jueves, 2 de junio de 2011

QUIMICA Y SUS COMPONENTES

Números Cuánticos



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.

  • Número Cuántico Secundario.

  • Número Cuántico Magnético.

  • Número Cuántico de Spin.

    Número Cuántico Principal (n)

    El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.

    Número Cuántico Secundario (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    sharp

  • l = 1    p    principal

  • l = 2    d    diffuse

  • l = 3    f     fundamental

  • l = 4    g

  • l = 5    h

  • l = 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.

  • Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.
    configuracion018
    Modelo atómico general.
    Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.
    Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.
    Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
    Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.
    Los Números Cuánticos
    En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 
    configuracion001
    Número cuántico principal (n).
    La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. 
    Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

    Número cuántico secundario (l): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.

    Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

    Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo elnúmero cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..
    configuracion012
    Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía.
    Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:
       •   Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”
    .
       •   Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.
    Tipos de configuración electrónica
    Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:
    Configuración estándar
    Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando elcuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la izquierda).
    Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
    Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:
    1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6
    Más adelante explicaremos cómo se llega  este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.
    Configuración condensada
    Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.
    Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
    Configuración desarrollada
    Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
    configuracion003
    Figura de un átomo sencillo ilustrando lo indefinido de sus órbitas.
    Configuración semidesarrollada
    Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.
    Niveles de energía o capas
    Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).
    Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.
    Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:
    1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).
    Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.
    2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
    Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo
    configuracion005configuracion007
    Imágenes tomadas de la página:
    http://configraelectrones-mvc.blogspot.com/

    Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

    3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

    La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:
    Niveles de energía o capa (n)
    1 (K)
    2 (L)
    3 (M)
    4 (N)
    Tipo de subniveles
    s
    s   p
    s   p   d
    s   p   d   f
    Número de orbitales en cada subnivel
    1
    1   3
    1   3   5
    1   3   5   7
    Denominación de los orbitales
    1s
    2s   2p
    3s   3p   3d
    4s   4p   4d   4f
    Número máximo de electrones en los orbitales
    2
    2   -   6
    2   -   6   -   10
    2   -   6   -   10   -   14
    Número máximo de electrones por nivel de energía o capa
    2
    8
    18
    32

    Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.
    Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.
    La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:
    Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.
    configuracion010
     
    Regla de las diagonales
    Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.
    En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.
    En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:
    1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6
    Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

    Enlaces Químicos

    por Anthony Carpi, Ph.D.
    Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
    Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!
    En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementoseran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
    Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.

    Enlaces Iónicos

    En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzaselectroestáticas que son la base del enlace iónico.
    Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
    Sodium&Chlorine-transfersodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),
    arrow-downresultando en
    SodiumChlorineIonsun ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).
    Concept simulation - Reenacts the reaction of sodium with chlorine.
    (Flash required)
    Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana unavalencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas caractéristicas en común:
    • Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales.
    • Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio).
    • Los compuestos iónicos se disuelven facilmente en el agua y otrossolventes polares.
    • En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad.
    • Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
    Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos uncristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.
    NaCl-crystal
    Cl-1Na+1Cl-1Na+1Cl-1
    Na+1Cl-1Na+1Cl-1Na+1
    Cl-1Na+1Cl-1Na+1Cl-1
    Na+1Cl-1Na+1Cl-1Na+1
    Cristal de Cloruro de SodioEsquema de Cristal NaCl


    Metal
    Semi-conductor
    No-metal
    Gases nobles
    Lantánidos y actínidos

    Clasificación periódica de los elementos químicos

    Cada elemento químico contiene un enlace que explica sus propiedades químicasefectos sobre la saludefectos sobre el medio ambiente, datos de aplicación, fotografía y también información acerca de la historia y el descubridor de cada elemento. También puede consultar el apartado especial de terminología de los efectos de las radiaciones sobre la salud.
    IIIIIIIVVVIVIIVIII
    1
    H1
    Elija los elementos por su nombresímbolo y número atómico.He2
    2Be4Pinche aquí para acceder a la historia de la tabla periódica.B5C6N7O8F9Ne10
    3Na11Mg12Al13Si14P15S16Cl17Ar18
    4K19Ca20Sc21Ti22V23Cr24Mn25Fe26Co27Ni28Cu29Zn30Ga31Ge32As33Se34Br35Kr36
    5Rb37Sr38Y39Zr40Nb41Mo42Tc43Ru44Rh45Pd46Ag47Cd48In49Sn50Sb51Te52I53Xe54
    6Cs55Ba56La57Hf72Ta73W74Re75Os76Ir77Pt78Au79Hg80Tl81Pb82Bi83Po84At85Rn86
    7Fr87Ra88Ac89Rf104Db105Sg
    106
    Bh107Hs108Mt109Uun110Uuu111Uub
    112
    Uut
    113
    Uuq
    114
    Uup
    115
    Uuh
    116
    Uus
    117
    Uuo118
    La57Ce58Pr59Nd60Pm61Sm62Eu63Gd64Tb65Dy66Ho67Er68Tm69Yb70Lu71
    Ac89Th90Pa91U92Np93Pu94Am95Cm96Bk97Cf98Es99Fm100Md101No102Lr103


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