DIRECCION GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR TECNOLÓGICA
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE COLIMA
ELABORACIÓN DE UN LIBRO DE QUÍMICA I
PARA LA CARRERA DE INGENIERÍA BIOQUÍMICA
OPCION
II
LIBRO DE TEXTO
Que para obtener el Título de:
INGENIERO BIOQUÍMICO
Presenta:
DORA IRMA CORRAL MORADO
Asesor:
AGRADECIMIENTO
Gracias al Maestro Luis Alfonso Nuñez Plascencia
por su profesionalismo, la paciencia y el tiempo que se ha dedicado a trabajar conmigo. Su apoyo, su amistad
PRÓLOGO
El curso de QUÍMICA I actual está planeado como apoyo para facilitar el aprendizaje de los alumnos que cursan la carrera de Ingeniería Bioquímica . Está actualizado conforme a los programas de estudio de la Dirección General de Institutos Tecnológicos.
Es necesario aclarar que aunque es un curso introductorio se han considerado los antecedentes académicos del nivel medio superior siendo una especie de continuación que inicia con la Estructura atómica y propiedades periódicas donde se proporcionan los fundamentos básicos del conocimiento de la materia y sus características.
Luego se revisa el Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos inorgánicos donde se analiza como se unen los átomos y las fuerzas que los mantienen juntos en los compuestos describiendo los diferentes enlaces.
Posteriormente se incluye Estequiometría donde se realza la importancia del cálculo en ecuaciones químicas previamente balanceadas. Y por último se revisa la Introducción al equilibrio químico como un tema crucial para entender el avance y los límites de un proceso, así como fundamento para materias posteriores.
CONTENIDO
UNIDAD I ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
Objetivo Tema Página
1.1 Teoría atómica moderna y configuración electrónica 1.1.1 Introducción a la teoría atómica moderna,
Principio de cuantización de Bohr Dualidad onda-partícula de De Broglie Principio de incertidumbre de Heisenberg Ecuación de onda de Schrödinger.
5 5 10 12 13 1.1.2 Descripción de los números cuánticos.
Significado y valores Niveles de energía Subniveles y orbitales
14 14 17 17 1.1.3 Principios de construcción:
Principio de exclusión de Pauli Regla de Aufbau o de construcción
Principio de máxima multiplicidad de Hund Regla de Madelung
18 19 21 23 1.1.4 Configuraciones electrónicas de átomos o de iones de elementos
representativos.
Carácter diamagnético y paramagnético.
23 28 1.2 Características de la clasificación periódica actual de los elementos
químicos.
28 1.2.1 Características generales de la tabla periódica y clasificación de los
elementos de acuerdo al electrón diferencial.
33 1.3 Carga nuclear efectiva (Zef) y constante de acoplamiento (σ)
Reglas de Slater
34 35 1.4 Propiedades atómicas y su variación periódica:
Radio atómico y radio iónico Potencial o energía de ionización Afinidad electrónica o electroafinidad Electronegatividad
Número de oxidación
36 39 41 42 44 1.5 Aplicaciones e impacto ambiental de algunos elementos
representativos.
UNIDAD II ENLACE, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES EN COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS
Objetivo Tema Página
2.1 Concepto y clasificación de enlace químico. 53
2.2 Estructura de Lewis y regla del Octeto. 56
2.3 Enlace iónico. 60
2.3.1 Requisitos para la formación del enlace iónico 60
2.3.2 Estructura de la red cristalina 62
2.3.3 Ciclo de Born-Haber y ecuación de Born-Landé. 65
2.3.4 Propiedades de los compuestos iónicos 72
2.4 Teorías para explicar el enlace covalente. 73 2.4.1 Modelo del par de electrones compartidos de Lewis. 76 2.4.2 Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones en la Capa de
Valencia RPECV: geometrías electrónica y molecular
78 2.4.3 Teoría del Enlace de Valencia EV:
Hibridación de orbitales
Formación, representación y características de los orbitales híbridos: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2, dsp2, sd3
86 87 88 2.4.4 Teoría del Orbital Molecular TOM:
Orbitales moleculares de enlace y antienlace
95 96 2.4.5 Características del enlace covalente:
Longitud de enlace Polaridad
Energía de enlace
97 97 99
2.5 Teorías para explicar el Enlace metálico 101
2.5.1 Teoría del mar de electrones deslocalizados 102
2.5.2 Teoría de bandas 105
2.5.3 Clasificación de los sólidos en base a su conductividad eléctrica: Aislante Conductor Semiconductor 107 109 110 110 2.5.4 Importancia y aplicaciones de los semiconductores y las aleaciones 111
2.6 Enlace en compuestos de coordinación 113
2.7 Tipos de fuerzas intermoleculares y propiedades físicas 116
2.7.1 Van der Waals 118
2.7.2 Electrostáticas 119
2.7.3 Puente de Hidrógeno. 119
2.7.4 Influencia de las fuerzas intermoleculares en las propiedades físicas (teoría cinético molecular) y de los estados de agregación de la materia (gases, líquidos y sólidos)
UNIDAD III ESTEQUIOMETRÍA
Objetivo Tema Página
3.1 Clasificación y balanceo de reacciones químicas 125
3.1.1 Reacciones de combinación 126
3.1.2 Reacciones de descomposición 127
3.1.3 Reacciones de sustitución o desplazamiento 127 3.1.4 Reacciones de doble desplazamiento o metátesis 129
3.1.5 Reacciones de neutralización 131
3.1.6 Reacciones de óxido-reducción 132
3.1.7 Balanceo por el método del número de oxidación 133 3.1.8 Balanceo por el método del ión electrón o semirreacción 140
3.2 Reacciones químicas de importancia 144
3.2.1 Industrial 144
3.2.2 Ambiental 145
3.3 Concepto de estequiometría y cálculos estequiométricos con ecuaciones químicas
148
3.3.1 Reactivo limitante 164
3.3.2 Reactivo en exceso 164
3.3.3 Rendimiento teórico, rendimiento real, porcentaje de rendimiento 167
3.4 Soluciones 169
3.4.1 Componentes o partes de una solución y diferenciación entre solución, suspensión y dispersión coloidal
170
3.4.2 Cálculos de concentración de soluciones 174
3.4.2.1 Unidades físicas 174
3.4.2.2 Unidades químicas 177
3.4.3 Cálculos de concentración en dilución de soluciones e interconversión de unidades
UNIDAD 1V INTRODUCCIÓN AL EQUILIBRIO QUÍMICO
Objetivo Tema Página
4.1 Concepto de Equilibrio Químico 185
4.2 Constante de Equilibrio en términos de concentración 186
4.2.1 Deducción de la K 187
4.2.2 Principio de Le Chatelier 188
4.2.3 Cálculo de las concentraciones de las especies en la condición de equilibrio
193 4.3 Equilibrio ácido-base en sistemas acuosos 195 4.3.1 Concepto de Ácido y Base de acuerdo a la teoría de Brönsted y
Lowry
196 4.3.2 La disociación del agua y el concepto de pH 198 4.3.3 Procedimientos para el cálculo de H+ y -OH, pH y pOH, en
