Unidad nº 3

LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química.
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energia


Onda electromagnética
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS

A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
 = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
 = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental  = c T
_
:.  = c / :.  = c /  :.  = 1 /  (N° de ondas ) cm -Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las onda







Difracción de la luz
EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.

SEGUN LA FISICA CLASICA
LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA.

Algunos experimentos cruciales
aEl espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:
_
 = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm–1
n y m enteros

b) El efecto fotoeléctrico.





FÍSICA MODERNA







LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUO
SE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS "PAQUETES DE ENERGÍA "
QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES
LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h 
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg

EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
(Principios Básicos de Química H.Gray)

1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2  n = 1,2,3...........

Ciertos valores de rCiertos valores de E u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos

Energía asociada a los cambios de órbita









La formula anterior dá la frecuencia de los fotónes emitidos ( expresadas en Número de Ondas) para las transiciones de electrónicas de pérdida de energía en el átomo de Hidrógeno.
Esta fórmula deducida a partir de consideraciones de discontinuidad de la energía ( Física Moderna) está en excelente acuerdo con la ecuación de Ridberg para el espectro discontinuo de emisión del átomo
LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA
Efecto Compton

DUALISMO ONDA- PARTÍCULA
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada" λ = h / m x v = h / p

Electrón, partícula – onda estacionaria .

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG










ECUACION ONDA PARTÍCULA DE SCHRODINGER

Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck,
 = Amplitud de la onda,
m = masa dela partícula
x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z ) = Energía Potencial,
E = Energía de la partícula

Resolver la ecuación es, lograr por integración, expresiones para:
 = f (x,y,z) ; E = g (x,y,z)

 2  Probabilidad de encontrar la partícula en x,y,z
El encontrar, mediante el cálculo, las zonas de alta probabilidad de encontrar la partícula equivale a determinar los orbitales.



ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA

La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para  y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.

LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
¿Cuántos valores? infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,.............. ( Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? n
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3, .........(n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.

m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos valores? 2l +1
¿Cuáles?- l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l

s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
¿Cuántos valores? 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2



GRÁFICOS DE ORBITALES


Los orbitales px , py y pz

Los 5 orbitales d

Los 7 orbitales f


ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
En palabras más simples, los sucesivos electrones se ubicaran en los orbitales ya determinados para el átomo de Hidrógeno y de acuerdo a las siguientes reglas.
Principio de exclusión de Pauli

No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.


Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)

PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS Parece conveniente indicar en este momento que el principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón Esta circunstancia tiene una importante consecuencia en las propiedades magnéticas de los elementos.









Diagrama para llenado electrónico, orbitales disponibles y en orden de energía creciente

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en los orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.


SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas

¿ Cuál es la configuración electrónica detallada del elemento cuyo Z = 77 ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1

¿Cuales son electrones de valencia?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d2 5d2 5d1 5d1 5d1
¿Cuales son los números cuánticos del último electrón ?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d!¡ 5d!¡ 5d! 5d! 5d!
n= 5 l =2 m= -1 s = + 1/2





Unidad nº4



PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

CUADRO PERIÓDICO












PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante.

El RADIO ATOMICO (R.A.)
Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico














El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período.
B C N O F Ne

El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones. Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.

Diagrama de radios atómicos y radios iónicos tomado del Merrill Química (Smoot,Price,Smith )

Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). __________________>
Menor Radio
S –2 Cl -1 Ar 0 K + Ca +2

EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-


Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.


LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)


Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .

A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD

Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles


LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas.
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.

LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)

La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
Tampoco cuenta para los gases nobles

LA FORMACIÓN DE LOS IONES
El Sistema Periódico apunta a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones
Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. .

H +1 (-1) He0 L+1 Be +2 B+3 C -4+2+4 N –3 (+1)+3(+4)+5 O –2 F -1 Ne0
Na+1 Mg+2 Al+3 Si -4+2+4 P –3+3+5 S –2+2+4+6 Cl -1+1+3+5+7 Ar0
K +1 Ca+2 Br -1+1+3+5+7 Kr0

Rb+1 Sr +2 I -1+1+3+5+7 Xe0
Cs+1 Ba +2 Cr+3+6 Mn +2+4+6+7 Fe +2+3 Co+2 Ni +2 Cu (+1) +2 Zn +2 Rn0
Fr +1 Ra +2 Hg (+1)+2 Cd +2 Ag+1 Au +1+3 Pb +2+4 Sn+2+4

LA FORMACION DE LAS MOLECULAS La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados. M+m n N -n m

M = Metal N = No Metal

TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA

OXIDOS METALICOS
M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m

Ejemplos: Cu +12 O –2 Oxido de cobre I , antes Oxido cuproso
Cu +2 O –2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico

OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)

N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n

Ejemplos: C +2 O –2 Oxido de carbono II , antes Anhidrído carbonoso
C +4 O –22 Oxido de carbono IV, antes Anhidrído carbónico
Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.
Así:
Número de estados 1 2 3 4
de Oxidación
LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)

M +m2 O -2m + m H+12 O-2 = 2 M+m ( O-2 H+1)m

LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1
LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n

LOS ACIDOS Y LAS BASES
Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:
H2O
H2O = H + + OH –
ión hidrógeno ión hidroxilo
ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno
H2O
HA = H + + A –
ácido ión hidrógeno anión del ácido
Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:
Ejemplos:
H 2 S O 4 = 2 H + + SO4 –2
Ácido sulfúr ico Anión sulf ato (1)
H 2 S = 2 H + + S –2
Ácido sulf hídrico Anión sulf uro
Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
hídrico ___________> uro
BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo.
H20
BOH = B + + OH –
base catión de la base ión hidroxilo
Así se comportan los hidróxidos:
Ejemplo:
u ( O H ) 2 = Cu+2 + 2 OH -
catión cúprico (1)
1. Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica

LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O
Ejemplo:
3 H+12 S+6 O -24 + 2 Al+3 ( O H)-3 = Al+32 ((S+6 O –24) -2)3 + 6 H2O
( 3 H2 S O4 + 2 Al ( O H) 3 = Al 2 (S O4) 3 + 6 H2O )
Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua
HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA
m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O
Ejemplo:
H+12 S–2 + 2 Al+3 ( O H ) -3 = Al +32 S– 23 + 6 H 2 0
( H2 S + 2 Al (OH )-3 = Al2 S3 + 6 H 2 0 )
Acido Sulfhídrico Hidróxido de Aluminio Sulfuro de Aluminio Agua


LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
M0 + m /2 H02 = M+m H -m
Ejemplo:
Mg0 + H02 = Mg+2 H–2 ( Mg H2 )
Hidruro de Magnesio