ESTRUCTURA ATÓMICA (2º Parte)

Teoría Atómica.

                                                                          -Teoría de Dalton.

                                                  Descubrimiento de las Partículas  Fundamentales.

                                                                          -Electrón.
                                                                          -Protón.
                                                                          -Neutrón.

      Modelos Atómicos.

                                                                          -Joseph Thomson.
                                                                          -Ernest Rutherford.
                                                                          -Niels Bohr
.

                                                        Modelo Probabilistico ó Modelo Mecánico Cuántico.

                                                                          -Antecedentes.
                                                                                    -Naturaleza Dual de la Luz: Onda-Partícula.
                                                                                    -Espectro Electromagnético.
                                                                                    -Teoría Cuántica de Max Plank.
                                                                                    -Postulado de Bohr.
                                                                                    -Pricipio de Incertidumbre de Heisenberg
                                                                                     -Modelo de Arnold Sommerfeld.
                                                                                    

                            -Arquitectura Electrónica.
                                                          

                                                                                     -Ecuación de Erwin Schrodinger.
                                                                                     -Orbitales y Números Cúanticos
                                                                                     -Configuración Electrónica.

               Hibridación de Orbitales.

Teoría Atómica.

En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.

La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.

 Teoría de Dalton: 

La era atómica comenzó en 1808, cuando un profesor de escuela presentó sus ideas respecto a cómo debían ser las partículas más pequeñas de materia.

El modelo atómico de Dalton fue expuesto en un libro llamado “Nuevo sistema de filosofía química”, y en síntesis decía lo siguiente:

• La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”.
• Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno son iguales.
• Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.
• Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2)

Algunas de estos planeamientos perdieron vigencia con el tiempo. Hoy sabemos que los átomos sí se pueden dividir y que no todos los átomos de un mismo elemento son iguales; pero es innegable que fueron muy importantes para la ciencia.

 

Descubrimiento de las Partículas  Fundamentales. 

Electrón: 

  Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir los tubos de cristal que se equipan por lo menos con dos electrodos, un cátodo (electrodo negativo) y un ánodo (electrodo positivo) en una configuración conocida como diodo. Cuando se calienta el cátodo, emite una cierta radiación que viaja hacia el ánodo. Si las paredes internas de vidrio detrás del ánodo están cubiertas con un material fluorescente, brillan intensamente. Una capa de metal colocada entre los electrodos proyecta una sombra en la capa fluorescente. Esto significa que la causa de la emisión de luz son los rayos emitidos por el cátodo al golpear la capa fluorescente. Los rayos viajan hacia el ánodo en línea recta, y continúan más allá de él durante una cierta distancia. Este fenómeno fue estudiado por los físicos a finales del siglo XIX, otorgándose un premio Nobel a Philipp von Lenard. Los rayos catódicos primeramente fueron producidos por los tubos de Geissler. Los tubos especiales fueron desarrollados para el estudio de estos rayos por William Crookes y se los llamó tubos de Crookes. Pronto se vio que los rayos catódicos están formados por los portadores reales de la electricidad que ahora se conocen como electrones. El hecho de que los rayos son emitidos por el cátodo, es decir el electrodo negativo, demostró que los electrones tienen carga negativa.

Protón: 

En 1886, el físico alemán Eugene Goldstein observo una fluorescencia o brillo detrás del cátodo en un tubo de rayos catódicos cuando a la placa negativa se le había aplicado previamente canales y orificios; esto solo puede explicarse con la existencia de otras radiaciones a las que Goldstein llamo Rayos Canales, los cuales viajan en sentido contrario a los rayos catódicos y son partículas de carga positiva. Estos rayos positivos o iones positivos se originan cuando los rayos catódicos desplazan electrones de los átomos del gas residual en el tubo.

La naturaleza de los rayos canales varia de acuerdo al tipo de gas residual que se encuentre en el tubo, es decir, cada elemento químico gaseoso genera un catión distinto al ionizarse y por ello su relación carga – masa (e/m) es diferente.

