NUMEROS CUANTICOS

Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones de los átomos, sobre la base de la teoría cuántica y la ecuación de Schrödinger, las cuales sustentan el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Los números atómicos más importantes son cuatro:
Número Cuántico Principal (n ). Indica en qué nivel se encuentra el electrón, y el tamaño de la nube electrónica. Puede tomar valores enteros positivos a partir de 1.
Número Cuántico Secundario, Azimutal o de Momento Angular (l ). Indica en qué subnivel se encuentra el electrón, y la forma de la nube electrónica. Toma valores desde 0 hasta (n - 1).
l = 0 orbital "s" (sharp)
l = 1 orbital "p" (principal)
l = 2 orbital "d" (diffuse)
l = 3 orbital "f" (fundamental)


n=1, 2,3
l= 0,1, 2,3
m=-l…0…1l
s=+1/2. -1/2

Ejemplo:

Na 11 = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

n=3

l=0

m=0

s=+1/2


l=orbital
0-s

1-p

2-d

3-f


n= 0

0-s= ,

1-p -1, 0,+1

2-d -2,-1, 0,+1,+2

3-f -3,-2,-1, 0,+1,+2,+3





¿Que es el enlace covalente iónicos y covalentes? Y ¿Cómo se forman?

Ionico:

Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades muy diferentes. Se produce una cesión de electrones del elemento menos electronegativo al mas electronegativo y se forman los respectivos iones positivos (los que pierden electrones) y negativos (los átomos que ganan los electrones).
Este tipo de enlace suele darse entre elementos que están a un extremo y otro de la tabla periódica. O sea, el enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales) y elementos poco electronegativos (metales).

¿Qué mantiene la unión?
La fuerza de atracción entre las cargas positivas y las cargas negativas que se forman; es decir, la fuerza de atracción entre los cationes y los aniones.

¿Se forman moléculas?
No, se forman redes cristalinas (ordenadas). Por tanto, los iones que se forman con este enlace no forman moléculas aisladas sino que se agrupan de forma ordenada en redes en las que el número de cargas positivas es igual al de cargas negativas, compuesto es neutro.

Propiedades
* Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Sólidos a temperatura ambiente. La red cristalina es muy estable por lo que resulta muy difícil romperla.
* Son duros (resistentes al rayado).
* No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la corriente eléctrica.
* Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y puede conducir la electricidad en dicha situación.
* Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo conducir la electricidad.

Enlace iónico
¿Qué es el enlace covalente?
Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre dos átomos. Cada par de electrones que se comparten es un enlace.
Este tipo de enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales).
Los electrones que se comparten se encuentran localizados entre los átomos que los comparten.

¿Qué mantiene la unión?
La fuerza de atracción entre las cargas positivas y las cargas negativas que se forman; es decir, la fuerza de atracción entre los cationes y los aniones.

¿Se forman moléculas?
No, se forman redes cristalinas (ordenadas). Por tanto, los iones que se forman con este enlace no forman moléculas aisladas sino que se agrupan de forma ordenada en redes en las que el número de cargas positivas es igual al de cargas negativas, compuesto es neutro. La fórmula que habitualmente se da es una fórmula empírica.

Propiedades
* Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Sólidos a temperatura ambiente. La red cristalina es muy estable por lo que resulta muy difícil romperla.
* Son duros (resistentes al rayado).
* No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la corriente eléctrica.
* Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y puede conducir la electricidad en dicha situación.
* Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo conducir la electricidad.

enlace covalente cloro

PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN O DE AUF-BAU

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.
Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..

¡ES LO MISMO QUE LA CONFIGURACION ELECTRONICA LEER POR FAVOR NUEVAMENTE!

Configuracion electronica

Configuracion electronica

 

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Niels Bohr

Niels Bohr 

(Niels Henrick David Bohr; Copenhague, 1885 - 1962) Físico danés. Considerado como una de las figuras más deslumbrantes de la Física contemporánea y, por sus aportaciones teóricas y sus trabajos prácticos, como uno de los padres de la bomba atómica, fue galardonado en 1922 con el Premio Nobel de Física, "por su investigación acerca de la estructura de los átomos y la radiación que emana de ellos".

