Bienvenidos a la primera parte de mis tantos post de quimica que hare en el futuro, en dichos post expondre los temas que estudio en la facultad, estoy en mi primer año de ingenieria quimica y la primer materia que tengo es Quimica general. Este primer abarcara los temas de: la teoria atomica molecular, distintos modelos atomicos en la historia aciertos e insuficiencias de cada uno, numeros cuanticos, configuracion electronica y dintintas reglas para escribir la confguracion electronica.
Aclaro, antes de empezar a estudiar esto hay que tener bien manejado los temas de formulacion y nomenclatura que seguro vieron en secundaria y son los temas que se tomaran en el examen de ingreso.

La teoría atómica molecular
La teoría de la estructura del átomo ha cambiado y sigue cambiando constantemente con el avance de la química. Veamos a continuación, de forma resumida, los postulados del modelo atómico más influyentes.
Quimica General- Carrera ing. qca (UNL)

Modelo atómico de Dalton
   Fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado entre 1803 y 1807 por John Dalton. Sus postulados son:
1_ Los elementos están constituidos por partículas extremadamente pequeños, llamados átomos.

2_ Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades
químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

3_ Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre 2 elementos presentes es siempre un número entero o una fracción sencilla. Por ejemplo: en el agua (H2O) la relación es de 2:1 (dos átomos de hidrogeno con uno de oxigeno).

4_ Una reacción química solo implica la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

   Dalton no intento describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostradas por los elementos como el hidrogeno y el oxígeno, solo se puede explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrogeno son diferentes de los átomos de oxigeno.

   La tercera hipótesis es una extensión de la ley de proporciones definidas de Proust, que establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masas.

    La tercera hipótesis de Dalton confirma la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija de del otro mantiene una relación de números enteros pequeños.

   La cuarta hipótesis de Dalton es una forma de enunciar la ley de la conservación de la masa, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar.


La estructura del átomo
   Con base en la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió al átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible.
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Sin embargo, se descubrió que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón.


El electrón, experiencia de los rayos catódicos
   El primer experimento interesante que condujo a un modelo sobre la composición de los átomos, fue hecho por el físico inglés J. J. Thomson, entre los años 1898 a 1903, quién estudió la descarga eléctrica que se produce dentro de tubos al vacío, también llamados tubos de rayos catódicos. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa, llama cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo, que pasa por una perforación y continua su trayectoria hasta el otro extremo del tuvo. Cuando dicho rayo alcanza la superficie, recubierta de una manera especial, produce una fuerte fluorescencia o luz brillante.

Se colocó por fuera del tubo de rayos catódicos, dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán. Cuando se conecta el campo magnético y el campo magnético permanece desconectado, los rayos catódicos alcanzan el punto A del tubo. Cuando está conectado solamente el campo eléctrico, los rayos llegan al punto C. Cuanto tanto el campo magnético como el eléctrico están desconectados, o bien cuando ambos están conectados pero se balancean de forma que se cancelan mutuamente, los rayos alcanzan el punto B.

De acuerdo con la teoría electromagnética, un cuerpo cargado, en movimiento, se comporta como un imán y puede interactuar con los campos magnéticos y eléctricos que atraviesa. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en partículas con carga negativa. Actualmente, estas partículas con carga negativa se conocen como electrones.

unl


Modelo de Thomson (1904)
    Un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encontraban los electrones, como si fueran pasas de un pastel.

Insuficiencias del modelo de Thompson: si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford (que veremos a continuación)

ingenieria quimica
 
El descubrimiento del núcleo (1910)
   La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con rayos alfa (positivos) a una muy fina lámina de oro. De cuando en cuando algunas partículas eral ligeramente desviadas o pasaban la lámina directamente, en algunos pocos casos las partículas alfa regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radioactiva.
quimica general


Modelo de Rutherford
   De acuerdo con Rutherford, la mayor parte del átomo debe ser espacio vacío. Esto explica porque los rayos alfa atravesaban la lámina de oro sufriendo poca o ninguna desviación.

Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamo núcleo.

Las partículas del núcleo que tienen carga positiva reciben el nombre de protones, con la misma cantidad de carga que los e- y con masa de 1.637262x10-24 y aproximadamente 1840 veces la masa del electron con carga opuesta.

Insuficiencias del modelo de Rutherford:por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.

Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10^{-10}s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.

modelo atomico

   El modelo que siguio al de Rutherford fue el modelo de Bohr, que partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck (cuantos de energia) y Albert Einstein (efecto fotoelectrico), debemos pues, saber al menos las bases de dichas investigaciones.

Cuantos de energia
   Teoria de Planck: porponia que los atomos y las moleculas emitian (o absorbian) energia solo en cantidades discrteas, como pequeños paquetes o cumulos. A la minima cantidad d eenergia que podia emitir (o absorver) en forma de radiacion electromagnetica, Planck la llamo cuanto.

Efecto fotoelectrico

    Fenomeno en el que los electrones son expulsados desde la superfice de ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencua minima, y que se conocone como frecuencia umbral.
 El numero de electrones liberados, no su energia, era proporcional a la intensidad (o brillantez) de luz. No importaba que intensa fuera la luz, los electrones no se liberaban cuando la frecuencua no llegaba al umbral.

   Einstein dedujo que cada una de estas particulas de luz, fotones, debe poseer una energia E, de acuerdo a la ecuacion:           E= h.v      donde h es la constante de Planck y v es la frecuencua de la luz.

   Se concluyo que los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas deatracción y, para emitirlos, se necesita una luz que tenga una frecuencia suficientementealta (es decir, una energía suficiente). El rayo de luz que incide sobre unasuperficie metalica puede compararse con la descarga de un rayo de partículas –fotones- sobre los atomos del metal. Si la frecuencia de los fotones es de unamagnitud tal que hv es exactamente igual a la energía de enlace de loselectrones en el metal, entonces la luz tendría la energía suficiente paraemitirlo. Con una luz de mayor frecuenci los electrones no solo serán emitidos, tambien adquirarn cierta energia cinética.

configuracion electronica

Mas simple:
numeros cuanticos
Mucho mas simple:
Principio de contruccion
  

  Modelo atomico de Bohr (1913)
  En este modelo los electronesgiran en órbitas circularesalrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de lascuales esta caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entoncesidentificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 enadelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. [estos dos ultimos parrafos hablan de los numeros cuanticos, los cuales tratare mas adelante].

                                            Exclusion de Pauli
   Postulados del modelo de Bohr:


  • Los electrones orbitan el nucleo del atomo en niveles discretos y cuantizados de energia, es decir, no todas las orbitas estan peras (esto depende del numero de electrones).


  • Los electrones pueden pasar de un nivel energetico a otro sin pasar por puntos intermedios.


  • El salto de une electron de un nivel a otro implica la emision o absoricion de un unico cuanto de luz (foton) cuya energia correpsonde a la diferencia de energia en ambas orbitas.


  • Las orbitas permitidas tienen valores discretos y cuantizados del momento orbital.


Insuficiencias del modelo de Bohr: funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo.

Modelo atomico de Sommerfeld (1916)

Como ya se ha dicho el modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distintaenergía, mostrando que existía un error en el modelo.Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes.

Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elipticas para los electrones y velocidades relativistas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo numero cuantico: el numero cuantico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas son:
  • l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp
  • l = 1 se denominarían p o principal.
  • l= 2 se denominarían d o diffuse.
  • l= 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces superior a la masa del electrón.

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observando al emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las órbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. Introduce el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado l, que tiene los valores 0, 1, 2,…(n-1), e indica el momento angular.

Regla de Hund

En resumen, Sommerfeld con ideas relativistas hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
  • Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
  • A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
  • El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

Modelo de Schrödinger (1924)

   Es el modelo mas aceptado en la actualidad concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material. Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la funcion de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible conlos electrones concebidos como partículas cuasipuntuales cuya probabilidad depresencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento no pueden conocerse simultáneamente, por el principio de incertidumbre. Así mismo elresultado de ciertas mediciones no están determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribucion de probabilidad.

    Dicho en cristiano, este modelo introdujo la idea de "densidad electronica" que es la zona o region del espacio en donde es mas probable que se encuentre un electron. Se habla de probabilidad porque es "imposible" determinar a ciencia cierta donde se encontrara puntualmente un electron en un tiempo dado.

Quimica General- Carrera ing. qca (UNL)
Lo que vemos en la imagen de arriba son los orbitales atomicos, de lo cuales hablare mas adelante, se define como la descripcion ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electron. Cada orbital con diferentes valores de n presenta una energia específica para el estado del electrón. 

Teminamos el tema de los modelos atomicos con una explicacion sencilla sobre los numero cuanticos de los que se habla en los ultimos tres modelos.
Los numeros cuanticos se derivan de la solucion matematica de la ecuacion de Schrödinger (de la cual no trataremos de momento por que es MUY compleja y avanzada), y son:
 
Numero cuantico principal (n): puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, etc. Se relacionacon la distancia promedio del electrón al núcleo en determinado orbital. Cuantomás grande es el valor de n, mayor es la distancia de un electrón en el orbitalrespecto al núcleo, en consecuencia, el orbital es más grande.

Numero cuantico del momento angular (l): expresa la "forma" de los orbitales donde se ubica el electron. Los valores de l dependen del valor del numero cuantico principal, n. Para ciero valor de n, l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n-1), ¿ Que quiero decir con esto? Por ejemplo para n = 3, l= n-1 es decir 3 - 1 que sera igual a 2, entonces l puede ser 0, 1 y 2. El valor de l se designa con las letras s, p ,d, .... de la siguiente forma:
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Numero cuánticos magnético (ml):describe la orientación del orbital en el espacio. Toma valores del – l hasta + l, pasando por el 0. Para cierto valor del existen (2l+1) valores enteros del ml.Si l=0, entonces ml=0. Si l=1existen [2 x 1 + 1], o 3 valores de ml, es decir -1 (-l), 0 (pasa por 0) y +1(+l).Numero cuantico de spin delelectron (ms): sentido en el que giran los electrones, puede tomar valores de +1/2 y -1/2.

Configuracion electronica

Los cuatro números cuánticos, n,l, ml y ms son suficientes para identificar por completo un electrón encualquier orbital de cualquier átomo. Por ejemplo, los cuatros numeros cuanticos para un electron de un orbital 2S (enseguida les explico bien esto) son: n=2, l=0, ml=0 +1/2 o -1/2, la "direccion" de este electronen el atomo puede ser (2, 0, 0, +1/2) o (2, 0, 0, -1/2). Se escribe en el orden: (l, m, ml, ms).
Escribamos la configuracion electronica del hidrogeno es estado fundamental, es decir, en el estado de energia mas bajo:

unl

Tambien se puede representar la configuracion electronica con una diagrama de orbital que muestra el espin del electron:

ingenieria quimica
Veamos las reglas seguir para escribir la configuracion electronica con un diagrama de orbital.


Principio de exclusion de Pauli

No es posible que 2 electrones de una atomo tengan los mismos numeros cuanticos.