El físico alemán Wilhelm OEIN (1898), luego de realizar experiencias con los rayos canales generados por el gas hidrogeno, de manera análoga a Thomson, midió la relación carga-masa de los iones positivos y encontró que la carga positiva era igual a la carga del electrón (en magnitud) y su masa igual a 1836 veces al del electrón; dicha partícula se llamo protón (H⁺).

 Neutrón:

Después del experimento de Rutherford de la lámina de oro, los físicos y los químicos pensaban que en los núcleos atómicos deberían de existir, además de los ya descubiertos protones, otras partículas sin carga eléctrica. Esta especulación estaba basada en el hecho de que la masa de los átomos de hidrógeno era muy aproximadamente la suma de las masas del electrón y el protón. Sin embargo, la masa de todos los demás átomos es mayor que la suma de las masas sus protones mas sus electrones. El mismo Rutherford propuso su existencia en 1918 y el 27 de febrero de 1932, Chadwick (que había sido alumno de Rutherford)
reportó sus resultados, interpretándolos como evidencia de la nueva partícula neutra a la que se le llamó neutrón.

La ilustración de la Fig 1, tomada del artículo original de Chadwick, representa el dispositivo experimental que usó. Previamente, Bothe y Becker habían descubierto que al bombardear algunos elementos ligeros
(particularmente berilio) con las partículas α provenientes de polonio, éstos emitían radiaciones muy penetrantes que originalmente se pensaba que eran rayos γ, aunque su poder de penetración era notablemente mayor que la radiación γ emitida por los elementos radiactivos conocidos. Repitiendo los
experimentos realizados por Bothe y Becker, Chadwick intercaló en la trayectoria de la radiación “invisible” proveniente del berilio una placa de parafina, y de esta última empezaron a emanar protones. Este hecho hacia pensar que su masa debia de ser similar a la de los protones. Además, estas particulas no se desbiaban por la presencia electrícos, luego debian de ser neutras, por lo que se las llamo neutrones.

  Modelos Atómicos

En física y química, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes; también, se deriva de "a" (no) y "tomo" (divisible); no divisible)^[1] es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

El núcleo representa el 99.9% de la masa del átomo, y está compuesto de bariones llamados protones y neutrones, rodeados por una nube de electrones, que -en un átomo neutro- igualan el número de protones.

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

• Modelo de Thomson:

  

   

 Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).

Detalles del modelo atómico

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

• Modelo de Rutherford:

  
  Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.
  Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
  Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.No explicaba los espectros atómicos.

• Modelo de Bohr:

  

   

  Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
  “El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
• Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
• Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
• Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.

Modelo Atomico Probabilistico ó Modelo Mecánico Cuántico

  -ANTECEDENTES:

• Naturaleza Dual de la Luz: Onda-Partícula: 

•   Espectro Electromagnético.

 La naturaleza de la luz ha sido estudiada desde hace muchos años por científicos tan notables como Newton y Max Plank. Para los astrónomos conocer la radiación electromagnética es un elemento clave debido a que toda la información que obtenemos de las estrellas nos llega a través del estudio de la radiación.
La naturaleza de la luz ha sido interpretada de diversas maneras:

1. Compuesta por corpúsculos que viajaban por el espacio en línea recta (teoría corpuscular - Newton - 1670)
2. Ondas similares a las del sonido que requerían un medio para transportarse (el éter) (teoría Ondulatoria - Huygens - 1678, Young, Fresnel)
3. Ondas electromagnéticas al encontrar sus características similares a las ondas de radio (teoría electromagnética - Maxwell - 1860)
4. Como paquetes de energía llamados cuantos (Plank).

Finalmente Broglie en 1924 unifica la teoría electromagnética y la de los cuantos (que provienen de la ondulatoria y corpuscular) demostrando la doble naturaleza de la luz.