Cursó estudios superiores de Física en la Universidad de Copenhague, donde obtuvo el grado de doctor en 1911. Tras haberse revelado como una firme promesa en el campo de la Física Nuclear, pasó a Inglaterra para ampliar sus conocimientos en el prestigioso Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge, bajo la tutela de sir Joseph John Thomson (1856-1940), químico británico distinguido con el Premio Nobel en 1906 por sus estudios acerca del paso de la electricidad a través del interior de los gases, que le habían permitido descubrir la partícula bautizada luego por Stoney (1826-1911) como electrón.

El átomo de Bohr Las primeras aportaciones relevantes de Bohr a la Física contemporánea tuvieron lugar en 1913, cuando, para afrontar los problemas con que había topado su maestro y amigo Rutherford, afirmó que los movimientos internos que tienen lugar en el átomo están regidos por leyes particulares, ajenas a las de la Física tradicional. Al hilo de esta afirmación, Bohr observó también que los electrones, cuando se hallan en ciertos estados estacionarios, dejan de irradiar energía. En realidad, Rutherford había vislumbrado un átomo de hidrógeno conformado por un protón (es decir, una carga positiva central) y un partícula negativa que giraría alrededor de dicho protón de un modo semejante al desplazamiento descrito por los planetas en sus órbitas en torno al sol. Pero esta teoría contravenía las leyes de la Física tradicional, puesto que, a tenor de lo conocido hasta entonces, una carga eléctrica en movimiento tenía que irradiar energía, y, por lo tanto, el átomo no podría ser estable. Bohr aceptó, en parte, el modelo de Rutherford, pero lo superó combinándolo con las teorías cuánticas de Max Planck (1858-1947). En los tres artículos que publicó en el Philosophical Magazine en 1913, enunció cuatro postulados: 1) Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento. 2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas. 3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h/2p (donde h es la constante cuántica universal de Planck). Según el cuarto postulado, cuando un electrón pasa de un estado estacionario de más energía a otro de menos (y, por ende, más cercano al núcleo), la variación de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (es decir, un fotón). Y, a la inversa, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar de un estado estacionario a otro de mayor energía. Dicho de otro modo, la radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (o menor) energía a otra de menor (o mayor), que se encuentra más cercana (o alejada) respecto al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1-E2=hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón. Merced a este último y más complejo postulado, Borh pudo explicar por qué, por ejemplo, los átomos de hidrógeno ceden distintivas longitudes de onda de luz, que aparecen en el espectro del hidrógeno como una distribución fija de líneas de luz conocida como serie de Balmer. En un principio, esta estructura del átomo propuesta por Bohr desconcertó a la mayor parte de los científicos de todo el mundo; pero, a raíz de que su colega y maestro Rutherford le felicitara efusivamente por estos postulados, numerosos investigadores del Centro y el Norte de Europa comenzaron a interesarse por las ideas del físico danés, y algunos de ellos -como James Franck (1882-1964) y Gustav Hertz (1887-1975)- proporcionaron nuevos datos que confirmaban la validez del modelo de Bohr. Su teoría se aplicó, en efecto, al estudio del átomo de hidrógeno, aunque enseguida pudo generalizarse a otros elementos superiores, gracias a la amplitud y el desarrollo que le proporcionó el trabajo de Arnold Sommerfeld (1868-1951) -que mejoró el modelo del danés para explicar la estructura fina del espectro-. De ahí que los postulados lanzados por Bohr en 1913 puedan considerarse como las bases donde se sustenta la Física nuclear contemporánea. Con la formulación de estos postulados, Niels Borh logró, en efecto, dar una explicación cuantitativa del espectro del hidrógeno; pero, fundamentalmente, consiguió establecer los principios de la teoría cuántica del átomo en la forma más clara y concisa posible. Pero, ante todo, su gran acierto fue señalar que estos principios eran irracionales desde el punto de vista de la mecánica clásica, y