soluciones acuosas de ácidos y bases fuertes, y ácidos y bases débiles
200
4.3.4 Soluciones amortiguadoras: constituyentes y propiedades; deducción de las ecuaciones para el cálculo de H+ y -OH, pH y pOH; y procedimientos y cálculos relacionados con su preparación
ÍNDICE DE ILUSTRACIONES
Fígura Descripción Página
1 Fotografía de Niels Bohr 5
2 Fotografía de Louis Víctor De Broglie 10
3 Fotografía de Werner Heisenberg 12
4 Fotografía de Erwin Schrödinger 13
5 Representación de las formas de orbitales 15
6 Tamaños relativos de algunos elementos del grupo IIA 36 7 Radios atómicos de elementos químicos en el mismo período 37
8 Estructura de Lewis del BF3 59
9 Estructuras de Lewis del PCl5 y SF6 59
10 Disposición del Fluoruro de Litio 66
11 Estructura del Fluoruro de Litio 67
12 Formación de enlace covalente 73
13 Moléculas polar y no polar 75
14 Estructura del NH3 81
15 Estructura geométrica del XeF4 83
16 Moléculas lineales 88
17 Moléculas tetraédricas 91
18 Molécula con hibridación dsp3, la cual tiene una estructura con 5 pares de electrones compartidos que corresponde al PF5
93 19 Se muestra la molécula de SF6 la cual tiene hibridación d2sp3 94
20 Diagrama esquemático representando la construcción de la banda de orbitales 3s del cristal de Sodio metálico
103 21 Los círculos son protones inmersos en el mar de electrones 104 22 En el enlace metálico a diferencia del enlace covalente no se forma
una sola molécula de Litio sino muchas, por lo tanto las energías de enlace y antienlace cada vez son más compactas por lo tanto da lugar a una banda
106
23 La estructura muestra un solo cristal de Ge-Si 108 24 Representación gráfica de bandas de valencia y de conducción 110 25 Diferencia de energía (Kjmol-1) entre las dos bandas para el Carbono
que es un aislante, el Silicio y el Germanio, que son semiconductores, y el Estaño que es un metal
ÍNDICE DE TABLAS
Número Descripción Página
1 Número de orbitales y electrones en los subniveles 16
2 Valores de los números cuánticos 17
3 Características de los números cuánticos 17
4 Distribución electrónica de los números cuánticos 18
5 Regla de las diagonales 20
6 Subniveles de cada nivel energético 21
7 Estados de oxidación de elementos de transición interna 31 8 Coloraciones de elementos de transición interna de acuerdo a estados
de oxidación
31
9 Energías de ionización en Kcal/mol 40
10 Afinidades electrónicas de los elementos del grupo VIIA 41 11 Tipos de enlace químico, de acuerdo con la diferencia de
electronegatividades
42
12 Tabla de electronegatividades de Pauling 43
13 Propiedades del Aluminio 47
14 Propiedades del Cobre 51
15 Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3 58
16 Determinación de la estructura de putos del CO2 58
17 Cargas iónicas de los elementos representativos 61 18 Cristales modificados en su estructura interna 64 19 Resumen de los cambios de energía de los procesos 67
20 Etapas que forman el ciclo de Born- Haber 70
21 Casos de agrupaciones alrededor de un átomo 82
22 Características que presentan algunos compuestos químicos 85 23 Valores experimentales de algunas longitudes de enlace 97
24 Valores de momentos dipolares 99
25 Energías de enlace promedio de moléculas diatómicas y poliatómicas 101 26 Coeficientes de conductividad térmica (W/m0C) 109 27 Comparación entre el momento dipolar, la masa y el punto de
ebullición de sustancias
119
28 Clasificación de soluciones 172
29 Tipos de sistemas coloidales 173
30 Comparación de las propiedades de las disoluciones, coloides y suspensiones
174
31 Valores en la escala de pH 199
INTRODUCCIÓN
La QUÍMICA es una ciencia que está por todos partes y de la cual somos dependientes. Nuestra vida está inmersa en un mundo químico: fertilizantes, telas, medicamentos, alimentos, cosméticos, plásticos, materiales de construcción, contaminantes. Así como la Química nos proporciona beneficios invaluables, así la falta de control o ética en su empleo nos causa problemas y lleva implícitos riesgos. Sin embargo la Química es divertida porque es una ciencia de búsqueda y de retos constantes que trae consigo disciplina, paciencia, capacidad de análisis y habilidad para la resolución de problemas.
El presente texto da continuidad a los programas del nivel medio superior con el deseo de que sea una contribución útil que pueda facilitar el aprendizaje significativo.
Incluye el desarrollo de cuatro unidades que se describen a continuación:
En la Unidad I se revisa la Estructura atómica y propiedades periódicas, en ella se establecen las bases de la estructura atómica haciendo énfasis en que la disposición de las partes de los átomos determina las propiedades de los distintos tipos de materiales. Solo si se entiende la estructura atómica se puede saber cómo se combinan los átomos para construir las diferentes sustancias de la naturaleza y lo más importante cómo se modifican los materiales para satisfacer nuestras necesidades.
También se hace preciso aclarar que la absorción o pérdida de energía produce modificaciones atómicas que es necesario comprender. Luego de lo anterior se realizan configuraciones electrónicas de elementos considerando los principios de construcción. Y para concluir se analiza el acomodo y ordenamiento de la tabla periódica y se llega a la conclusión de que los patrones que se repiten en ella son la clave de las semejanzas y diferencias de las propiedades y el comportamiento de todos los elementos.
En la Unidad II Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos inorgánicos se revisa las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas o a los iones en los cristales. Se establecen las teorías que explican las diferencias y características en los enlaces iónico, metálico y covalente, cada uno de los cuales da origen a propiedades especiales en los materiales que presentan cada uno de ellos.
Basándonos en la revisión de varios experimentos sabemos que las moléculas tienen estructuras definidas, esto significa que los átomos en una molécula presenta posiciones definidas relativas uno con el otro en el espacio tridimensional, lo que comprobaremos revisando el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia la cual se basa en las estructuras de Lewis, siendo un método sencillo y directo útil para predecir las geometrías moleculares. Por otro lado la mecánica cuántica posee dos teorías: la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales moleculares, ambas emplean métodos de la mecánica cuántica y veremos que hacen diferentes suposiciones y simplificaciones.