Si dos electronesdeben tener los mismos valores de n, l y ml (es decir, los electrones están enel mismo orbital atómico), entonces deben tener distintos valores de ms. En otras palabras, solo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico,y deben tener espines opuestos. ¿Como se ve reflejado esto en el diagrama de orbital? tomemos por ejemplo al atomo de helio, existen tres formas en las que se pueden colocar sus dos electrones en el orbital 1s:

quimica general
Ahora bien ¿cual es la forma correcta de representarlo? los diagramas a) y b) estan prohibidos por el principio de exclusion de Pauli. En los diagramas a) y b), ambos electrones tienen los 4 numeros cuanticos iguales: (1, 0, 0, +1/2) en el a) y (1, 0, 0, -1/2) en el b). Unicamente en la configuracion c) es fisicamente aceptable, porque un electron tiene numeros cuanticos (1, 0, 0, +1/2) y el otro tiene (1, 0, 0, -1/2).

El principio de exclusion de Pauli se confirma con los fenomenos de diamagnetismo y paramagnetismo. Las sustancias paramagneticas son aquellas que contienen espines no apareados y son atraidos por un iman. Por otra parte, si los espines del electron estas apareados o son antiparalelos (una flecha para arriba y otra para abajo), los efectos magneticos se cancelan y el atomo es diamagnetico, las sustancias diamagneticas no contienen espines no apareados y son repelidos ligeramente por un iman.
Les dejo un de diamagnetismo, pueden ver como el metal (grafito) "flota" sobre un iman ya es repelido:

modelo atomicoconfiguracion electronica

Regla de Hund
La distribucion electronica mas estable en los subniveles es la que tiene mayor numero de espines paralelos. Tomemos por ejemplo la congifuracion electronica del carbono (Z = 6) es 1s2 2s2  2p2, los electrones se puedendistribuir en los 3 orbitales p de las siguientes formas:


numeros cuanticos
Ninguna de las tres distribuciones viola el principio de exclusion de Pauli, de modo que solo queda determinar cual de ellas dara mas estabilidad. Segun la regla de Hund la distribucion electronica mas estable en los subniveles es la que tiene mayor numero de espines paralelos. La disucion del diagrama c) satisface esa condicion. De moco que el diagrama de orbital para el carbono es:
 

Principio de contruccion

Principio de Construccion de Aufbau

Establece que cuando los protones se incorporan al nucleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales. Siguiendo el siguiente orden: 1s->2s->3s->3p->4s...

Exclusion de Pauli

El principio de construcción reproduce correctamente la mayor parte de las configuraciones del estado basal. Sin embargo, hay algunas excepciones, y el cromo (Z=24) es la primera que encontramos. El principio de construcción predice la configuración ([ Ar ] hace referencia a la configuracion electronica del argon, para abreviar) [ Ar ] 3d4 4s2 aunque la configuración correcta encontrada experimentalmente es [ Ar ] 3d5 4s1.



 En realidad estas dos configuraciones están muy cercanas en energía total debido a la proximidad de las energías en los orbitales 3d y 4s. Por esta razón,pequeños efectos pueden influir en el hecho de cuál de las dos configuraciones realmente, tiene menor energía. El cobre (Z= 29) es otra excepción del principio de construcción, el cual predice al cobre la configuración [ Ar ] 3d9 4s2, aunque experimentalmente se muestra que la configuración del estado basal es [ Ar ] 3d10 4s1. No necesitamos profundizar en estas excepcio nes más allá de hacer notar que ocurren.

Lo que hay que recordar es que la configuración predicha por el principio de construcción está muy cercana en energía a la configuración del estado basal (y esto cuando no es el estado basal).
Pueden ver eso en esta pagina que encontre http://www.100ciaquimica.net/temas/tema3/punto7d.htm en la parte de abajo en gris hay una tabla periodica en gris, clickeen en el elemento para ver la configuracion electronica, vean como el vanadio y desde el magnaneso al niquel se sigue la secuencia normal mientras que el el cobre y cromo no.

Bueno, eso es todo por ahora. Se agradecen puntos pero mas que nada COMENTARIOS, cualquier pregunta y sobre todo CORRECCIONES, hay veces en que el post se autoguardaba y por eso habra palabra cortadas o sin espacio agrazco que me digan cual palabra es y en en que parte del texto esta. CORRECION DE DATOS seran mas que agradecidos.