advertir que requerían una nueva limitación en el uso de los conceptos ordinarios de causalidad. Para fijar las circunstancias en que debían concordar la mecánica clásica y las nuevas teorías de la mecánica cuántica, Borh estableció en 1923 el denominado principio de correspondencia, en virtud del cual la Mecánica cuántica debe tender hacia la teoría de la Física tradicional al ocuparse de los fenómenos macroscópicos (o, dicho de otro modo, siempre que las constantes cuánticas llegue a ser despreciables). Sirviéndose de este principio, Bohr y sus colaboradores -entre los que se contaba el joven Werner Karl Heisenberg (1901-1976), otro futuro premio Nobel de Física- trazaron un cuadro aproximado de la estructura de los átomos que poseen numerosos electrones; y consiguieron otros logros como explicar la naturaleza de los rayos X, los fenómenos de la absorción y emisión de luz por parte de los átomos, y la variación periódica en el comportamiento químico de los elementos. En 1925, su ayudante Heisenberg enunció el principio de indeterminación o de incertidumbre, según el cual era utópica la idea de poder alcanzar, en el campo de la microfísica, un conocimiento pleno de la realidad de la Naturaleza en sí misma o de alguna de las cosas que la componen, ya que los instrumentos empleados en la experimentación son objetos naturales sometidos a las leyes de la física tradicional. La formulación de este luminoso principio de Heisenberg sugirió, a su vez, a Bohr un nuevo precepto: el principio de complementariedad de la Mecánica cuántica. Partiendo de la dualidad onda-partícula recientemente enunciada por el joven Louis de Broglie (1892-1987) -es decir, de la constatación de que la luz y los electrones actúan unas veces como ondas y otras como partículas-, Bohr afirmó que, en ambos casos, ni las propiedades de la luz ni las de los electrones pueden observarse simultáneamente, por más que sean complementarias entre sí y necesarias para una interpretación correcta. En otras palabras, el principio de complementariedad expresa que no existe una separación rígida entre los objetos atómicos y los instrumentos que miden su comportamiento. Ambos son, en opinión de Bohr, complementarios: elementos de diversas categorías, incluyendo fenómenos pertenecientes a un mismo sistema atómico, pero sólo reconocibles en situaciones experimentales físicamente incompatibles. Siguiendo este razonamiento, Bohr también consideró que eran complementarias ciertas descripciones, generalmente causales y espacio-temporales, así como a ciertas propiedades físicas como la posición y el momento precisos. En su valioso ensayo titulado Luz y vida (1933), el científico danés, dando una buena muestra de sus singulares dotes para la especulación filosófica, analizó las implicaciones humanas de este principio de complementariedad. En la década de los años treinta, el creciente interés de todos los científicos occidentales por el estudio del interior del núcleo del átomo -con abundante experimentación al respecto- llevó a Bohr al estudio detallado de los problemas surgidos al tratar de interpretar los nuevos conocimientos adquiridos de forma tan repentina por la Física atómica. Fue así como concibió su propio modelo de núcleo, al que comparó con una gota líquida, y propuso la teoría de los fenómenos de desintegración nuclear. Con ello estaba sentando las bases de la fisión nuclear, que acabaría dando lugar al más poderoso instrumento de exterminio concebido hasta entonces por el ser humano: la bomba atómica. Bohr no llegó, empero, en primer lugar al hallazgo de la fisión nuclear, conseguida por vez primera -como ya se ha indicado más arriba- por Otto Hahn y Fritz Strassmann, en el Berlín de 1938. El 15 de enero de 1939 llevó las primeras nuevas de este logro científico a los Estados Unidos de América, en donde demostró que el isótopo 235 del uranio es el responsable de la mayor parte de las fisiones. Durante este fructífero período de colaboración, en el Instituto de Estudios Avanzados de Princeton (Nueva Jersey), con J. A. Wheeler, esbozó una nueva teoría del mecanismo de fisión, según la cual el elemento 94 -es decir, el plutonio, que no habría de ser obtenido hasta un año después por Glenn Theodore Seaborg (1912-1999)-, tendría, el proceso de fisión nuclear, idéntico comportamiento al observado en el U-235.

