Regla de Octeto!!!

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,¹ los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrónes en su nivel más externo. Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de diferentes maneras:

• Enlace iónico.
• Enlace covalente.
• Enlace metálico.
• Enlaces intermoleculares.

Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.

En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones en el último nivel de energía de cada uno de los oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente

 

.

Enlace Ionico!!!

Un enlace iónico es la una unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertementeelectropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónicaestable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según laregla del octeto adquieren 8 electrones en su capa más exterior. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.

Definición

En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de ΔEN = 2 o mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por Walther Kossel en 1916.

NaCl → Na⁺Cl^-

De esta manera forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.

En una solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como: Na⁺ + Cl^-, mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan: Na⁺Cl^- o simplemente NaCl.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm

Números Cuantitativos!!!

Los números cuantitativos indican la cantidad en número, medida, orden, etc., son: primario, a; secundario, a; terciario, a; cuaternario, a; septuagenario, a; etc., formados todos con el sufijo -ario, a, sin alteración alguna, y traducidos directamente del latín (primarius, secundarius, etc.)

Nótese la diversidad de acepciones que tienen, pues mientras primario, secundario, etc., indican orden de importancia,sexagenario, septuagenario, etc., denotan número de años, y quinario, septenario, novenario, son verdaderos sustantivos que significan reunión de cinco, siete, nueve unidades.

Electrón 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 atomo a otro en la tabla periodica aumenta en 1 el numero Z (atomico) lo que implica un aumento de 1 en el numero de protones.

Como el proton es una carga positiva, esto implica un aumento en una carga positiva y como el atomo es electricamente neutro (a menos que sea un ion) entonces tiene que agregarse un electron negativo.

Es decir que el electron diferencial es el electron mas alejado o el ultimo electron que se "agrega" al atomo.

• hace 3 años

Principio de Aufbau

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre deregla del serrucho.

Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2p_x, 2p_y, 2p_z. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

Y así, sucesivamente:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

Numero Atómico!!!

El número atómico es el número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.

En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.

Orbitales!!

n 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción.

Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.

Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:

Números cuánticos
n:	número cuántico principal
l:	número cuántico del momento angular orbital
m:	número cuántico magnético
s:	número cuántico del spin electrónico.

Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:

Valores permitidos
para n:	números enteros 1, 2, 3,.
para l:	números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m:	todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s:	sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

• Si l= 0 el orbital es del tipo s
• Si l= 1 los orbitales son del tipo p
• Si l = 2 los orbitales son del tipo d
• Si l= 3 los orbitales son del tipo f

Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:

• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
• principal : líneas intensas
• difuse : líneas difusas
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, ...pero los elementos que conocemos, en sus estado fundamental, no presentan electrones que cumplan las condiciones cuánticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales.
Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.

Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:

Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:

Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):

Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:

  

Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:

  

y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:

    

Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes:

De tipo s (para l = 0):

De tipo p (para l = 1):

  

De tipo d (para l = 2):

    

De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones:

      

Tomado de: http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/orbita.html

Teorías Atómicas!

La teoría atómica de Dalton.

 

John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:

1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

Representación de distintos átomos según Dalton:

¡ Oxígeno

¤ Hidrógeno

Å Azufre 

Para Dalton los átomos eran esferas macizas.

ã Cobre

l Carbono

Representación de un cambio químico, según Dalton:

¡ + ¤ ð ¡ ¤

Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua.

La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.

Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.

Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.

A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.

De hecho, el  mundo  atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas  direcciones ,  escuchar  el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.

El modelo atómico de Thomsom.

     

Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.

Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.

Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.

El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.

Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.

Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.

El modelo de Rutherford.

   

Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.

La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.

La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.

Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes delelectromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorberadiación electromagnética.

El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitirradiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.

El modelo atómico de Bohr.

    

Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.

Este modelo implicaba los siguientes postulados:

1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.

2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.

Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.

La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que unsistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.

Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.

Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.

Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.

¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:

En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.

La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.

Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos.

El modelo de Thomson presentaba un átomo estático