Las cargas eléctricas estacionarias producen campos eléctricos, las cargas eléctricas en movimiento producen campos eléctricos y magnéticos. Los cambios cíclicos en estos campos producen radiación electromagnética, de esta manera la radiación electromagnética consiste en una oscilación perpendicular de un campo eléctrico y magnético. La radiación electromagnética transporta energía de un punto a otro, esta radiación se mueve a la velocidad de la luz (siendo la luz un tipo de radiación electromagnética).

Las ondas de radiación electromagnética se componen de crestas y valles, convencionalmente las primeras hacia arriba y las segundas hacia abajo. La distancia entre dos crestas o valles se denomina longitud de onda (λ). La frecuencia de la onda esta determinada por las veces que ella corta la línea de base en la unidad de tiempo (casi siempre medida en segundos), esta frecuencia es tan importante que las propiedades de la radiación dependen de ella y está dada en Hertz. La amplitud de onda esta definida por la distancia que separa el pico de la cresta o valle de la línea de base (A). la energía que transporta la onda es proporcional al cuadrado de la amplitud. La unidad de medida para expresar semejantes distancias tan pequeñas es el nanómetro (10 ^-9 metros). 

La luz visible, es decir las ondas electromagnéticas para las cuales el ojo humano esta adaptado, se encuentran entre longitudes de onda entre los 400 nm (violeta) y 700 nm (rojo). Como lo predijeron las ecuaciones de Maxwell existen longitudes de onda por encima y por debajo de estos limites. Estas formas de "luz invisible" se han encontrado y organizado de acuerdo a sus longitudes en el espectro electromagnético.

Si las ondas electromagnéticas se organizan en un continuo de acuerdo a sus longitudes obtenemos el espectro electromagnético en donde las ondas mas largas (longitudes desde metros a kilómetros) se encuentran en un extremo (Radio) y las mas cortas en el otro (longitudes de onda de una billonésima de metros) (Gamma).

Luz Visible. Isaac Newton fue el primero en descomponer la luz visible blanca del Sol en sus componentes mediante la utilización de un prisma. La luz blanca está constituida por la combinación de ondas que tienen energías semejantes sin que alguna predomine sobre las otras. La radiación visible va desde 384x10¹² hasta 769x10¹² Hz. Las frecuencias mas bajas de la luz visible (longitud de onda larga) se perciben como rojas y las de mas alta frecuencia (longitud corta) aparecen violetas.

Rayos infrarrojos. La radiación infrarroja fue descubierta por el astrónomo William Herschel (1738-1822) en 1800, al medir una zona más caliente mas allá de la zona roja del espectro visible. La radiación infrarroja se localiza en el espectro entre 3x10¹¹ Hz. hasta aproximadamente los 4x10¹⁴ Hz. La banda infrarroja se divide en tres secciones de acuerdo a su distancia a la zona visible: próxima (780 - 2500 nm), intermedia (2500 - 50000 nm) y lejana (50000 - 1mm). Toda molécula que tenga un temperatura superior al cero absoluto (-273º K) emite rayos infrarrojos y su cantidad esta directamente relacionada con la  temperatura del objeto.

Microondas. La región de las microondas se encuentra entre los 10⁹ hasta aproximadamente 3x10¹¹ Hz (con longitud de onda entre 30 cm a 1 mm).

Ondas de Radio. Heinrich Hertz (1857-1894), en el año de 1887, consiguió detectar ondas de radio que tenían una longitud del orden de un metro. La región de ondas de radio se extiende desde algunos Hertz hasta 10⁹ Hz con longitudes de onda desde muchos kilómetros hasta menos de 30 cm.

Rayos X. En 1895 Wilhelm Röntgen invento una máquina que producía radiación electromagnética con una longitud de onda menor a 10 nm a los cuales debido a que no conocía su naturaleza las bautizó como X.
Radiación Ultravioleta. Sus longitudes de onda se extienden entre 10 y 400 nm  más cortas que las de la luz visible.