La Unidad III es de Estequiometría parte de la clasificación de reacciones químicas y continua con el balanceo de ecuaciones, ambos temas fundamentales para la industria química ya que muchos de los productos clave afectan nuestro ambiente, la elaboración de medicamentos, telas, pesticidas, alimentos enlatados.
Partiendo de saber que la “Estequiometría es la parte de la química que permite establecer las relaciones cuantitativas de los reactivos y productos de una ecuación química balanceada” en el texto se reafirma su conocimiento para predecir las cantidades de las sustancias y de los productos finales por obtener, así como la eficiencia que tendrá la reacción y qué ventajas económicas presenta, aunado esto a los rendimientos, el reactivo limitante y el reactivo en exceso. Por lo tanto, la Estequiometría permite predecir si el producto obtenido en una reacción es o no rentable antes de realizar una inversión económica.
Aparte del cálculo estequiométrico en reacciones se revisa la química de las soluciones desde la composición, los tipos de unidades que participan en el cálculo de concentraciones y para concluir el capítulo, como en química se emplean con frecuencia diluir soluciones para pasar de una concentración a otra generalmente agregando solvente a la solución, se trata el fenómeno llamado dilución o disolución química.
Después de comprender la teoría y los problemas tipo más comunes para explicar cada uno de los temas, presentó una sección llamada Repaso de Habilidades que el alumno debe realizar para valorar sus aprendizajes, en ellas se comprueba la conceptualización, la elaboración de hipótesis , el razonamiento crítico y la habilidad para solucionar problemas.
Así también se pone a su disposición una Autoevaluación donde se incluyen principios y la resolución de problemas básicos que puede favorecer la preparación de exámenes. Y para finalizar se incluyen Ejercicios Complementarios donde se fomenta la investigación, las habilidades matemáticas y cuya característica es que tiene una gran variedad de problemáticas interesantes que llevan al alumno a avanzar un poco más y redescubrir el conocimiento por sí mismo.
UNIDAD I. ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS
1.1 TEORIA ATÓMICA MODERNA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La teoría cuántica es la teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.
A principio del siglo XX, la tecnología alcanzo un nivel que permitió a los científicos diseñar experimentos que fueran sensibles al comportamiento de las partículas muy pequeñas. Con el descubrimiento del electrón y la investigación de la radioactividad, en la misma época, los experimentadores empezaron a sondear la estructura de la materia.
En 1900, el físico teórico alemán Max Planck anunció su descubrimiento teórico de que la energía de los electrones que vibraban en fuentes de luz incandescente se restringían a valores característicos. Como resultado la radiación se emitía en paquetes discretos de energía, a los que llamó CUANTOS.
El grupo de las leyes desarrolladas desde 1900 a 1920 que describen los fenómenos cuánticos se conoce como FISICA CUANTICA.
1.1.1 INTRODUCCIÓN A LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA
PRINCIPIOS DE CUANTIZACIÓN DE BÖHR.
Niels Böhr (1885- 1962), un científico danés que trabajó con Rutherford, sostuvo que los electrones tenían suficiente energía para mantenerse en movimiento constante alrededor del núcleo. Comparó el movimiento de los electrones con el movimiento de los planetas que giran alrededor del sol. Aunque éste atrae a los planetas mediante la fuerza de gravedad, éstos se mueven con la suficiente energía para permanecer en órbitas alrededor de él. De la misma forma, para lanzar satélites se utilizan cohetes que les proporcionan suficiente energía de movimiento para que permanezcan en órbita alrededor de la tierra. De manera similar los electrones tienen una energía de movimiento que les permite vencer la atracción del núcleo positivo y los mantiene en movimiento alrededor del núcleo. La visión de Böhr del átomo que propuso en 1913, se llamó modelo del sistema planetario.
Cuando se lanza un satélite a una órbita, la cantidad de energía determina a que distancia de la tierra se desplazará. Si se le proporciona un poco más de energía , el satélite alcanzará una órbita ligeramente más alta; con menor energía, se ubicará hacia una órbita más baja. Sin embargo, parecía que los electrones no se comportaban de la misma manera. Por el contrario, los experimentos demostraron que los electrones ocupaban sólo órbitas con cierta cantidad de energía. El modelo planetario del átomo de hidrógeno de Böhr a través de sus postulados explicó estas observaciones.
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es a posteriori.
PRIMER POSTULADO
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente.
SEGUNDO POSTULADO
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/2π
Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos:
mvr = n · h/(2 · π) —> r = a0 · n2
m = masa del electrón = 9.1x10-31 kg
r = radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo
h = Constante de Planck
n = número cuántico = 1, 2, 3...
a0 = Constante = 0.529 Å
Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.
TERCER POSTULADO
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
E = hυ
Ea - Eb = h · υ
Donde: E = Energía de un cuanto , en joules
h = Constante de Planck que vale 6.62x10-34 joules segundos
υ = Letra griega nu que representa la frecuencia de la radiación en oscilaciones/segundo
Planck pudo calcular que la mínima cantidad de energía luminosa que puede absorber o emitir un cuerpo depende de la frecuencia de la luz que emite o absorbe. La magnitud tan pequeña de la constante de Planck es la responsable de que los fenómenos cuánticos solo se observen en sistemas atómicos.
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).
En síntesis los postulados de Böhr afirman que:
a) Los electrones en los átomos ocupan niveles discretos.
b) Esos electrones no irradian energía en forma continua; como enunciaba la teoría electromagnética de la materia.
c) Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos por la absorción de cantidades fijas de energía.
d) Los electrones que caen a niveles más bajos de energía emiten cantidades fijas de energía.
LIMITACIONES DEL MODELO DE BÖHR
El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica. El éxito logrado por Böhr con el espectro de Hidrógeno y con la determinación del número cuántico principal “n”, no se pudo aplicar a átomos complicados que tuvieran más de un electrón. .
El número cuántico “n” no describe en forma adecuada las propiedades del electrón. Fue necesario encontrar más tarde los llamados subniveles para conocer un poco más de la estructura del átomo. La teoría de Böhr la explicaba mediante las líneas del espectro óptico del Hidrógeno, pero no podía explicar el desdoblamiento de estas líneas más finas del hidrógeno, que se observan con instrumentos más potentes.
