Conceptos Básicos De Química

Hipótesis de De Broglie: Establece que el átomo tiene carácter dual, tanto de onda como de partícula. Relación de De Broglie:
λ= h mv  λ = Longitud de onda  h= Constante de Planck 6,63 × 10−34 Js   mv = Momento me = 9, 11 × 10−31 Kg

Principio de incertidumbre de Heisenberg: Establece que es imposible determinar simultáneamente y con
exactitud la posición y la velocidad de una partículacomo el electrón.
∆p∆x ≥ h 4π

donde ∆p es la incertidumbre del momento en la dirección x y ∆x es la incertidumbre de la coordenada en la dirección x.

Orbital atómico: Es la región del espacio donde la posibilidad de encontrar un electrón es máxima (mayor al
99 %

)

Carga nuclear efectiva: Es la carga positiva neta que atrae al electrón. Debido a que la carga del núcleo se ve
afectadapor el efecto de
apantallamiento

de los demás electrones, Se calcula aplicando la regla
Zef = Z − S

de Slater

donde S es la

constante de apantallamiento.

Se presenta la conguración electrónica de la siguiente manera
[1s] [2s2p] [3s3p] [3d] [4s4p] [4d] [4f] [5s5p] [5d] . . .

1. Si un electrón está situado en un grupo [nsnp], la contribución al apantallamiento de todos loselectrones situado a su derecha es cero. 2. Si un electrón está situado en un grupo [nsnp], los otros electrones del mismo grupo de orbitales contribuyen con 0, 35 cada uno. Excepto para un electrón 1s que contribuye con 0, 30. 3. Cada electrón de un grupo situado al lado y a la izquierda contribuye con 0, 85 4. Cada electrón de un grupo situado a dos o más grupos a la izquierda contribuye con 1, 0.5. Cuando los electrones considerados se encuentran en un grupo [nd] o [nf] la contribución de todos los electrones situados a la derecha es 0 y si están en el mismo grupo 0, 35. Todos los electrones situados a la izquierda contribuyen con 1, 0 cada uno. Las reglas de Slater son aproximadas y no son ables para n ≥ 4, pero aportan una información útil de los efectos de apantallamiento.

1Números cuánticos
Números cuánticos → conguración electrónica → propiedades de los elementos Los números cuánticos que caracterizan un orbital son (n, l, m) Número n o número cuántico principal
• Representa el nivel energético del electrón • Toma valores enteros excluyendo al 0 ⇒ n = 1, 2, . . . , ∞ • Cuanto mayor es n, mayor es la energía del electrón

Número l: Es el número cuánticosecundario, o azimutal.
• Describe la forma geométrica del orbital. • Está condicionado por n. • Dentro de cada nivel energético, puede tomar valores enteros entre 0 y n − 1 ⇒ l = 0, 1, 2, . . . , n − 1

Número m o número magnético
• Representa la orientación en el espacio del orbital • El valor de m está condicionado por l • Dentro de cada subnivel, puede tomar valores enteros desde −l a +l incluyendoal 0⇒ m = −l, . . . , 0, . . . , +l

Ejemplos: Si n = 1 → l = 0 → m = 0 ⇒ orbital 1s, caracterizado por (1, 0, 0)
0 → m = 0 ⇒ orbital 2s, caracterizado por (2, 0, 0)  m = −1 ⇒ orbital 2px caracterizado por (2, 1, −1)  Si n = 2 → l = 1 → m = 0 ⇒ orbital 2py caracterizado por (2, 1, 0)      m=1 ⇒ orbital 2pz caracterizado por (2, 1, 1)  l =     l = 0 → m = 0 ⇒ 3s → (3, 0, 0)     m = −1 ⇒ 3px → (3, 1, −1)     l = 1 → m = 0  ⇒ 3py → (3, 1, 0)        ⇒ 3pz → (3, 1, 1)  m = 1 m = −2 ⇒ 3dxy → (3, 2, −2) Si n = 3 →      m = −1 ⇒ 3dxz → (3, 2, −1)       l = 2 → m = 0  ⇒ 3dyz → (3, 2, 0)       m = 1  ⇒ 3dz2 → (3, 2, 1)       m = 2 ⇒ 3dx2 −y2 → (3, 2, 2)

El número máximo de orbitales en cada nivel energético estará dado pordegenerados.

n2 .

Los orbitales que tienen el mismo nivel energético, pero distinta orientación en el espacio son orbitales Los orbitales de un átomo siempre se ocupan de menor a mayor contenido energético En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales (Principio de exclusión de Pauli ) Número cuántico s o spin: Indica el sentido de giro del electrón, si...