Rayos Gamma. Se localizan en la parte del espectro que tiene las longitudes de onda mas pequeñas  entre 10 y 0.01 nm.

• Teoría Cuántica de Max Plank.

• Postulado de Bohr.

• Pricipio de Incertidumbre de Heisenberg

•  Modelo de Arnold Sommerfeld.

 El modelo atómico de Sommerfeld es un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913).

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:

• l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
• l = 1 se denominarían p o principal.
• l = 2 se denominarían d o diffuse.
• l = 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del electrón.

•   Arquitectura Electrónica.

        -Ecuación de Erwin Schrodinger.

       -Orbitales y Números Cúanticos:

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.
La figura anterior representa el orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno. Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números:

Número cuántico principal (n):Representa al nivel de energía (estado estacionario de Bohr) y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

 Número cuántico secundario (l):Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0. Ejemplo: n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3. Dicho de otra manera, El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

 Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. Sus valores son todos los enteros del intervalo (-l,+l) incluyendo el 0.Ejemplo: n = 4l = 0, 1, 2, 3m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Dicho de otra manera, El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0. 

 El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n2 orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s +1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

Representaciones de los Orbitales

 

Orbitales "s": Los orbitales "s" son esféricamente simétricos.

 Orbitles "p": La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p ( ; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz
Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal. 

 Orbitales "d": En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como vemos en la figura : 

• Orbitales "f": Son orbitales de mayor energía. Para n>4 tendremos 7 orbitales f ( =3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a 57.

Observaciones:

Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos.

Las energías de los orbitales atómicos

En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno.
Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones).
Así por ejemplo el orbital 2s tienen un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón: 

Por lo tanto, la combinación de n y l describe a un orbital que es la región del espacio en la que es más probable encontrar al electrón y en la cual tiene una cantidad específica de energía. El valor que tome el número cuántico secundario (l) determina el tipo de orbital:

uadro que resume los orbitales que hay en cada nivel de energía y la capacidad máxima de electrones que pueden contener los niveles y subniveles de energía.

 

     -Configuración Electrónica.

Es la representación del modelo atómico de Schrodinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles y los orbitales que ocupan los electrones.

A partir de la configuración electrónica de los elementos se pueden conocer los 4 números cuánticos de cualquier electrón.

Empleando los números cuánticos y en base a cálculos energéticos, se elaboró un rayado electrónico a partir del cuál se obtuvo la configuración electrónica estándar.

Rayado Electrónico

Se acomodan los diferentes orbitales en renglones y se traza una linea imaginaria (vertical) entre la primera y la segunda columnas escritas. Después se trazan flechas diagonales (paralelas) que atraviesen la linea imaginaria, la primera flecha del rayado cruza al 1s y la segunda al 2s, y así sucesivamente.

Un nivel de energía se forma por los orbitales que se encuentran entre el cruce de la linea del rayado (flecha) y el siguiente cruce de la linea imaginaria.

TIPOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Existen cuatro tipos de configuración electrónica , ellos son :

Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica considerando la configuración estándar (la que se obtiene del rayado electrónico) . Recuerda que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen.

Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar , se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A ) , 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 unos. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Configuración semidesarrollada: Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada . Aquí solo se representan los electrones del último nivel de energía. 

•     Hibridación de Orbitales.

En química, se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría las moléculas.

http://ocw.uc3m.es/quimica-fisica/quimica-i/material-de-clase-1/TEMA_8_Enlace.pdf

http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.html

PROPIEDADES GENERALES DE LA MATERIA (G.10º-Perio.1º- Parte 1º)

¿Qué es materia?

1. La Química trata de la materia en lo que se refiere a su naturaleza, composición y transformación. No puede darse una definición de la materia mediante conceptos corrientes y, análogamente a las categorías de espacio y tiempo de las que tenemos idea por sus cualidades, es más sencillo describir la materia por las propiedades que son comunes a todos los cuerpos materiales.

Todo lo que es percibido por nuestros sentidos es de origen material. Caracteres esenciales de la materia son la extensión y la inercia.

 La idea de extensión, natural en los sólidos y líquidos, desaparece, en realidad se transforma, en los gases y. por ello, es mejor hablar de la inercia, cualidad por la que los cuerpos materiales ofrecen resistencia a modificar su estado de reposo o de movimiento.

Del esfuerzo necesario para vencer la inercia adquirimos la idea de masa, definida por la expresión F = m. a (2º ley de Newton). La cantidad de materia de un cuerpo viene medida por su masa.

Los cuerpos que nos rodean se encuentran en el campo de atracción de la Tierra que ejerce sobre ellos una fuerza que es su peso. Puesto que la aceleración de la gravedad en cualquier punto de la superficie de la Tierra es prácticamente constante, también lo es el peso de un cuerpo que se expresa por el mismo número que representa su masa; esto es, a la unidad de masa 1 Kg le corresponde la unidad de peso 1 kp. Esto hace que los términos masa y peso se utilicen indistintamente al referirse a un cuerpo determinado, por lo que, frecuentemente, se confunden.

La distinción entre masa y peso queda aclarada si pensamos que la masa de un cuerpo cualquiera es invariable lo mismo si la tenemos sobre la Tierra que si la imaginamos sobre la Luna o en un punto del espacio interestelar, mientras que su peso, prácticamente el mismo en cualquier sitio de la superficie de la Tierra, sería de una sexta parte escasamente en la Luna y nulo en el espacio interestelar. No obstante, su resistencia a cambiar su estado de movimiento sería la misma en cualquier lugar del espacio. Una persona de masa 73 kg cuyo peso en la Tierra será de 73 Kp, situada en la Luna, experimentaría la sensación de que pesaba únicamente I2 kp.

Propiedades físicas y químicas: (Intrinsicas/Extrinsicas)

Las distintas formas de materia se diferencian mediante ciertas cualidades que afectan directa o indirectamente a nuestros sentidos las cuales se denominan propiedades físicas y no afectan a la naturaleza intima de la materia. Si estas propiedades son características de un cuerpo determinado se llaman propiedades específicas, tal como el color, olor, sabor, solubilidad, densidad, conductividad del calor y de la electricidad, brillo, transparencia, dureza, maleabilidad, ductilidad, estructura cristalina, punto de fusión, punto de ebullición, etc. Así, por ejemplo, el cobre, el oro y la plata se distinguen por su color; el agua, el alcohol y la gasolina por su olor; la sal y el azúcar, por su sabor; los carbonatos de sodio y de calcio, por su solubilidad; el plomo y el aluminio, por su densidad; el vidrio y el diamante, por su dureza, etc.

Si las propiedades dependen de la cantidad de muestra investigada se denominan propiedades extensivas, tal como el peso, el volumen, el tamaño, etc.

Hay propiedades que pueden cambiar en una misma muestra, tal como la presión, la temperatura, el estado de reposo o de movimiento, la carga eléctrica, etc., y se designan como condiciones. La presión y la temperatura son cualidades muy importantes, pues siempre están adscritas a los cuerpos, determinando las propiedades de los mismos.

Las propiedades químicas de los cuerpos se ponen de manifiesto cuando se transforman en otros distintos. La acción de los ácidos sobre la mayoría de los metales corresponde a una propiedad general de los ácidos. La combustión del carbón y la oxidación del hierro expresan una propiedad química de estos cuerpos al transformarse en otros distintos, Los métodos de determinación de las propiedades químicas de los cuerpos constituyen la base del análisis químico.

Procesos ó Transformaciones físicas y químicas.

Los cambios que experimentan las substancias son de dos clases, físicos y químicos.