Esto significa que había cambios energéticos más pequeños que los propuestos con anterioridad, y como cada cambio debía ser cuantizado subdividiendo los estados estacionarios de Bohr en varios subniveles de energía, se requerían reglas o principios para relacionar estos mismos. La contribución más destacada de estos subniveles fue dada por Sommerfeld, mediante la teoría de la relatividad de Einstein.
AMPLIACIÓN DE LA TEORÍA DE BOHR:TEORÍA ATÓMICA DE SOMMERFELD
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:
a) número cuántico secundario o azimutal ( l ) b) número cuántico magnético (m)
c) número cuántico de espín (s)
NUMERO CUANTICO SECUNDARIO: CORRECCIÓN DE SOMMERFELD
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Para esto Arnold Sommerfeld, propone un modelo atómico con la existencia de órbitas elípticas y circulares, en el segundo y en los más altos niveles de energía.
Para describir cada uno de los niveles mayores de energía Sommerfeld definió dos números cuánticos . Uno de ellos n , designa los niveles principales de energía y es idéntico a los números usados por Bohr ( n= 1,2,3,4,...etc). El otro número cuántico k, índica el grado en que la órbita elíptica se desvía de una circunferencia. Cuando k= n, la órbita es circular, y cuando k= 0, la elipse ha degenerado en una recta. Aceptando solo valores enteros para k, puede verse que ésta tiene como límites k=1 y k= n.
De acuerdo con la secuencia presentada , el átomo puede definirse como un conjunto de cargas que posee un núcleo denso (cargado positivamente) rodeado por una cantidad equivalente de electrones ( cargados negativamente) que describen una esfera cuyo diámetro es 104 veces el del núcleo.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal ( l ), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n-1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann).
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique.
NUMERO CUANTICO DE SPIN
PRINCIPIO DE DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA DE LOUIS DE BROGLIE
Tradicionalmente, los electrones se han considerado como partículas, y por tanto un haz de electrones sería algo claramente distinto de una onda. Louis de Broglie propuso (1923) eliminar esta distinción: un haz de partículas y una onda son esencialmente el mismo fenómeno; simplemente, dependiendo del experimento que realicemos, observaremos un haz de partículas u observaremos una onda. Así, De Broglie propuso que una onda de materia debe estar relacionada con alguna partícula la que puede ser ligera o pesada. La longitud de onda de esa partícula se relaciona con su cantidad de movimiento mediante:
λ = h/p
Lo cual se conoce como ecuación de De Broglie.: Figura 2 Louis Victor, donde p = mv
Príncipe de De Broglie (1892 – 1987)
(El producto m . v se denomina momento lineal o cantidad de movimiento)
Esta idea, que en un principio era una simple propuesta teórica, fue confirmada experimentalmente en 1927, cuando se consiguió que haces de electrones experimentasen un fenómeno muy característico de las ondas: la distorsión de la onda al atravesar una rendija muy estrecha (difracción).
En el efecto fotoeléctrico tanto Planck como Einstein fundamentaron sus teorías en que la energía de una radiación es transmitida en cuantos o fotones, asociándole características de partícula al movimiento ondular (radiación). En 1924, el físico francés Luis V. de Broglie propuso el caso inverso; es decir que también se podía asociar ciertas propiedades de onda a las partículas materiales. A su propuesta, De Broglie le llamó ondas materiales y dice lo siguiente:
Los electrones, considerados como materia, al igual que la luz, pueden tener propiedades de onda.
De Broglie fundamentó su razonamiento tomando en cuenta las teorías de Planck y Einstein. Él sabía que toda partícula en movimiento posee un impulso (p) que es el producto de su masa (m) por su velocidad (v), es decir:
p = mv
En su teoría, Planck relacionó la energía (E) de una radiación como producto de su frecuencia (υ) por una constante h:
Pero como la frecuencia (υ) es igual al producto de la división de la velocidad (v) de la radiación entre su longitud de onda (λ):
υ = v/ λ
Entonces, la energía de una radiación también se obtiene de la siguiente manera: E = h v /λ
Igualando la ecuación de Planck y la de Einstein sobre la conservación de la materia y la energía (E = mv2) obtenemos:
mv2 = h v / λ
si de esta ecuación despejamos λ, obtenemos: λ = h/mv
y como p = mv entonces:
λ = h/p
Con esta ecuación, De Broglie demostró matemáticamente que se podía calcular la longitud de onda del electrón, como a continuación se índica:
Si la masa del electrón es m= 9.1x10-28 g y su velocidad v = 3x108 cm/s, luego entonces tendrá un impulso :
p = (9.1x10-28 g)(3x108 cm/s)
p = 2.73x10-19 g cm/ s
Y su longitud de onda será de:
λ = h/p = 6.6x10-27 erg. s/ 2.73x10-19 g cm /s λ = 2.4 x10-8 cm = 2.4 x10-8 cm = 2.4 Angstroms
Haciendo el análisis de unidades, tenemos que: erg = dina . cm = g cm2 /s2
sustituyendo esta equivalencia en la ecuación :
λ = g cm2 s/ s2 = cm g cm / s
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
Figura 3 Werner Heisenberg
Werner Heisenberg físico alemán (1901- 1965) aportó a los conocimientos del átomo, el principio de incertidumbre y lo presentó como una consecuencia de la dualidad de la naturaleza del electrón .
Heisenberg imaginó un microscopio superpotente por medio del cual se pudiese observar la colisión entre un fotón y un electrón, y postuló que: Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores importantes que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad.
Establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria.
Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa. Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada.
Podemos entender mejor este principio si pensamos en lo que sería la medida de la posición y velocidad de un electrón: para realizar la medida (para poder "ver" de algún modo el electrón) es necesario que un fotón de luz choque con el electrón, con lo cual está modificando su posición y velocidad; es decir, por el mismo hecho de realizar la medida, el experimentador modifica los datos de algún modo, introduciendo un error que es imposible de reducir a cero, por muy perfectos que sean nuestros instrumentos.
ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER
La Mecánica Cuántica (1927) engloba la hipótesis de Louis de Broglie y el Principio de indeterminación de Heisenberg. El carácter ondulatorio del electrón se aplica definiendo una función de ondas, y utilizando una ecuación de ondas, que matemáticamente es una ecuación diferencial de segundo grado, es decir, una ecuación en la cual intervienen derivadas segundas de la función ψ:
Al resolver la ecuación diferencial, se obtiene que la función ψ depende de una serie de parámetros, que se corresponden con los números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo de Böhr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros tomen determinados valores permitidos (los mismos valores que se han indicado antes para el modelo de Böhr).
El cuadrado de la función de ondas, ψ2, corresponde a la
probabilidad de encontrar al electrón en una región determinada, con lo cual se está introduciendo en el modelo el Principio de Heisenberg.
Por ello, en este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón.(No debe confundirse el concepto de orbital con el de órbita, que corresponde al modelo de Böhr: una órbita es una trayectoria perfectamente definida que sigue el electrón, y por tanto es un concepto muy alejado de la mecánica probabilística.)
Figura 4 Erwin Schrödinger (1887 – 1961)
SIGNIFICADO FÍSICO DE LA FUNCIÓN ψ²
El valor absoluto ψ2, solo determina la probabilidad de que la partícula sea encontrada en
uno u otro lugar del espacio y que se moverá con una u otra velocidad.
SOLUCIÓN DE LA ECUACIÓN DE ONDA Y SU SIGNIFICADO FÍSICO : ORBITALES s, p, d, f.
La solución a la ecuación de onda para el átomo de hidrógeno conduce a la formación de esferas concéntricas que rodean al núcleo que están separadas por superficies nodales en donde Ψ= 0, las dos alternativas obvias son considerar al electrón como partícula y como onda.
1.1.2 DESCRIPCIÓN DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS (SIGNIFICADO, VALORES, NIVELES DE ENERGÍA, SUBNIVELES Y ORBITALES)
n = El número cuántico principal (espacio energético fundamental) designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; éste número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo. El número cuántico n, puede asumir teóricamente cualquier valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores ( 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ), es posible satisfacer a todos los átomos conocidos actualmente. Se relaciona con el tamaño del volumen que ocupa el electrón.
l = Secundario azimutal (número cuántico por forma).El número cuántico secundario l , determina el tipo de orbital ; por lo tanto, el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.
Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía. Determina entonces el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Los valores l están determinados por el valor de n; para cierto nivel , l puede asumir cualquier valor entero desde 0 hasta n-1 y se les asigna las letras s, p, d, f.
Así, en el 1er. nivel energético sólo hay un subnivel , al cual l da el valor de 0 y lo representa por la letra s (del inglés sharp).
En el 2º. nivel energético hay dos subniveles, a los que l da el valor de 0 y 1; y los representa por las literales s y p, respectivamente ( p del inglés principal).
En el 3er. nivel energético hay tres subniveles, a los que l da el valor de 0, 1 y 2; y los representa por las literales: s, p y d, respectivamente ( d de diffuse).
En el 4º nivel energético hay cuatro subniveles, a los que l , da el valor de 0,1,2 y 3; y los representa por las literales; s p, d y f respectivamente ( f de fundamental)
Ocurre de la misma manera para el resto de los niveles de energía. Así, podemos decir que para l : s=0 p=1 d=2 f=3 Si n = 1 l = de 0 a 1-1; l = 0
Si n = 1, l tendrá solamente un valor esto indica que en el primer nivel en orbital tendrá una sola forma: forma de esfera y se le asigna la letra "s".
n = 1 l = 0 - s - esfera
Si n = 2 l = de 0 a 2-1 l = 0 a 1 l = 0 l = 1
n = 2
Si n = 3 l = de 0 a 3-1 l = 0 a 2 l = 0 l = 1 l = 2 n = 3
l = 0 - s - esfera l = 1 - p - glóbulos l = 2 - d - lazos
Si n = 4 l = de 0 a 4-1 l = 0 a 3 l = 0 l = 1 l = 2 l = 3
l = 0 - s - esfera
l = 1 - p - glóbulos
l = 2 - d - lazos
l = 3 - f - moños
Figura 5 Representación de las formas de los orbitales
m = Número cuántico por orientación (magnético). . El número de electrones por subnivel depende del valor de éste y está dado por la relación (2l + 1) que puede ser desde –1 hasta +1, pasando por cero, los valores de m dependen de l .
Un orbital es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.
Entonces:
Sí l = 0 (s) m = de -0 a +0 m = 0
Esto indica que los orbitales en forma de esfera se les asigna la letra s y que sólo pueden tener una orientación.
Sí l = 3 (f) m = de -3 a +3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (siete valores) Los orbitales f tienen siete orientaciones.
En la ecuación de Dirac-Jordán, aparece el cuarto parámetro cuántico denominado "s".
s = Número cuántico por giro (spin). Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su eje y con la probabilidad de que una orientación del orbital acepte o no al electrón diferencial. Este número cuántico describe la orientación del giro del electrón. Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, que solo puede tener dos direcciones , una en dirección de las manecillas del reloj, y la otra, en sentido contrario; los valores numéricos permitidos para el número cuántico espín s son +1/2 y -1/2..
En cada orbital puede haber como máximo dos electrones, uno con giro positivo y el otro con giro negativo. Las dos orientaciones generalmente se designan por flechas , las cuales representan el giro del electrón.
Subnivel Número de orbitales
Posibles
Número de electrones del subnivel
s p d f
1 orbital s 3 orbitales p 5 orbitales d 7 orbitales f
CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS Símbolo Nombre Valores
permitidos Ejemplos n l m s Número cuántico principal Número cuántico secundario Número cuántico magnético Número cuántico spín Cualquier entero Positivo.
Desde 0 hasta n-1.
Desde – l hasta + l pasando por cero. +1/2 o -1/2
1, 2 , 3 , 4
0, 1, 2, 3
-1, 0 , +1
Tabla 2. Valores de los números cuánticos
NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Los distintos números cuánticos se relacionan e indican las siguientes características de los orbitales:
Número Se refiere o relaciona con Índica
n
l
m
s
El volumen o energía de un orbital
La forma de un orbital
La orientación de un orbital
La posibilidad de que un orbital acepte o no un electrón,
Nivel
Subnivel
Número de orbitales
Giro del electrón
Tabla 3. Características de los números cuánticos
Un orbital soporta como máximo dos electrones. Los orbitales que tienen la misma energía forman los subniveles atómicos.
Un subnivel s, con un solo orbital, soporta como máximo 2 electrones.
Un subnivel p , con tres orbitales, puede soportar como máximo 6 electrones. Un subnivel d, con cinco orbitales, puede soportar máximo 10 electrones.
Un subnivel f, con siete orbitales. Puede soportar máximo 14 electrones.
En el segundo nivel energético (n=2), puede haber hasta 8 electrones, dos del orbital s y seis de los tres orbitales del subnivel p.
DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS n Nivel l Subnivel m Número de Orbitales
Tipo de orbital (de n y l )
Número de orbitales según los diversos valores de m Número de electrones 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 0 -1,0,+1 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3, -2,-1,0,+1,+2,+3 1s 2s 3s 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
Tabla 4. Distribución electrónica de los números cuánticos
1.1.3 PRINCIPIOS DE CONSTRUCCIÓN: DE EXCLUSIÓN DE PAULI, DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN, DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND, REGLA DE MADELUNG
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
Después de haber realizado una descripción de los números cuánticos, el siguiente punto a analizar es cómo están distribuidos los electrones dentro del átomo. Sabemos que el número de subniveles u orbitales que un nivel puede tener está dado por los valores de l
También sabemos que los orbitales pueden tener un número determinado de orientaciones, que dependen de los valores de m.
Las estructuras electrónicas de los átomos están gobernadas POR EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI el cual determina el número posible de electrones en cualquier nivel principal, quién encontró que cada electrón debía tener su propio conjunto de números cuánticos y establece que:
DOS ELECTRONES EN UN MISMO ÁTOMO NO PUEDEN TENER LOS CUATRO NÚMEROS CUÁNTICOS IGUALES.
Para hacer más claro este principio, diremos que dos electrones pueden tener iguales los valores de los tres primeros números cuánticos, n, l y m, pero el valor del cuarto número, o sea el spin, para un electrón debe ser +1/2 y para el otro –1/2 , o también indicado con los vectores: para un electrón y para el otro .
PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN
Aufbau es una palabra alemana significa “estructura”, “construcción” o desarrollo. Este principio sirve para indicarnos la manera en que los electrones van ocupando los diferentes subniveles en el desarrollo de las configuraciones electrónicas.
En la construcción de las configuraciones electrónicas del estado fundamental, la idea que nos guía es que la energía total del átomo es lo mas baja posible. Para determinar estas configuraciones usaremos como guía el PRINCIPIO DE AUFBAU que establece lo siguiente:
En un átomo, los electrones buscan su acomodo primero en aquellos
subniveles de menor energía, es decir, aquellos en que su valor de n+ l sea menor
Cada átomo se construye:
1.- Añadiendo el número apropiado de protones y neutrones especificados por el número atómico y el numero de masa .
La energía de los subniveles aumenta al incrementarse el valor de n+l. Cuando existen dos subniveles con el mismo valor de n+l , la energía aumenta con el valor de n. Por lo tanto la ocupación de los subniveles de un mismo nivel n no es progresiva.
En la siguiente tabla, las flechas diagonales nos señalan el orden en que se van llenando los subniveles, de acuerdo con el valor de n+l . Recordemos que cada subnivel s, p, d ,f, representa un valor de l.
REGLA DE LAS DIAGONALES (PRINCIPIO DE AUFBAU)
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2 7p6
Tabla 5. Regla de las diagonales
NIVEL SUBNIVEL
1 1s2
2 2s2, 2p6 3 3s2, 3p6 4 4s2, 3d10, 4p6 5 5s2, 4d10, 5p6 6 6s2, 4f14, 5d10, 6p6 7 7s2, 5f14, 6d10, 7p6
Tabla 6. Subniveles correspondientes a cada nivel energético
Con el estudio de los números cuánticos, se ha hecho una clasificación cuántica de los elementos químicos.
Los electrones de un determinado átomo se designan como nxy, en donde el símbolo n es el numero cuántico principal, x es la designación de los subniveles en función de las letras s, p, d, f, etc. que corresponden a los números cuánticos orbitales respectivos l = 0, 1, 2, 3 ,...en tanto que “y” es el numero de electrones que hay en el subnivel.. Ejemplo:
2p6
donde : 2 es el nivel de energía p es el subnivel
6 son los electrones en el subnivel.
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND
La regla de Hund de multiplicidad máxima se aplica cuando se debe decir como llenar subniveles degenerados (de igual energía). Esta regla establece que cuando hay electrones que entran a un nivel de valores n y l fijos, cada uno de ellos ocupa uno de los orbitales disponibles, en tanto no se ocupan en esa forma todos los orbitales, no se produce el apareamiento de electrones.
Las subcapas s, p, d y f pueden contener 2, 6, 10 y 14 electrones, respectivamente; las subcapas s, p, d y f pueden contener 1, 3, 5 y 7 orbitales, que son degeneradas en el átomo y cada orbita puede contener 2 electrones de spins opuestos.
En general, se han descubierto que las estructuras en las que las orbítales degenerados están medio llenos o llenos por completo tienen una estabilidad mayor.
La disposición de los elementos en la tabla periódica se vuelve más comprensible una vez que entendemos su configuración electrónica.
La regla de Hund resume la forma en que se llenan los subniveles: la disposición más estable de los electrones en el mismo subnivel es la que tiene el número máximo de electrones no apareados, todos con el mismo spin.
El resultado general de la regla de Hund es que en los orbitales p, d y f cada electrón sucesivo entra en orbital distinto del subnivel hasta que el subnivel se llena hasta la mitad, después de lo cual los electrones se aparean en los orbitales uno por uno. La regla de Hund dice:
LOS ELECTRONES DEBEN OCUPAR SIMPLEMENTE TODOS LOS ORBITALES DE UN SUBNIVEL DADO ANTES DE EMPEZAR A APAREARSE. ESTOS ELECTRONES DESAPAREADOS TIENE SPINES PARALELOS.
Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d o f sea ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene, cuando menos, un electrón.
La regla de Hund se aplica cuando se tienen orbitales de igual energía (orbitales degenerados) como los tres orbitales p, se agrega un electrón a cada uno, teniendo sus espines sin aparear, hasta que cada orbital degenerado contenga un electrón
Entonces se empieza a agregar un segundo electrón a cada orbital degenerado de modo que los espines queden apareados.
Por ejemplo, según la regla de Hund, los tres electrones de los orbitales p de los átomos de fósforo no deben estar apareados. Para esto podemos escribir la configuración electrónica expandida.
P 1s22s22px 22py22pz23s23px13py13pz1
o en el diagrama de cuadros de orbitales:
1s 2s 2p
x 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
REGLA DE MADELUNG
Para obtener la configuración o estructura electrónica de un átomo, es decir, cómo están distribuidos los electrones en los distintos niveles energéticos o capas hay que tener en cuenta lo siguiente:
Sabiendo que el principio aufbau o de construcción dice que los orbitales se llenan empezando por los de mínima energía se debe añadir que para determinar el orbital de mínima energía se sigue la regla de Madelung o n + l que hace referencia a la ordenación de orbitales según su energía.
Los electrones se disponen siempre ocupando los orbitales de menor energía, y considerando que la energía de un orbital depende de los valores de n, l y m ; si bien en ausencia de campo magnético depende únicamente de n y l . La importancia de n es mayor que l.
