Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres científicos:
a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.
b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"
c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilisticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volumenes alrrededor del núcleo.
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Números Cuánticos
La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:
1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...
2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )
3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)
4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o girpos opuestos.
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Configuración electrónica
Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".
a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan cuando los primeros estan ocupados"
b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos".
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Estructura electrónica de los elementos químico
H (1) = 1s1
He (2) = 1s2
Li (3) = 1s2 2s1
Be (4) = 1s2 2s2
B (5) = 1s2 2s2 2px1
C (6) = 1s2 2s2 2px1 2py1
N (7) = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (8) = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (9) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
Ne (10) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
Na (11) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1
Mg (12) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2
Al (13) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1
Si (14) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1
P (15) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1
S (16) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1
Cl (17) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz1
Ar (18) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2
K (19) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1
Ca (20) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2
Sc (21) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dv1
......
Contínue Usted.
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Formas de escribir la configuración electrónica
Hay 4 métodos:
1. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y subniveles.
Ejemplo: 1s2 2s2 2p6 3s12. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior anterior al elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluiudos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado.
Ejemplo: [Ne] 3s1
3. Detallada: se indica la ubicación de los electrones por cada orbital.
Ejemplo: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1
4. Diagrama de orbitales: Cada orbital se simboliza por un casillero, utilizando flecha hacia arriba o flecha hacia abajo para representar la disposición del espín de cada electrón.
Ejemplo: (ver en foto superior).
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Tabla periódica: grupos y periodos
En el siglo XIX se conocían no más de 60 elementos y era necesaria una clasificación. Experimentalmente se observaban algunas semejanzas, por ejemplo el Cu, Au y Ag podían juntarse en un mismo grupo, mientras que Na, Li y K formaban otro grupo.
Dimitri Mendeleiev y Julius Lothar Meyer, trabajando de manera independiente organizaron los elementos quimicos de acuerdo a su masa atómica y les permitió deducir que algunas propiedades se repetían periódicamente (Ley periódica).
Actualmente, la tabla se ordena según el número atomico (Z). "Las propiedades periódicas de los elementos son funciones periódicas de sus numeros atómicos". La ordenación da origen a filas horizontales (periodos), siete en total y columnas verticales (grupos o familias), 18 en total.
Los grupos 1, 2 y 13 al 17 (antiguos A) son los elementos representativos (configuración electrónica terminan en s o sp).
Los grupos 3 a 12 (antiguos B) son elementos de transición (configuración electrónica con ocupación d y f).
El periodo 1 tiene 2 elementos
El periodo 2 tiene 8 elementos
El periodo 3 tiene 8 elementos
El periodo 4 tiene 18 elementos
El periodo 5 tiene 18 elementos
El periodo 6 tiene 32 elementos (lantánidos)
El periodo 7 tiene 32 elementos (actínidos)
Clasificación:
a) Metales (parte izquierda y central de la tabla): buenos conductores de calor y electricidad; son sólidos y brillantes, son maleables (laminarse) y ductiles (hilarse).
b) No metales (superior derecha, C, H, N, P, O, etc.): malos conductores y excelentes aislantes térmicos; se presentan en cualquier de los estados, se quiebran con facilidad, no son dúctiles y no tienen brillo.
c) Semimetales o metaloides (Bajo los no metales, B, Si, Ge, As, Sb,Te, Po): poseen un comportamiento intermedio entre metales y no metales.
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Propiedades periódicas
Existen una serie de propiedades que varian regularmente en la tabla periódica, son las llamadas propiedades periódicas. Estas propiedades dependen fundamentalmente de la configuración electrónica.
Relaciones de tamaño:
a) Volumen atómicob) Radio atómico
c) Radio covalente
d) Radio iónico
Relaciones de energía:
a) Potenciales de ionización
b) Electronegatividad
c) Electroafinidad
d) Electropositividad
Volumen atómico: el volumen disminuye en un periodo de izquierda a derecha y aumenta en un grupo con el incremento en el número atómico. Esto se explica porque al aumentar el número atómico también aumenta el número de electrones.
Radio atómico: el radio es la mitad de la distancia entre un átomo y otro en estado sólido con enlaces covalentes. Los radios iónicos se determinan en redes cristalinas y corresponde a la distancia entre el nucleo y el electrón mas lejano del mismo, considerando que un ión tiene electrones de mas o de menos. El radio ionico disminuye a lo largo de un periodo, mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciende en nun grupo.
Potencial de ionización P.I. (energía de ionización): es la energía necesaria para retirar el electrón debilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental. Mientras menor sea el radio atómico, mayor será la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo tanto mayor será la energía requerida para remover al electrón más lejano.
Electronegatividad (E.N.): es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molecula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente.
Electroafinidad (E.A.): Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión negativo. Las E.A. son inversamente proporcionales al tamaño del átomo.
Electropositividad: capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Esta propiedad es inversamente proporcional a la E.N.