Un cambio físico modifica algunas propiedades de la substancia pero no, hay motivos para suponer que se ha formado una nueva. Por el contrario, en los cambios químicos, conocidos como reacciones, tiene lugar una modificación profunda de todas las propiedades del cuerpo, lo que obliga a suponer que se ha formado una nueva substancia. No existe una delimitación absoluta entre estas dos clases de transformaciones, pues hay diversos procesos que adquieren una significación intermedia.

Si se electriza un pedazo de cobre, se imanta un trozo de hierro, se calienta una cierta masa de azufre o se comprime un volumen determinado de cloro, las propiedades físicas de estas substancias varían tan sólo en lo que respecta a la modificación producida y en una extensión que depende de ella, pero las propiedades químicas de estas substancias permanecen inalteradas; ha tenido lugar en cada caso un fenómeno físico. Si se llega a fundir el pedazo de azufre o si el cloro se licua, las propiedades físicas cambian totalmente pero el comportamiento químico del azufre fundido o el del cloro líquido es el mismo que el del azufre sólido o el del cloro gaseoso, por lo que el proceso de fusión o el de licuación es también un cambio físico que afecta únicamente al estado de agregación de la substancia correspondiente. En cambio, si se calienta óxido mercúrico, polvo rojo, en un tubo de ensayo, se desprende oxígeno y en la parte superior del tubo se condensa mercurio en forma de minúsculas gotas; ha tenido lugar un cambio químico.

 Los procesos físicos y químicos se diferencian fundamentalmente en los siguientes aspectos:

1)    Los cambios químicos van acompañados por una modificación profunda de las propiedades del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una alteración muy pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo.

2)    Los cambios químicos tienen casi siempre carácter permanente mientras que, en general, los cambios físicos persisten únicamente mientras actúa la causa que los origina.

3)    Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía mientras que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente pequeña.

Así, por ejemplo, la formación de 1 g de agua a temperatura ambiente, a partir de hidrógeno y oxígeno, desprende cerca de 3800 calorías, mientras que la solidificación a hielo de 1 g de agua o la condensación a agua líquida a 100 ºC de 1 g de vapor de agua desprende tan sólo, respectivamente, cerca de 80 ó de 540 calorías.

 En algunos casos, tal como en la disolución del cloruro de hidrógeno gaseoso o incluso del cloruro sódico en agua o la simple dilución del ácido sulfúrico concentrado, parece difícil decidir claramente si un proceso es químico o físico, ya que ofrece aspectos de uno y otro tipo de transformaciones.

CALOR Y TEMPERATURA

 

El calor es la transferencia de energía entre diferentes cuerpos o diferentes zonas de un mismo cuerpo que se encuentran a distintas temperaturas. Este flujo siempre ocurre desde el cuerpo de mayor temperatura hacia el cuerpo de menor temperatura, ocurriendo la transferencia de calor hasta que ambos cuerpos se encuentren en equilibrio térmico (ejemplo: una bebida fría dejada en una habitación se entibia).

  

    donde: Q es el calor aportado al sistema.  
                m es la masa del sistema.  
                c es el calor específico del sistema.   
                ΔT es el incremento de temperatura
                que experimenta el sistema.

Las unidades más habituales de calor específico son J / (kg · K) y cal / (g · °C).

La energía puede ser transferida por diferentes mecanismos, entre los que cabe reseñar la radiación, la conducción y la convección, aunque en la mayoría de los procesos reales todos se encuentran presentes en mayor o menor grado.

La energía que puede intercambiar un cuerpo con su entorno depende del tipo de transformación que se efectúe sobre ese cuerpo y por tanto depende del camino. Los cuerpos no tienen calor, sino energía interna. El calor es parte de dicha energía interna (energía calorífica) transferida de un sistema a otro, lo que sucede con la condición de que estén a diferente temperatura.

La energía existe en varias formas. En este caso nos enfocamos en el calor, que es la forma de la energía que se puede transferir de un sistema a otro como resultado de la diferencia de temperatura.