Para saber cual de los dos orbitales dados tiene menor energía se sumen los respectivos valores de n y l y se aplican las siguientes reglas:
a) Tiene menor energía el orbital que posee un valor de n+ l más bajo.
b) Cuando dos orbitales poseen el mismo valor de n+ l , tiene menor energía el orbital que tiene un valor de n más bajo.
1.1.4 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE ÁTOMOS O DE IONES DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, CARÁCTER DIAMAGNÉTICO Y PARAMAGNÉTICO
La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. La distribución electrónica de los átomos de diferentes elementos se denomina la configuración electrónica del estado fundamental. Esto corresponde al átomo aislado en su estado de energía mas bajo, o no excitado. Consideraremos los elementos en orden creciente de numero atómico, usando como guía la tabla periódica.
En la construcción de las configuraciones electrónicas del estado fundamental, la idea que nos guía es que la energía total del átomo es lo mas baja posible. Para determinar estas configuraciones usaremos como guía el Principio de Aufbau.
Subrayaremos el electrón particular que distingue cada elemento del anterior; sin embargo, recordaremos que esta distinción es artificial, porque los electrones realmente no son distinguibles.
Los orbitales aumentan de energía al aumentar el valor del número cuántico n . Para un valor dado de n, la energía aumenta con el valor creciente de l. En otras palabras, en un particular nivel de energía principal, el subnivel s es el de energía mas baja, el subnivel p es el siguiente, luego el d, y así sucesivamente.
REGLAS DE CONFIGURACIONES ELECTRONICAS
Al escribir configuraciones electrónicas, debemos tener en mente las siguientes reglas:
1.- Los orbitales que tienen el mismo valor del numero cuántico principal, n, ocupan un nivel de energía principal . Hay n2 orbitales en un nivel.
2.- Cada subnivel se divide en orbitales (subnivel s, 1 orbital; subnivel p, tres orbitales; subnivel d, cuatro orbitales; subnivel f, 7 orbitales ). Por ejemplo, el nivel n=2 tiene un orbital 2s y 3 orbitales 2p para un total de 4 orbitales que corresponde a n2.
3.- Puesto que en cada orbital solo caben dos electrones con spins opuestos , el número máximo de electrones en un nivel es de 2n al cuadrado.
4.- Los electrones se aparean solo después de que cada orbital de un subnivel ha sido ocupado por un electrón.( regla de Hund).
Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel ( 1. 2, 3,
4, 5, 6, 7) , el tipo de subnivel ( s, p, d, f ) y como exponente el número de electrones que cada subnivel contenga.
Ejemplo:
número de electrones 1H = 1s 1 subnivel
nivel
De esta manera la configuración de los siguientes átomos será:
2He = 1s2
3Li = 1s2 2s1
4Be = 1s2 2s2
9F = 1s2 2s2 2p5
25Mn = !s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d5
92U = !s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5s2 4d105p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4
DIAGRAMA ENERGÉTICO
Este diagrama nos permite ver claramente la distribución electrónica en cada uno de los átomos , los electrones se representan con flechas y se anotan sobre una línea que representa cada uno de los orbitales correspondientes a cada subnivel, así: el s con 1; el p con 3; el d con 5 y el f con 7. Por debajo de esta línea se anota el número del nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital. La flecha hacia arriba representa un electrón con giro positivo. Y la flecha hacia abajo es un electrón con giro negativo. A continuación se señalan algunos ejemplos:
10Ne= 1s2 2s2 2p6
1s 2s 2px 2py 2pz
7N = 1s2 2s2 2p3
16S = 1s22s22p6 3s23p4
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz
ELECTRÓN DIFERENCIAL
Se llama así al último electrón que entra en un átomo, de acuerdo con las reglas de ocupación de los orbitales; es decir aquello que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación periódica. Este electrón diferencial es muy importante, ya que de él depende la localización de un elemento en la tabla periódica y por tanto sus propiedades químicas.
Al conocer el electrón diferencial podemos indicar la posición del átomo en la tabla periódica. También se pueden determinar los valores de los cuatro números cuánticos para el electrón diferencial considerando la regla de Hund . Para ello se consideran todos los valores posibles del número cuántico magnético m , antes de asignar un número cuántico espín s, asimismo el número cuántico n es el nivel de energía y el valor de l está determinado por el valor del subnivel en el que se encuentre el último electrón.
Ejemplo: Para el Sodio, cuyo número atómico es 11, resulta:
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
n = 3 l = 0 m = 0 s = +1/2 1s 2s 2px 2py 2pz 3s
8O = 1s2 2s2 2p4
n = 2 l = 1 m = -1 s = - 1/2 1s 2s 2px 2py 2pz
3Li = 1s2 2s1
n = 2 l = 0 m = 0 s = +1/2 1s 2s
6C = 1s2 2s2 2p2
CARÁCTER DIAMAGNÉTICO Y PARAMAGNÉTICO
El principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica. Se puede comprobar con una simple observación. Si dos electrones en el orbital 1s de un átomo de Helio tienen el mismo espín, o son paralelos ( ↑o↑ ), sus campos magnéticos se reforzaran uno con otro. Tal distribución haría del helio un átomo paramagnético. Las sustancias paramagnéticas son aquellas que son atraídas por un imán.
Por otro lado, si los espines de los electrones son antiparalelos entre sí (↑ o ↓), los efectos magnéticos se cancelan y los átomos son diamagnéticos. Las sustancias diamagnéticas son aquellas que son repelidas por un imán.
En forma experimental se encuentra que el átomo de Helio es diamagnético en su estado fundamental, en concordancia con el principio de exclusión de Pauli. Una regla general útil para tener en mente es que cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético, porque se necesita un número par de electrones para completar el apareamiento. Por otro lado, los átomos que tienen un número par de electrones pueden ser tanto diamagnéticos o paramagnéticos.
Como otro ejemplo se considerará el átomo de Litio, que tiene tres electrones. El tercer electrón no puede estar en el orbital 1s porque inevitablemente tendría los 4 números cuánticos iguales al de uno de los dos primeros electrones. En consecuencia, este electrón "entra" en el siguiente orbital (energéticamente accesible), que es el orbital 2s.
1.2 CARACTERÍSTICAS DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA ACTUAL Y DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
La tabla periódica puede usarse para vaticinar muchas propiedades que nos pueden ser útiles. En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev dispuso los elementos en orden de masa atómica creciente. En los casos donde surgían discrepancias, se usaron las propiedades químicas para colocar los elementos.
Después de conocer diferentes clasificaciones que existen sobre las distintas sustancias, resulta de gran interés y de singular importancia para una buena nomenclatura de los compuestos, el conocer ciertas características de los elementos de acuerdo al acomodo que guardan en la tabla periódica. 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 sea la conocida como de “Dieciocho columnas”, en ésta 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 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.
