado físico de la función1.3.3.2. Orbítales atómicos y números cuánticos1.3.3.3. Principio de Exclusión de Pauli1.4. Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos.1.4.1. Configuración electrónica de los elementos1.4.1.1. Principio de construcción1.4.1.2. Principio de la Máxima multiplicidad de Hund1.4.1.3. Ubicación periódica de acuerdo al electrón diferencial

1.1-Teoría cuántica

CUERPO NEGRO

TEORÍAS DE

LA LUZ

ESPECTROS EFECTO FOTOELÉCTRICO

Teoría corpuscular

Teoría ondulatoria

MAX PLANCK

Cuerpo negro: objeto ideal (ya que no existe en la naturaleza) que absorbe toda la radiación que llega a su superficie sin reflejar alguna ni emitir radiación propia, cuerpo radiante mas eficiente, que absorbe o emite a todas las longitudes de onda y es proporcionalmente a la 4 potencia de su T° termodinámica M=OT4

un cuerpo negro se puede sustituir con gran aproximación por una cavidad con una pequeña abertura. La energía radiante incidente a través de la abertura, es absorbida por las paredes en múltiples reflexiones y solamente una mínima proporción escapa (se refleja) a través de la abertura. Podemos por tanto decir, que toda la energía incidente es absorbida.

Teorías de la luzTeoría Autor Contenido Características

Corpuscular Isaac newton

La luz esta compuesta por corpúsculos o partículas emitidas que se propagan en línea recta

Explicaba la propagación rectilínea de la luz, refracción y reflexión

ondulatoria Huygens Define a la luz como un movimiento ondulatorio del mismo tipo que el del sonido

Explica las leyes de refracción y reflexión

cuantos Max planck

Establece que los intercambios de energía y luz son por medios de cuantidades finitas (cuantos) que luego se llamaran fotones

No puede explicar las interferencias y la difracción

Espectros y series espectralesUn espectro es un intervalo de radiaciones electromagnéticas ordenadas por longitudes de onda o frecuencias crecientes.

ESPECTRO DE EMISION: son aquellos que se obtiene al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado .*ESPECTROS DE EMISION CONTINUOS: se obtiene al pasar las radicaciones de cualquier solido incandescente por un prisma*ESPECTRO DE EMISOON DISCONTINUO: se obtienen al pasar al luz de vapor o gas excitado

ESPECTRO DE ABSORCION: espectro con líneas faltantes

SERIES ESPECTRALES Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida;

• Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.

• Serie Balmer: zona visible del espectro.

• Serie Paschen zona infrarroja del espectro.

• Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.

• Serie Pfund: zona infrarroja del espectro.

Efecto fotoeléctricoEmisor de electrones por una superficie solida al incidir sobre ella una radiación electromagnética , generalmente en las regiones visible , ultravioletas o X del espectro Al incidir luz ultravioleta sobre el cátodo metálico se detecta el paso de una corriente eléctrica. Se trata de electrones que abandonan el cátodo y se dirigen al ánodo a través del vacío dentro del tubo. Los electrodos se hallan conec tados a una diferencia de potencial de sólo unos pocos voltios.Con radiación ultravioleta de diferentes in tensidades, los electrones salen del metal con la misma velocidad. La radiación más intensa arranca mayor número de electrones. Con luz ultravioleta, aun de baja intensidad, los electrones son arrancados prácticamente en forma instantánea, aunque la Física clásica predecía un tiempo de retardo hasta que los átomos absorbieran la energía necesaria para expulsar el electrón

TEORÍA DE MAX PLANCK Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza universal que se conoce como la constante de Planck. La ley de Planck establece que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de la radiación multiplicada por la constante universalLo que postuló Planck al introducir su ley es que la única manera de obtener una fórmula experimentalmente correcta exigía la novedosa y atrevida suposición de que dicho intercambio de energía debía suceder de una manera discontinua, es decir, a través de la emisión y absorción de cantidades discretas de energía, que hoy denominamos “quantums” de radiación. La cantidad de energía E propia de un quantum de radiación de frecuencia f se obtiene mediante la relación de Planck: E = h x f, siendo h la constante universal de Planck = 6’62 x 10 (expo-34) (unidades de “acción”).