La temperatura es una magnitud referida a las nociones comunes de caliente o frío que puede ser medida con un termómetro. Por lo general, un objeto más "caliente" que otro puede considerarse que tiene una temperatura mayor, y si es frío, se considera que tiene una temperatura menor. En física, se define como una magnitud escalar relacionada con la energía interna de un sistema termodinámico, definida por el principio cero de la termodinámica. Más específicamente, está relacionada directamente con la parte de la energía interna conocida como "energía cinética", que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema, sea en un sentido traslacional, rotacional, o en forma de vibraciones. A medida de que sea mayor la energía cinética de un sistema, se observa que éste se encuentra más "caliente"; es decir, que su temperatura es mayor.

La temperatura de un gas ideal monoatómico es una medida relacionada con la energía cinética promedio de sus moléculas al moverse. En esta animación, la relación del tamaño de los átomos de helio respecto a su separación se conseguiría bajo una presión de 1950 atmósferas. Estos átomos a temperatura ambiente tienen una cierta velocidad media (aquí reducida dos billones de veces).

ESCALAS DE TEMPERATURA

 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

 http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/clasif/clasifica1.htm

 METODOS DE SEPARACIÓN DE LA MATERIA 

 1. MEZCLAS HETEROGENEAS:

 

Los procedimientos físicos más empleados para separar los componentes de una mezcla heterogénea son: la filtración, la decantación y la separación magnética. Estos métodos de separación son bastante sencillos por el hecho de que en estas mezclas se distinguen muy bien los componentes.

- Filtración: Este procedimiento se emplea para separar un líquido de un sólido insoluble. Ejemplo: Separación de agua con arena. A través de materiales porosos como el papel filtro, algodón o arena se puede separar un sólido que se encuentra suspendido en un líquido. Estos materiales permiten solamente el paso del líquido reteniendo el sólido.

- Decantación: Esta técnica se emplea para separar 2 líquidos no miscibles entre sí. Ejemplo: Agua y aceite. La decantación se basa en la diferencia de densidad entre los dos componentes, que hace que dejados en reposo, ambos se separen hasta situarse el más denso en la parte inferior del envase que los contiene. De esta forma, podemos vaciar el contenido por arriba (si queremos tomar el componente menos denso) o por abajo (si queremos tomar el más denso).

En la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el aceite, se utiliza un embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando éste se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave. La superficie de separación entre ambos líquidos se observa en el tubo estrecho de goteo.

- Separación magnética: Esta técnica sirve para separar sustancias magnéticas de otras que no lo son. Al aproximar a la mezcla el imán, éste atrae a las limaduras de hierro, que se separan así del resto de la mezcla.

  2. MEZCLAS HOMOGENEAS:

Existen varios métodos para separar los componentes de una mezcla homogénea o disolución. Entre los más utilizados están la cristalización y la destilación simple.

- Cristalización: Esta técnica consiste en hacer que cristalice un soluto sólido con objeto de separarlo del disolvente en el que está disuelto. Para ello es conveniente evaporar parte del disolvente o dejar que el proceso ocurra a temperatura ambiente. Si el enfriamiento es rápido se obtienen cristales pequeños y si es lento se formarán cristales de mayor tamaño.

- Destilación simple: Esta técnica se emplea para separar líquidos de una disolución en función de sus diferentes puntos de ebullición. Es el caso, por ejemplo, de una disolución de dos componentes, uno de los cuáles es volátil (es decir, pasa fácilmente al estado gaseoso). Cuando se hace hervir la disolución contenida en el matraz, el disolvente volátil, que tiene un punto de ebullición menor, se evapora y deja un residuo de soluto no volátil. Para recoger el disolvente así evaporado se hace pasar por un condensador por el que circula agua fría. Ahí se condensa el vapor, que cae en un vaso o en un erlenmeyer.

Ejemplo: Esta técnica se emplea para separar mezclas de agua y alcohol. El alcohol es más volátil que el agua y es la primera sustancia en hervir, enfriándose después y separándose así del agua.