apuntes quimica uned

RESUMEN QUÍMICA
TEMA 1
Teoría Cuántica
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 ycon
exactitud la posición y la velocidad de una partícula como 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 queatrae al electrón. Debido a que la carga del núcleo se ve
afectada por el efecto de

apantallamiento

de los demás electrones, Se calcula aplicando la regla

de Slater

Zef = Z − S

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 enun grupo [nsnp], la contribución al apantallamiento de todos los
electrones 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 deun 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, peroaportan 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 esn, mayor es la energía del electrón

Número l: Es el número cuántico secundario, 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 condicionadopor l
• Dentro de cada subnivel, puede tomar valores enteros desde −l a +l incluyendo al 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 por

n2 .

Los orbitales que tienen el mismo nivel energético, pero distinta orientación en el espacio son orbitales

degenerados.

Los orbitales de un átomo siempre se ocupan de menor a mayor contenido energético
En un átomo no...