Conceptos de química

Instituto Tecnológico de Mérida

Ingeniería Mecánica

Química

Unidad 1: Teoría Cuántica y Periocidad Química

Integrantes: Jorge Luis Cuevas Estrada

Roger Alejandro Gurubel González

Erick Zalatiel Kuk Dzib



Mérida Yucatán 15 de Septiembre del 2011

1. Teoría cuántica y periocidad química.
2.1. Números cuánticos y orbitales atómicos. ………………………32.2. Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos. ……...4
2.3.1. Principio de exclusión de Pauli. ………………………………4
2.3.2. Principio de Aufbau o de construcción. …………………….4
2.3.3. Principio de máxima multiplicidad de Hund. ……………….5
2.3.4. Configuración electrónica de los elementos. ………………6
2.3. Características de la clasificación periódicamoderna de los elementos. …………………………………………………………….6
2.4.5. Tabla Periódica larga. …………………………………………..8
2.4. Propiedades atómicas y su variación periódica……………….9
2.5.6. Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ………….….9
2.5.7. Energía de Ionización. ………………………………………...10
2.5.8. Afinidad Electrónica. ………………………………………….10
2.5.9. Número deOxidación. ………………………………………...11
2.5.10. Electronegatividad. ……………………………………………12
Bibliografía………………………………………………………………13

1.1. Números cuánticos y orbitales atómicos.
Los números cuánticos son las expresiones matemáticas de la mecánica ondulatoria, indican l estado de energía de un electrón de un átomo.
n= numero cuántico principal. Define el estado de energía principal, o capa, deun electrón en órbita. Puede ser cualquier entero positivo n= 1, 2, 3, etc. Pero para los elementos hasta ahora conocidos estos valores varían de n=1 a n= 7. El nivel n=1 es el más cercano al núcleo y tiene la energía más baja, mientras que n=7 tiene mayor energía.
El número máximo de electrones que puede existir en un nivel esta dado en 2n2
l= numero cuántico orbital o acimutal. Designa elsubnivel o subcapa dentro del nivel principal de energía e indica la forma del orbital (nube electrónica) en el cual se mueve el electrón alrededor del núcleo. Puede asumir todos los valores enteros desde 0 a n-1.
Cuando un electrón obtiene el valor de l=0, el orbital se designa por S; cuando l=1 el orbital se designa por p; cuando l=2 por d; cuando l=3 por f.
valores | Orbital |
l=0 | s |
l=1| p |
l=2 | d |
l=3 | f |

ml=numero cuántico magnético. Describe las orientaciones que tienen los orbitales en el espacio. Puede adquirir diferentes valores que van de –l a +l, pasando por el 0. El número posible de orbitales en cada subnivel es de 2 l -1.
ms= numero cuántico del espín. Describe la orientación del espín (o giro) del electrón. Puede tener solamente dos valores +1/2 ó-1/2.1.2. Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos.
La configuración electrónica de un átomo informa cómo están distribuidos los electrones entre los diversos orbitales atómicos. Se utilizarán los primeros diez electrones (de hidrógeno al neón) para mostrar las reglas básicas de escritura de las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los átomos. El númerode electrones de un átomo neutro es igual a su número atómico z.
La configuración electrónica se puede representar por un diagrama de orbital que muestra el spin del electrón
Donde la flecha hacia arriba indica uno de los dos posibles movimientos de giro del electrón, la caja representa un orbital atómico.
1.3.1. Principio de exclusión de Pauli.

Establece que, un átomo no puede tenerdos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, es decir que cada electrón tiene una combinación de n, l, ml, ms y que de algún modo es diferente de las de los otros electrones del átomo. Otro modo de enunciar el principio de Pauli es que un orbital atómico puede contener un máximo de dos electrones.
1.3.2. Principio de Aufbau o de construcción.
Contiene una serie de...