Teoria cuantica y periodica quimica

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INGENIERÍA INDUSTRIAL
QUÍMICA
UNIDAD 1:
TEORÍA CUÁNTICA Y PERIODICIDAD QUÍMICA
SUBTEMAS:
1.1 NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS
1.2 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN SISTEMAS POLIELÉCTRICOS
1.2.1 Principio de exclusión de Pauli
1.2.2 Principio de auf bau o de construcción
1.2.3 Principio de máxima multiplicidad de Hund
1.2.4 Configuración electrónica de los elementos

1.3CARACTERÍSTICAS DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA MODERNA DE LOS ELEMENTOS
1.3.1 Tabla periódica larga

1.4 PROPIEDADES ATÓMICAS Y SU VARIACIÓN PERIÓDICA
1.4.1 Radio atómico, radio covalente, radio iónico
1.4.2 Energía de ionización
1.4.3 Afinidad electrónica
1.4.4 Numero de oxidación
1.4.5 Electronegatividad

Equipo:
1.
2.
3.

ÍNDICE

INDICE 1
1.1 NUMEROS CUANTICOS YORBITALES ATOMICOS 2
1.2 DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA EN SISTEMAS POLIELETRICOS 10
1.2.1 PRINCIPIO DE PAULI 12
1.2.2 PRINCIPIO DE AUF BAU 13
1.2.3 PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND 14
1.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS 15
1.3 CARACTERISTICAS DE LA CLASIFICACIÓN DE LA TABLA PERIODICA MODERNA 16
1.3.1 TABLA PERIODICA LARGA 16
1.4 PROPIEDADES ATÓMICAS Y SU VARIACIÓNPERIÓDICA 17
1.4.2 ENERGIA DE IONIZACIÓN 18
1.4.3 AFINIDAD ELECTRÓNICA 18
1.4.4 NUMERO DE OXIDACIÓN 19
1.4.5 ELECTRONEGATIVIDAD 19

TEORÍA CUÁNTICA
1.1 NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS

¿Cómo pueden encontrarse los electrones en los átomos de forma que absorban y emitan energía como cuantos? Para resolver esta pregunta, Bohr sugirió que los electrones deben hallarse enórbitas de cierto tamaño, moviéndose a cierta velocidad. Entonces, los electrones deben tener cierta energía. Si el electrón absorbe energía, se moverá en un órbital de mayor energía y más alejada del núcleo. Si pierde energía, el electrón se moverá en otra órbita más cercana al núcleo. La teoría cuántica indujo la idea de que los electrones en las orbitas, tienen una cantidad de energía (se dice quelos electrones se encuentran en ciertos niveles de energía). Bohr aplico estas ideas al átomo de hidrógeno y calculo matemáticamente cual sería la frecuencia de la radiación emitida por el hidrógeno, desafortunadamente, esa teoría no funciono también con elementos cuyos átomos son más complejos que los del hidrógeno. Como resultado del trabajo teórico y experimental, se ha llegado a desarrollaruna representación de la estructura atómica, que explica en forma satisfactoria los fenómenos químicos.

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en lasiguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitalesatómicos.
La figura anterior representa el orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno. Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números:
* Número cuántico principal (n): Representa al nivel de energía(estado estacionario de Bohr) y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su...
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