domingo, 24 de julio de 2016

ESQUEMA DE MOELLER PARA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ATOMO

EL DIAGRAMA  DE MOELLER PARA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO




1. ¿Qué entiendes por configuración electrónica ? 
2. ¿Qué relación existe entre la configuración y los electrones
A estas alturas de la página, ya conocemos bastantes cosas sobre el átomo y su estructura. El siguiente paso es aprender a hacer configuraciones electrónicas, es decir, a ubicar a los electrones en los correspondientes niveles y subniveles de energía y orbitales (a dar su “dirección”: nivel-ciudad, subnivel-calle, orbital-casa). Para ello, lo mejor es utilizar la regla mnemotécnica del diagrama de Moeller:

Recuerda que los subniveles de energía se corresponden con las letras s, p, d, f. Hay un orbital de tipo s, tres de tipo p, cinco de tipo d, y siete de tipo f. En cada orbital caben, como máximo, dos electrones, que se representan con flechas de sentido contrario, indicando que están desapareados

El orden de llenado de orbitales que se obtiene a partir del diagrama de Moeller es: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s… Recuerda que en los subniveles s caben como máximo dos electrones, en los p seis, en los d diez, en los f catorce etc. (dos electrones como máximo en cada subnivel, con espines desapareados)





martes, 12 de abril de 2016

CONFIGURACION ELECTRONICA DEL ATOMO

CONFIGURACION ELECTRONICA DEL ATOMO

  Como se dijo con anterioridad, la actual tabla periódica está ordenada según la configuración electrónica, pero, ¿qué es la configuración electrónica? La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los cuales son:
  1. Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...)
  2. Número Cuántico secundario o azimutal (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1), d (2) y f (3).
  3. Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0).
  4. Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o -1 y +1, en esta página web se utilizará la primera identificación (-1/2 y +1/2). Ahora para poder seguir avanzando en la configuración electrónica debemos conocer primero unos ciertos principios que nos ayudarán a comprender mejor como se desarrolla este tema. Dichos principios son:
  5. Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que todos los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía está lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente
  6. Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten. Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre se dice que el orbital (los orbitales en este caso) se encuentra semi-lleno. Posteriormente, se completaran los orbitales con los electrones que hagan falta para este efecto. Esto se comprenderá de mejor manera más adelante, cuando se hagan algunos ejemplos.
  7. Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que solamente pueden existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2).

 

martes, 5 de abril de 2016

EL MOL Y EL NUMERO DE AVOGRADO



EL MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO


 CONCEPTO DE MOL: Cuando se toma una pequeña cantidad de algún compuesto y la pesamos en una balanza corriente, se está manipulando un número enorme de átomos individuales, debido a que el peso en gramos de un átomo es sumamente pequeño.
Para evitar el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada mol. Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene 6,023 ? 1023 partículas, ya sea de un elemento o de un compuesto . En un elemento esta cantidad de partículas tiene una masa que es equivalente a la masa atómica expresada como gramos. Por ejemplo, en 15,99 gramos de oxígeno hay exactamente 6,023 ? 1023 átomos de oxígeno. Esa cantidad  de sustancia, 15,99 gramos, es un mol de átomos de oxígeno.
En una molécula, la masa del mol es idéntica a la masa molecular expresada en gramos. Si una misma cantidad de átomos de dos elementos diferentes tiene masas diferentes, podemos establecer qué tan pesado es uno con relación al otro. Así, si un mol de oxígeno pesa 16 g, mientras que un mol de carbono pesa 12 g, podemos concluir fácilmente que los átomos de oxígeno son más pesados que los de carbono. Al número 6,023 ? 1023 se le conoce como número de Avogadro, en honor del químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) quien descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas. La primera aproximación al valor de esa constante fue realizada en 1865 por Johann Josef Loschmidt (1821-1895). El número 6,023 ? 1023 fue determinado posteriormente por Jean Baptiste Perrin (1870-1942), que fue además quien propuso la denominación de número de Avogadro. El número de Avogadro es un concepto de gran utilidad en química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada.

miércoles, 6 de enero de 2016

EL ÁTOMO:HISTORIA DEL ÁTOMO

HISTORIA DEL ÁTOMO 





EL ATOMO
El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los protones.
Protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el protón es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.
Neutrón, partícula elemental que constituye parte del núcleo de los átomos. Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes,Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo, desintegrándose para dar un protón, un electrón y un antineutrino.
Electrón, partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, descubierta en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion.
http://www.profesorenlinea.cl/fisica/atomoEstructura.htm

miércoles, 16 de diciembre de 2015

PRIMERA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Ley de las Triadas

En 1817 Johann Dobereiner (a la izquierda) observó que el peso atómico del estroncio era aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario, elementos que poseen propiedades químicas similares. 

En 1829, tras descubrir la triada de halógenos compuesta por clorobromo y yodo, y la tríada de metales alcalinos litiosodio y potasio, propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada (la Ley de Tríadas). 

Esta nueva idea de tríadas se convirtió en un área de estudio muy popular. Entre 1829 y 1858 varios científicos (Jean Baptiste Dumas, Leopold Gmelin, Ernst Lenssen, el von de Max Pettenkofer, y J.P. Cooke) encontraron que estos tipos de relaciones químicas se extendían más allá de las tríadas. 

Durante este tiempo se añadió el flúor al grupo de los halógenos; se agruparon oxígenoazufreselenio y teluro en una familia mientras que nitrógenofósforoarsénicoantimonio y bismuto fueron clasificados en otra. 

Las investigaciones llevadas a cabo presentaban la dificultad de que no siempre se disponía de valores exactos para las masas atómicas y se hacía difícil la búsqueda de regularidades.
Anillo  Telúrico
Primeros intentos de diseño de una tabla periódica
Si una tabla periódica se considera como una clasificación de los elementos químicos que demuestran la periodicidad de las propiedades físicas y químicas, habría que atribuir la primera tabla periódica (publicada en 1862) al geólogo francés, A.E. Beguyer de Chancourtois (en la foto).

De Chancourtois dispuso los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos sobre una curva helicoidal en el espacio, de manera que los puntos que se correspondían sobre las sucesivas vueltas de la hélice, diferían en 16 unidades de peso atómico. como 
tornillo telúrico.

De Chancourtois fue el primero en observar que las propiedades se repetían cada siete elementos, y usando esta representación pudo predecir la estequiometría de varios óxidos metálicos. Desgraciadamente, incluyó en su clasificación algunos iones y compuestos además de los elementos.
Ley de las Octavas

John Newlands (a la izquierda), un químico inglés, redactó un trabajo en 1863 en el que clasificaba los 56 elementos estableciendo 11 grupos basados en propiedades físicas similares y mencionaba que en muchos pares de elementos similares existían diferencias en la masa atómica relacionadas con algún múltiplo de ocho. 

En 1864 Newlands publicó su versión de la tabla periódica y propuso la Ley de las Octavas (por analogía con los siete intervalos de la escala musical). Esta ley establecía que un elemento dado presentaría unas propiedades análogas al octavo elemento siguiendo la tabla. 

miércoles, 9 de diciembre de 2015

LA TABLA PERIODICA

LA TABLA PERIODICA

La tabla periódica es un esquema que incluye a los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos.
Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos.
El primer periodo (la primera hilera), que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos.
Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6.
El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica se clasifican tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras 'A' o 'B', en donde la 'B' se refiere a los elementos de transición.
Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo IA, a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo  VIIA, exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1.
Según su afinidad, y para efectos de sus estudio, los elementos de la tabla se han agrupado en:
Metales alcalinos
Metales alcalinotérreos
Metales de transición
Lantánidos
Actínidos
Otros metales
No metales
Gases nobles