Ecuacion de Scrodinger

Ecuacion de Scrodinger

El físico austríaco, Erwin Schrodinger, desarrolló en 1925  la conocida ecuación que lleva su nombre. Esta ecuación es de gran importancia en la mecánica cuántica, donde juega un papel central, de la misma manera que la segunda ley de Newton en la mecánica.
Fue entre 1925 y 1930, cuando apareció la teoría de la mecánica cuántica, de la mano de un grupo de investigadores, donde destacaba Erwin Schrödinger. Esta teoría fue importante, no sólo por su relevancia e importante papel en la ciencia, sino también por la gran cantidad de conceptos científicos implicados en ella.
Son muchos los conceptos previos implicados en la ecuación de Schrödinger, empezando por los modelos atómicos. Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, todos ellos contribuyeron al modelo atómico actual, ideado por Erwin Schrödinger, modelo conocido como “Ecuación de onda”. Esta es una ecuación matemática que tiene en consideración varios aspectos:

• La existencia de un núcleo atómico, donde se concentra la gran cantidad del volumen del átomo.
• Los niveles energéticos donde se distribuyen los electrones según su energía.
• La dualidad onda-partícula
• La probabilidad de encontrar al electrón

A inicios del siglo XX se sabía que la luz podía comportarse como una partícula, o como una onda electromagnética, según las circunstancias, siendo el 1923, cuando De Broglie generalizó la dualidad a todas las partículas conocidas hasta el momento, proponiendo la hipótesis de que las partículas pueden ir asociadas a una onda, hecho que se comprobó experimentalmente cuatro años después, al observarse la difracción de electrones. En el caso de los fotones, De Broglie relacionó cada partícula libre con una energía E, con una cantidad de movimiento p, una frecuencia ν, y una longitud de onda λ, relacionandolas de la siguiente manera :
E = h ν
p = h / λ

Schrödinger trató de escribir una ecuación siguiendo la anterior predicción de De Broglie pero reduciendo las escalas macroscópicas e la ecuación de la mecánica clásica, expresandose la energñia mecánica total como:

E= p^2 / 2m + V ( r )

Max Born dio una correcta interpretación física para la función de la función de Schrödinger en 1926, sin embargo el carácter probabilístico introducido por Schrödinger provocó mucha desconfianza en los físicos, incluso aquellos con renombre, como por ejemplo, Albert Einstein.
La solución de esta ecuación, fue la función de onda, siendo ésta, una medida de probabilidad de encontrar al electrón en un espacio, conocido como orbital.
Las funciones de onda se transforman con el tiempo, siendo su evolución temporal estudiada en la famosa ecuación del físico austríaco.
Otros conceptos utilizados por Schrödinger se basan en la óptica y la mecánica, y el paralelismo de ambas. A inicios de los años 30, Born le dio una interpretación probabilística distinta a la función de onda a la que De Broglie y Schrödinger habían dado, lo que le supuso el premio Nobel. En este trabajo, Born vio mediante formulas matriciales de mecánica cuántica, que los conjuntos cuánticos de estados, de manera natural construían espacios de Hilbert, para poder representar los estados físicos en cuántica.
Actualmente la ecuación se formula según la mecánica cuántica, donde el estado en un instante t, de un sistema definido por un elemento │Ψ ( t ) > en el espacio de Hilbert y usando la notación de Dirac , se pueden representar todos los resultados posibles de todas las medidas de un sistema.
Con la ecuación de Schrödinger describe la evolución temporal de │Ψ ( t ) > :

Niveles de energia

NIVELES DE ENERGIA

 

En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados.
Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas. 
El hecho pues, de que los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético (o banda energética)  en el que se encuentra cada uno de ellos. Las bandas que nos interesa a nosotros para entender mejor el comportamiento del átomo son: 
La Banda de Valencia y la Banda de Conducción. 
La Banda de Valencia es un nivel de energía en el que se realizan las combinaciones químicas. Los electrones situados en ella, pueden transferirse de un átomo a otro, formando iones que se atraerán debido a su diferente carga, o serán compartidos por varios átomos, formando moléculas.

El átomo de Sodio (Na) tiene 11 electrones, 2 en la primera capa, 8 en la segunda y 1 en la tercera, y el Cloro (Cl) tiene 17 electrones, 2 en la primera, 8 en la segunda y 7 en la tercera. Debido a que todos los átomos tienden a tener 8 electrones en la última capa (regla del octete): el Sodio cederá 1 electrón al Cloro con lo que el primero se quedará con 8 electrones en su ahora última capa, en cambio el Cloro aceptará ese electrón pasando su última capa de tener 7 electrones a 8

Orbital

Orbital

Son los atomos que tienen niveles de energia, estos tienen subniveles, y estos a su vez contienen orbitales, estos son "orbitas" donde los electrones estan por parejas, ya que ada orbital acepta solamente 2 electrones!

practicamente el orbital es el lugar que ocupa una pareja de electrones dentro del subnivel.


Cada subnivel acepta diferentes numeros de orbitales
el subnivel S (acepta 2 electrones) = 1 orbital!
// P (acepta 6 electrones)= 3 orbitales
// D( acepta 10 electrones)= 5 orbitales
// F ( acepta 14 electrones)= 7 orbitales