Sumario 1.Materia y Energía. Estructura atómica. (Segunda parte)
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Course
Química general e inorgánica
Institution
National University Of Jujuy (UNJu
)
Book
General Chemistry
Este resumen incluye: Notación isotópica (isotopos, isobaros, isótonos e isómeros). Modelos atómicos (de Bohr, de Schrodinger y moderno). Números cuánticos. Reglas de construcción atómica (Diagrama Energético de Pauling o Principio de Aufbeau; principio de exclusión de Pauli; regla de Hu...
4.Reacciones químicas. Nociones de Cinética Química. El Equilibrio Químico
1.Materia y Energía. Estructura atómica. (Primera parte)
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Química inorgánica teoría
1. Unidad Nº 1: Materia y Energía. Estructura atómica. (Módulo de
Articulación)
1.1. Notación isotópica: El átomo de un elemento se representa por la notación
isotópica, que se escribe de la siguiente forma:
Analizaremos a continuación qué ocurre con los átomos cuando cambia el
número de alguna de sus partículas subatómicas.
Si cambia el número de protones: Como el Z identifica a cada
elemento, si cambia el número de protones (Z) estamos en
presencia de otro elemento químico.
Si cambia el número de electrones: El átomo se transforma en un
ión. Pueden suceder 2 cosas:
#Si gana electrones: El átomo deja de ser neutro y adquiere carga
negativa: se transforma en un anión.
# Si pierde electrones: El átomo deja de ser neutro y adquiere carga
positiva: se transforma en un catión.
Si cambia el número de neutrones: Cuando cambia el número de
neutrones estamos en presencia de átomos del mismo elemento
(=Z) que poseen diferente número de neutrones (≠ N) y, por lo tanto,
diferente número másico (≠A). Estos nucleídos se denominan
isótopos. Resumiendo los 4 tipos:
,1.2. Modelos atómicos:
1.2.1. Modelo atómico de Bohr: Bohr, sobre la base de conocimientos y
experimentos realizados sobre espectros de absorción y emisión de
radiaciones del átomo de hidrógeno, propuso su teoría sobre la
estructura de dicho átomo:
El átomo de hidrógeno posee un protón y un electrón.
El electrón del átomo de hidrógeno puede existir en órbitas esféricas
(niveles de energía) concéntricos alrededor del núcleo y designados
por una letra (K, L, M, N, etc.) o un número (1, 2, 3, 4, etc.).
El electrón posee una energía definida y característica de la órbita
en que gira (al aumentar la distancia al núcleo, radio del nivel, la
energía es mayor) y no puede tener una energía intermedia.
Al estar el electrón en la posición más cercana al núcleo, se
encuentra con energía mínima y máxima estabilidad, es lo que se
denomina estado fundamental o básico.
Si se aplica energía (calor), los átomos la absorben y los electrones
pasan a niveles exteriores (de mayor estado energético)
denominados estados excitados.
1.2.2. Modelo atómico de Schrodinger: Heisemberg enunció el Principio
de Incertidumbre según el cual es imposible determinar la posición
exacta de una partícula en movimiento tan pequeña y rápida como el
electrón.
Sobre la base de los conocimientos de Broglie y Heisemberg,
Schrodinger desarrolló una ecuación matemática que describe al
electrón como onda. Esta ecuación denominada Ecuación de Onda de
, Schrodinger es la base de la mecánica ondulatoria. Al resolver dicha
ecuación se obtienen una serie de funciones de onda, cada una de las
cuales corresponde a un estado de energía (es decir, a una región del
espacio) en el cual puede encontrarse el electrón. Este estado
energético es lo que se denomina orbital.
1.2.3. Modelo moderno del átomo: Todo átomo posee electrones en su
parte extra nuclear, que giran en órbitas alrededor del núcleo, según
distintos niveles de energía. Cada electrón de un átomo se identifica
por una combinación de cuatro números denominados números
cuánticos.
1.3. Números cuánticos: Los números cuánticos caracterizan y cuantifican los
niveles de energía. Los cuales son: Principal (n), azimutal (l), magnético
(m), Spin (s).
1.3.1. Número cuántico principal (n): Determina el nivel de energía. En un
átomo existen distintos niveles energéticos (órbitas) que corresponden
a los distintos valores de n. Los valores de n pueden ser: 1, 2, 3, 4, 5, 6
y 7.
El número n determina la distancia radial media entre el electrón y el
núcleo. Está relacionado con la energía del electrón y el volumen o
tamaño del orbital.
Según Bohr para cada nivel de energía (n) se puede calcular el
número máximo de electrones, utilizando la siguiente fórmula:
Número máximo de electrones = 2 × n2
1.3.2. Número cuántico azimutal (l): Determina los subniveles de energía.
Describe el momento angular del electrón, es decir, la “forma” de los
orbitales, y distingue los subniveles de energía dentro de un nivel
energético.
Los valores de “l” van desde 0 a n-1
l = 0 → subnivel s (Sharp: nítido): Tiene forma de esfera
(alrededor del núcleo).
l = 1 → subnivel p (principal): Está formando por dos lóbulos que
se disponen en lados opuestos del núcleo. El sitio que separa
los 2 lóbulos se denomina nodo.
l = 2 → subnivel d (difuso): Tienen forma compleja.
l = 3 → subnivel f (fundamental): Tiene forma aún más compleja.
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