A partir de las ideas de Planck sobre la cuantización de La radiación electromagnética quedaba claro que la física clásicaHabía llegado a su límite de validez y que era necesario desarrollar una nueva teoría para las partículas más pequeñas de la naturaleza... Propuso un modelo atómico para explicar la estructura atómica, fundamentando su teoría en la teoría cuántica y basándose en los siguientes postulados :

Átomo de Bohr

1.- los electrones en los átomos se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o en niveles de energía definidos

2.- mientras los electrones se mueven en orbitas o niveles de energía definidos no absorven ni desprenden energía

3.- los electrones pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energía y viceversa, siempre y cuando absorban o desprendan la energía necesaria 4.- cuando los electrones absorben o desprenden energía lo hacen en cantidades unitarias llamadas cuantos, que corresponden a la diferencia de energía entre los niveles

Para Bohr, la razón por la cual los electrones que circulan en los átomos no satisfacen las leyes de la electrodinámica clásica, es porque obedecen a las leyes de la mecánica cuántica. Sin duda, giran en torno del núcleo atómico, pero circulan únicamente sobre órbitas tales que sus impulsos resultan determinados por múltiplos enteros de la constante de Planck. Los electrones no radian durante todo el tiempo en que describen sus órbitas; solamente cuando el electrón salta de una órbita a otra, más cercana del núcleo, lanza un cuanto de luz, un fotón. Emitidos por los átomos de gases incandescentes, son los fotones los que engendran las rayas espectrales, y Bohr tuvo el portentoso acierto de poder explicar las rayas del hidrógeno. En efecto, las longitudes de onda de estas líneas espectrales se vuelven calculables a partir del modelo de átomo cuantizado por Bohr, que interpreta también el origen de los espectros elementales embrionados por los rayos X.

Aportaciones de Bohr al modelo mecánico cuántico

Arnold sommerfield son la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein hizo las siguiente modificaciones al modelo atómico de bohr :1.- los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elípticas2.-a partir del segundo nivel energético existen 2 o mas subniveles en el mismo nivel 3.-el electrón es una corriente eléctrica minúscula

Para describir los nuevos subniveles, sommerfield introdujo en parámetro llamado numero cuántico azimutal que designo con al letra l

MODELO ATÓMICO DE SOMMERFIEL

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

- El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

1.2-ESTRUCTURA ATÓMICA

El principio de incertidumbre de Heisemberg enunciado es 1927 es una afirmación teórica que se encuentra de acuerdo con todas las observaciones experimentales. Nos dice que es imposible determinar con toda exactitud la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Matemáticamente el producto de la incertidumbre de la posición y de la cantidad de movimiento es:                                             A x A(mv) = h/ 4p

Principio de incertidumbre de Heisemberg

Principio de dualidad postulado de De Broglie

El físico francés Louis de Broglie en 1924, considero, que la luz no solo es un efecto corpuscular sino también ondulatorio. La dualidad onda-corpúsculo es la posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. La teoría de la dualidad de la materia considera que la materia tiene un comportamiento corpúsculo-onda ó partícula-onda. = longitud de onda h = constante de Planckm = masa del electrón v = velocidad de la partícula-onda

La ec. de Schrödinger para una partícula de energía E que se mueve en una dimensión bajo un potencial V es La ec. de Schrödinger para una partícula de energía E que se mueve en una dimensión bajo un potencial V es

En

En mecánica cuántica, el estado en el instante t de un sistema se describe por un elemento del espacio complejo de Hilbert — usando la notación bra-ket de Paul Dirac. representa las probabilidades de resultados de todas las medidas posibles de un sistema.La evolución temporal de se describe por la ecuación de Schrödinger :

donde

es la unidad imaginaria ;

es la constante de Planck normalizada (h/2π) ;

es el hamiltoniano, dependiente del tiempo en general, el observable corresponde a la energía total del sistema ;

es el observable posición ;

es el observable impulso.

