Unidad III y IV

Unidad III

LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS

La disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico es un 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.

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)

l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)

T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)

n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz

Ecuación fundamental l = c T

_

:. l = c / n :. n = c / l

:. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1

La interferencia: 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.

Difracción: manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria 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.



Algunos experimentos cruciales





a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno

Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:

_

n = R _H ( 1 / n² - 1 / m² ) R_H = 109.677 cm –1

n y m enteros

b) El efecto fotoeléctrico.



ECUACIÓN DE MAX PLANCK

ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n

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 p n = 1,2,3...........a


Energía asociada a los cambios de órbita



LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA




Efecto Compton




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


PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG

Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón

D x D p = l . h / l = h > 0

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,

y = 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

La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y 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

l = Número cuántico secundario

Se asocia al tipo o forma de los orbitales

m = Numero cuántico magnético.

Se asocia con la orientación espacial de los orbitales

s = Numero cuántico de spín electrónico.

Se asocia al giro del electrón sobre su eje

ATOMOS POLIELECTRÓNICOS

Ante la imposibilidad de resolver la ecuación de Schorodinger para sistemas de varios electrones, se ha supuesto y con éxito, que sucesivos electrones adoptarán los diversos modos de vibración que se encontraron para el electrón de átomo de Hidrógeno.

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

Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales.

Los electrones se ubican primero en el orbital de menos energía.




Principio de Hund


El principio de Hund promueve la situación que existan orbitales con un sólo electrón o electrón desapareado

PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS

Aquellas sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spín se suman o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables.

Si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.

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





Unidad IV

Propiedades periódicas 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. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.

Radio atómico ( R.A)

Distancia entre el nucleo del átomo y el electrón periférico.

El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período.

El Radio Atómico aumenta al aumentar Z en un Grupo o familia

Estructuras isoelectrónicas: son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica.

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-

Electroafinidad ( E.A)

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

No cuenta para los gases nobles

Electronegatividad (E.N)

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.

Electropositividad (E.P)

Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.

Tampoco cuenta para los gases nobles

Formación de iones

Lo recién estudiado sobre propiedades y ordenamiento del sistema periódico apuntan al comportamiento de los distintos elementos.

Los gases nobles, presentan una estabilidad, que es un sinónimo de baja energía. Sus orbitales estan completos, su configuración es estable.

Esto explica el comportamiento de los átomos de otros elementos, estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble mas cercano.

Formación de moléculas

La formación de moléculas está asociado a los estados de oxidación de los distintos átomos, las fórmulas de las moléculas se deducen teniendo en cuenta los estados de oxidación.
La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.

Tipos de compuestos fundamentales

OXIDOS METALICOS

M ⁰ + O ⁰ ₂ ^________ > M ^+m ₂ O ^–2_m

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

Cu ⁺² O ^–2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico

Así:

Número de estados 1 2 3 4

de Oxidación

hipo ------ oso hipo ------ oso

------- ------oso ------ oso ------ oso

-------ico ------ ico ------ ico

per ------ ico

------- = raíz del nombre del elemento

LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)

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

Ejemplo:

Al ⁺³₂ O ^-2₃ + 3 H⁺¹₂ O^-2 = 2 Al⁺³ ( O^-2 H⁺¹)₃ ( Al ( OH)₃ )

Oxido de Aluminio Hidróxido de Aluminio

LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)

N ⁺ⁿ ₂ O ^-2_n + H⁺¹₂ O ^-2 = H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1

Ejemplo:

S⁺⁶ O^-2 ₃ + H⁺¹₂ O^–2 = H⁺¹₂ S⁺⁶ O^-2₄ ( H₂ S O₄ )

^{Anhídrido Sulfúrico Ácido sulfúrico}

LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)

n H ⁰₂ + N ⁰₂ = 2 H⁺¹_n N ^{– n}

Ejemplo:

n H ⁰₂ + S ⁰₂ = 2 H⁺¹₂ S ^{– 2} ( H₂ S )

ÁCIDO Sulf hídrico

LOS ACIDOS Y LAS BASES

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}

^H₂^O

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)

Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión

oso ^{_____________}_> ito

ico ^{_____________}_> ato

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

Base: 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}

^{Las sales: es el resultado de la relación acido + base}

OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H⁺¹₂ N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 + 2 M^+m ( O H )^- _m = M^+m₂ ( ( N⁺ⁿ₂ O^-2_n+1 ) ^–2)_m + 2m H₂O

Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua

HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H⁺¹_n N ^{– n} + n M^+m ( O H )^– _m = M^+m_n N ^{– n}_m + mn H ₂ O

Los hidruros ( iones metálicos con iones hidruros)

M⁰ + m /2 H⁰₂ = M^+m H ^-_m

Ejemplo:

Mg⁰ + H⁰₂ = Mg⁺² H^–₂ ( Mg H₂ )

Hidruro de Magnesio