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.
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.
METALES, NO METALES Y METALOIDES
Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el creador de la simbología de los elementos J. J. BERZELIUS publicó en 1814 una clasificación sistemática en donde agrupaba dos tipos: los METALES y los NO METALES.
Las características de los elementos metálicos son:
1. Conducen con facilidad el calor y la electricidad. 2. Presentan brillo metálico
3. Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como maleabilidad y ductilidad.
4. Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr.
Al combinarse con no metales ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (cationes).
Los no metales presentan las siguientes características:
1. Son malos conductores del calor y la electricidad. 2. No son maleables ni dúctiles.
Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como metaloides.
En la clasificación periódica de Dieciocho columnas podemos apreciar a estos grupos de elementos claramente delimitados, lo cual nos parece razonable si pensamos que las características de ellos dependen de la distribución electrónica, entre más próximos estén los elementos, mayor semejanza tendrán en sus propiedades y esto se debe a que la distribución electrónica presenta también una gran semejanza.
Si admitimos que las propiedades químicas de los elementos dependen de la ubicación de los electrones en su envoltura, tenemos una Clasificación de elementos en función de su distribución electrónica. En esta clasificación los elementos se agruparon en cuatro bloques según el tipo de orbital atómico en que se ubique su electrón diferencial.
A los bloques s y p se les conoce como elementos representativos mientras que a los d y f se les denomina elementos de transición .
El bloque s está formado por dos columnas, el p por seis, en el d se observan diez y el f presenta un total de catorce. Como se puede observar, el número de columnas corresponde al máximo de electrones que se pueden acomodar en esos tipos de orbitales, los elementos colocados en una misma columna o grupo tendrán igual cantidad de electrones en el nivel más externo y su electrón diferencial estará en el mismo tipo de orbital.
METALES DE TRANSICIÓN Y DE TRANSICIÓN INTERNA:
Los metales de transición tienen como característica propia las subcapas d incompletas o fácilmente dan lugar a iones con subcapas d incompletas.
La mayoría de los metales de transición tienen una estructura de empaque compacto en la que cada átomo tiene un número de coordinación 12. Además, estos elementos tienen radios atómicos relativamente pequeños. El efecto combinado de empaquetamiento compacto y tamaño atómico pequeño produce enlaces metálicos fuertes. Por lo tanto, los metales de transición tienen densidades mayores, puntos de ebullición y de fusión superiores, y calores de fusión y vaporización más altos que los metales de los grupos 1A o 1 y 2A o 2, que los metales del grupo 2B o 12.
ESTADOS DE OXIDACIÓN
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu
+7
+6 +6 +6
+5 +5 +5 +5
+4 +4 +4 +4 +4 +4
+3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3
+2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2
+1 Tabla 7. Estados de oxidación de elementos de transición interna
Los iones de los grupos I, II, y III son incoloros. Cuando uno de sus compuestos es coloreado, se debe al anión. Los aniones cloruro, sulfato, nitrato, por nombrar solo tres, son incoloros, por lo que los cloruros, sulfatos y nitratos de los elementos de los grupos I, II y III son todos blancos. Sin embargo, para los elementos de transición la existencia de cationes coloridos es tan característica como la variedad de números de oxidación. Además los aniones de los elementos de transición, tales como el permanganato, MnO4-1, (púrpura oscuro), y
dicromato, Cr2O7-2, (anaranjado brillante), también muestran color.
La siguiente tabla muestra algunos de los colores de los elementos de transición del período cuatro y los estados de oxidación.
+2 +3 +4 +5 +6 +7
Incoloro
Violeta Incoloro
Violeta Verde Azul Rojo
Azul Verde Amarillo-anaranjado
Rosa Verde púrpura
Verde-pálido Ámbar
Rosa Azul
Verde Azul
Incoloro
Muchos de los compuestos de los elementos de transición son paramagnéticos. Un electrón que gira alrededor de su propio eje, por ser una carga en movimiento engendra débiles campos, eléctrico y magnético. El campo magnético es el que origina el paramagnetismo. La presencia de electrones desapareados en los orbitales d de los iones de los elementos de transición es la fuente de su paramagnetismo.
Muchos de los metales de transición y sus compuestos son buenos catalizadores tanto para reacciones inorgánicas como orgánicas y para procesos electroquímicos. Esta actividad catalítica se cree que es debida a la presencia de orbitales d, desocupados o parcialmente desocupados. Ejemplo: el uso del Platino como catalizador en las reacciones de hidrogenación.
TIERRAS RARAS
Los lantánidos es un grupo de elementos químicos del sistema periódico conocidos también como tierras raras. Este grupo incluye los elementos con números atómicos del 58 al 71, que nombrados por orden son: Cerio, Praseodimio, Neodimio, Promecio, Samario, Europio, Gadolinio, Terbio, Disprosio, Holmio, Erbio, Tulio, Iterbio y Lutecio, aunque con frecuencia, el Lantano también se incluye en este grupo.
Químicamente, la mayoría de los lantánidos son trivalentes. Sólo el Cerio forma compuestos con valencia +4. La mayoría de los compuestos de los lantánidos son fuertemente paramagnéticos. Una aleación compuesta por Hierro y lantánidos, llamada mischmetal, es pirofórica: al rasparla produce chispas. Se usa en los encendedores de cigarros, en las lámparas de seguridad de los mineros, y en los mecanismos automáticos de iluminación por gas. El mischmetal se usa también para producir aleaciones de Aluminio y Magnesio, y algunos tipos de acero. El Europio se usa como activador del Fósforo. En un tubo de televisión en color proporciona el color rojo.
Los lantánidos se separan de los otros elementos del mineral mediante la precipitación con el reactivo adecuado. La separación de los lantánidos entre sí, por medios químicos ordinarios, es muy difícil porque sus propiedades químicas son similares, y el aislamiento de uno de los elementos puede implicar cientos de cristalizaciones fraccionadas. Utilizando los métodos de intercambio iónico, se puede llevar a cabo la separación de un solo elemento con más facilidad y precisión.
Los óxidos de los lantánidos, debido a su escasez, se llamaron en principio tierras raras, nombre que se extendió más tarde al grupo de elementos. Sin embargo, las tierras raras se encuentran en minerales que son más abundantes que los de otros metales, por ejemplo, los del grupo del Platino. La fuente principal de las tierras raras es el mineral monacita. Otros minerales menos frecuentes que contienen cantidades pequeñas de tierras raras son: la cerita, la gadolinita y la samarsquita.