Ecuación de onda de Schrödinger

Significado fisico de la funcion

d Derivada parcial.Ψ (PSI). A este término se le conoce como función de onda y matemáticamente se define en términos de la función trigonométrica seno del desplazamiento x.E Energía total.E.P. Energía Potencialm Masa del electrón.h Constante de Planckx, y, z Ejes de coordenadas.

Orbitales & numeros cuanticos

Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto esta basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico mas aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Los números atómicos más importantes son cuatro:

Número Cuántico Principal (n):Nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.

Número Cuántico Secundario o azimutal (d)Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el

electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los numeros:

l = 0 s sharpl = 1 p principall = 2 d diffusel = 3 f fundamentall = 4 gl = 5 hl = 6 i

Número Cuántico Magnético (m)El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l.

Número Cuántico de Spin (s)El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de −1/2 y de 1/2.De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Principio de exclusion de Pauli

“En un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos” de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.

1.4-Distribucion electronica En sistemas polielectronicos

La configuración electrónica de un átomo informa cómo están distribuidos los electrones entre los diversos orbitales atómicos. Se utilizarán los primeros diez electrones (de hidrógeno al neón) para mostrar las reglas básicas de escritura de las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los átomos.

El numero de electrones de un átomo neutro es igual a su numero atómico z.La configuración electrónica se puede representar por un diagrama de orbital que muestra el spin del electrónDonde la flecha hacia arriba indica uno de los dos posibles movimientos de giro del electrón, la caja representa un orbital atómico.

Configuracion electronica de los elementos

Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones.La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Principio de construccion En un conjunto de orbitales todos tienen igual energía. A menudo estos orbitales son representados por una serie de cajas, las cuales pueden ser colocadas para mostrar el aumento de energía, y podemos diferenciar entre los tres orbitales que forman el subnivel p, refiriéndonos a ellos como px, py y pz.

Para los primeros 18 elementos, los electrones van ocupando los orbitales empezando por el de más baja energía y van llenando su capacidad antes de empezar el siguiente. Así es que el orbital 1s se llena con dos electrones, luego el 2s se llena con dos electrones, luego el 2p se llena con seis electrones, el 3s con dos y finalmente el 3p con seis.

Generalmente, esto se escribe usando una notación (configuración electrónica) que incluye el número de nivel, subnivel y electrones por subnivel.

Después del subnivel 3p hay una superposición de energía, es así como encontramos que antes de que se llenen los orbitales 3d los electrones entran en el orbital 4s. Lo mismo ocurre con el 5s y el 4d. En los niveles de energía más altos se presenta mayor superposición de este tipo.

Este orden de llenado (del 1 al 18 y del 19 al 36) de los subniveles es lo que se llama Principio De Construcción (orden Aufbau).

Principio de la máxima

multiplicida de Hund

Es una regla empírica obtenida por Friederich Hund en el estudio de los espectros atómicos que enuncia que:Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos).También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund:Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados (correlación de espines).

Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar apareado del primero (espines opuestos o antiparalelos).

ubicacion periodica Deacuerdo al electron diferencial

El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica 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 NUMERO ATOMICO que viene siendo la cantidad de protones existentes en el NUCLEO del átomo. Tal vez la tabla periódica que resulte más común sea la conocida como de “DIECIOCHO COLUMNAS”, en esta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados PERIODOS, además de 18 columnas verticales llamadas GRUPOS. El nombre de TABLA PERIODICA la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo el otro todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un GRUPO.

El nombre de TABLA PERIODICA la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo el otro 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.

La tabla periódica puede dividirse en diversas formas según las propiedades que se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con características comunes.

Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa.