Quimica Inorganica

UNIVERSIDAD DEL ATLANTICO

FACULTAD DE LA EDUCACION

LIC. BIOLOGIA Y QUIMICA

PRESENTADO A:

FELIX PEREZ

PRESENTADO POR:

CARMEN ALVAREZ

01-03-2013

BARRANQUILLA/ATLANTICO

TALLER N01
Contenido

1. Escriba la ecuación de Schrödinger y explique cada termino que está incluido.
2. ¿Qué son los estados degenerados? Explique con ejemplos.
3. ¿Cuáles el significado de los 4 números cuánticos?
4. ¿Cuál es la diferencia entre una órbita y un orbital?
5. ¿Cuáles son los principios de exclusión de Pauli y la regla de Hund?
6. ¿Qué es un nivel energético en el átomo? ¿Cuantos niveles es capaz de acomodar un nivel energético?
7. ¿Cuál es la consecuencia de la estabilidad de las capas semillenas y totalmente llenas? ¿Porqué estas capas pueden estar asociadas con una mayor estabilidad?
8. ¿Qué es la penetración de los orbitales? ¿Cuáles son las consecuencias de la penetración de los orbitales?
9. Indique dos razones de porque la teoría de Bohr se consideró una adecuada poco después de que fue propuesta.
10. Nombre los diferentes tipos de orbitales que se conocen en los elementos.Solución

1. La ecuación de Schrödinger fue desarrollada por el físico austríaco Erwin Schrödinger en 1925. Describe la evolución temporal de una partícula masiva no relativista. Es de importancia central en la teoría de la mecánica cuántica, donde representa para las partículas microscópicas un papel análogo a la segunda ley de Newton en la mecánica clásica. Las partículasmicroscópicas incluyen a las partículas elementales, tales como electrones, así como sistemas de partículas, tales como núcleos atómicos. Se expresa de la siguiente forma:
| | |

Donde
* : es la unidad imaginaria ;
* : es la constante de Planck normalizada (h/2π) ;
* : es el hamiltoniano, dependiente del tiempo en general, el observable corresponde a la energía total delsistema ;
* : es el observable posición ;
* : es el observable e impulso.
2. Es un conjunto de orbitales del mismo nivel que, por ende, energéticamente son equivalentes. Ejemplo: tomemos solo el átomo de hidrógeno. El orbital 1s posee una energía de -13,6 eV, y es el estado fundamental. Para los orbitales 2s y 2p (estos son 3, en total), la energía vale unos -3,4 eV, en todos los casos. Esos 4orbitales del átomo H están "degenerados"
3. n: número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos del 1 al 7.
l: numero cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón, puede ser s, p, d y f (o, 1, 2 y 3)
m: numero cuantico magnético que representa la orientación de los orbitales en el espacio, oel tipo de orbital, dentro de un orbital especifico. Asume valores del número cuantico secundario negativo (-1) pasando por el cero, hasta el número cuantico positivo (+1)
s: numero cuantico spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la orientación del electrón alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dosvalores +1/2 y -1/2.
En resumen los números cuánticos se expresan así:
n: nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
l: orbitales (s= 0, p=1, d=2, y f=3)
m: magnético (m=-l, 0 +1) pasando por 0, hasta +l.
s: spin (-1, +1)
4. Una órbita es la trayectoria que sigue un electrón alrededor del núcleo de un átomo (según el modelo del átomo). Ahora por el contrario se sabe que los electrones no describenuna órbita alrededor del núcleo atómico si no que están a su alrededor. En este último modelo atómico un orbital se define como el espacio en el que la probabilidad de encontrar un electrón es 1, o del 100% como prefieras. Es decir, estará ahí (en ese espacio), pero exactamente donde no se sabe.
5. El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst...