domingo, 26 de febrero de 2012

ELECTRON DIFERENCIAL

"Se llama electrón diferencial, al electrón que se añade al pasar de un elemento al siguiente. Dicho de otra forma, al ultimo e- de un átomo."

Es decir, al pasar de un átomo a otro en la tabla periódica aumenta en 1 el numero Z (atómico) lo que implica un aumento de 1 en el numero de protones.

Como el protón es una carga positiva, esto implica un aumento en una carga positiva y como el átomo es eléctricamente neutro (a menos que sea un ion) entonces tiene que agregarse un electrón negativo.

Es decir que el electrón diferencial es el electrón mas alejado o el ultimo electrón que se "agrega" al átomo.

TEORIA ATOMICA DE DALTON

Simbolos de átomos y fórmulas de compuestos empleadas por DaltonLas leyes ponderales de las combinaciones químicas encontraron una explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes ponderales basándose en el concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:

Los elementos están constituidos por átomos consistentes en partículas materiales separadas e indestructibles;

Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes masa y propiedades

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades.

Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más sólida al asociar a los átomos la idea de masa.

Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas.

La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la Química los resultados brillantes de la teoría atómica.

CONFIGURACION ELECTRONICA

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

configuracion018
Modelo atómico general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.



Es la representación del modelo atómico de Schrodinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles y los orbitales que ocupan los electrones.

A partir de la configuración electrónica de los elementos se pueden conocer los 4 números cuánticos de cualquier electrón.

Empleando los números cuánticos y en base a cálculos energéticos, se elaboró un rayado electrónico a partir del cuál se obtuvo la configuración electrónica estándar.

Rayado Electrónico

Se acomodan los diferentes orbitales en renglones y se traza una linea imaginaria (vertical) entre la primera y la segunda columnas escritas. Después se trazan flechas diagonales (paralelas) que atraviesen la linea imaginaria, la primera flecha del rayado cruza al 1s y la segunda al 2s, y así sucesivamente.

Un nivel de energía se forma por los orbitales que se encuentran entre el cruce de la linea del rayado (flecha) y el siguiente cruce de la linea imaginaria.

Configuración Electrónica Estándar

1s2I2s22p6 I3s23p6I4s23d104p6 I5s24d105p6 I6s24f145d106p6 I7s25f146d107p6


sábado, 25 de febrero de 2012

Enlace Covalente Múltiple



 En el caso de las moléculas de Cl2 e H2, únicamente se comparte un par de electrones entre los dos núcleos; esto se conoce como un enlace covalente sencillo. En otras moléculas se comparte más de un par de electrones entre dos núcleos y estos enlaces se denominan enlaces covalentes múltiples. Podemos encontrar dos tipos de enlaces múltiples: enlaces covalente dobles y enlaces covalentes triples.

Enlace Covalente Doble

Un doble enlace se forma cuando se comparten cuatro electrones entre dos átomos. Por ejemplo, en la molécula de oxígeno (O2). Cada O tiene la siguiente configuración electrónica:

  O  1s2 2s2 2p4 

Para que un átomo de oxígeno sea estable debe adquirir la configuración electrónica del gas noble posterior (Neón). Ya que el oxígeno tiene seis electrones en la capa de valencia, se completa el octeto cuando se comparten cuatro electrones que forman un doble enlace.



que también se puede representar como:  

viernes, 10 de febrero de 2012

ENLACE COVALENTE SIMPLE



Enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2):



Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e de un átomo y el p+ del otro), y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la distancia de enlace que para la molécula de H2 es de 0'74 Aº.
La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble.
Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:



Los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuración electrónica de gas noble.

ENLACE COVALENTE



Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente. En la siguiente simulación interactiva están representados 2 átomos de cloro con solo sus capas externas de electrones.

ENLACE IONICO


Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose eniones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones.

HIBRIDACION


La hibridación es un fenómeno que consiste en la mezcla de orbítales atómicos puros para generar un conjunto de orbítales híbridos, los cuales tienen características combinadas de los orbítales originales.

La configuración electrónica desarrollada para el carbono es:

El primer paso en la hibridación, es la promoción de un electrón del orbital 2s al orbital 2p.



Estos orbítales son idénticos entre si, pero diferentes de los originales ya que tienen características de los orbítales “s” y “p”.combinadas. Estos son los electrones que se comparten. En este tipo de hibridación se forman cuatro enlaces sencillos.


El átomo de carbono forma un enlace doble y dos sencillos.



Hibridación sp

En este tipo de hibridación sólo se combina un orbital “p” con el orbital “s”.Con este tipo de hibridación el carbono puede formar un triple enlace.


NÚMEROS CUÁNTICOS

Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos.

El significado de los números cuánticos es :

n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1 al 7 .

l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón , puede ser s , p , d y f (0 , 1 , 2 y 3 ).

m = número cuántico magnético , representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital , dentro de un orbital especifico. Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l) .

s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la rotación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y -

En resumen los números cuanticos se expresan :

n : Nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)

l : Orbital (s=0, p=1, d=2 y f=3) de l =0 (orbital s) hasta n - 1.

m : magnético (m=-l ,0 +1) desde -l, pasando por cero,hasta +l.

s : spin (-1 , + 1 ).

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Los números cuánticos sirven a su vez para entender la información que aporta la configuración electrónica

De esta forma se pueden obtener los números cuánticos de los electrones de los niveles superiores. Para mayor facilidad se presentará una tabla para asignar los números cuánticos correctos, conociendo la configuración electrónica y la localización exacta del electrón.
1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p6/5s24d105p6/6s24f145d106p6/7s25f146d107p6

El número que precede al orbital es igual al número cuántico principal,por ejemplo para los electrones que están en el orbital 4p, el nivel = 4.

El número cuántico secundario se establece observando el orbital referido, por ejemplo para el orbital 4p , el subnivel es el orbital ,    l = 1 (p)








Orbital



Equivalencia



s



0



p



1



d



2



f



3
 

El existen tres tipos de orbitales p (px , py y pz ) por lo que se dice que hay tres espacios donde se acomodan dos electrones en cada uno, esos espacios o tipos de orbitales reciben el número cuántico magnético de -1 , 0 y +1 . Es decir para el orbital p existen 3 números cuánticos magnéticos.






Orbital





Tipos de orbitales





Números cuánticos m





Numero de electrones





s





1





0





2





p





3





-1 , 0 , +1





6





d





5





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





10





f





7





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





14



Si nos referimos al cuarto nivel de energía, 4s23d104p6? , y se menciona al orbital 4p, el superíndice indica el total de electrones de ese orbital, si se sabe que el orbital p siempre tiene los números cuánticos m ( -1 , 0 , +1 ) , entonces se agrupan de dos en dos , es decir 2 electrones para cada número cuántico magnético.
De tal manera que dos electrones (los apareados) diferirán únicamente del número cuántico s o de spin , ya que uno tendrá s = - 1/2 y el otro s = + 1/2 .

ELECTRON DIFERENCIAL





"Se llama electrón diferencial, al electrón que se añade al pasar de un elemento al siguiente. Dicho de otra forma, al ultimo e- de un átomo."

Es decir, al pasar de un átomo a otro en la tabla periódica aumenta en 1 elnumero Z (atómico) lo que implica un aumento de 1 en el numero de protones.

Como el protón es una carga positiva, esto implica un aumento en una cargapositiva y como el átomo es eléctricamente neutro (a menos que sea un ion) entonces tiene que agregarse un electrón negativo.