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Química. En esta ciencia estudiamos la materia y los cambios que experimenta. Materia. Definimos materia como cualquier cosa que tiene masa y que ocupa un espacio. Materia. Los átomos son los bloques de construcción de la materia. Materia.
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Química En esta ciencia estudiamos la materia y los cambios que experimenta.
Materia Definimos materia como cualquier cosa que tiene masa y que ocupa un espacio.
Materia • Los átomos son los bloques de construcción de la materia.
Materia • Los átomos son los bloques de construcción de la materia. • Cada elemento está formado del mismo tipo de átomo.
Materia • Los átomos son los bloques de construcción de la materia. • Cada elemento está formado del mismo tipo de átomo. • Un compuesto está formado por dos o más tipos distintos de elementos.
Tipos de propiedades • Propiedades físicas… • Pueden observarse sin transformar una sustancia en otra. • Punto de ebullición, densidad, masa, volumen, etc. • Propiedades químicas… • Sólo pueden observarse cuando una sustancia se transforma en otra. • Inflamabilidad, corrosividad, reactividad con ácido, etc.
Tipos de propiedades • Propiedades intensivas… • Son independientes de la cantidad de sustancia presente. • Densidad, punto de ebullición, color, etc. • Propiedades extensivas… • Dependen de la cantidad de sustancia presente. • Masa, volumen, energía, etc.
Tipos de cambios • Cambios físicos • Estos son los cambios en la materia que no modifican la composición de la sustancia. • Cambios de estado, temperatura, volumen, etc. • Cambios químicos • Los cambios químicos resultan en nuevas sustancias. • Combustión, oxidación, descomposición, etc.
Partículas subatómicas • Los protones y los electrones son las únicas partículas que tienen una carga. • Los protones y los neutrones tienen esencialmente la misma masa. • La masa de un electrón es tan pequeña que se desprecia.
El núcleo • Recuerde que el núcleo está compuesto de dos nucleones, protones y neutrones. • El número de protones es el número atómico. • El número de protones y neutrones es, en efecto, la masa del átomo.
Isótopos • No todos los átomos del mismo elemento tienen la misma masa debido a los número de neutrones diferentes en esos átomos. • Por ejemplo, existen tres isótopos de origen natural del uranio: • Uranio-234 • Uranio-235 • Uranio-238
Números cuánticos • La solución de la ecuación de onda da un conjunto de funciones de onda, u orbitales, y sus energías correspondientes. • Cada orbital describe una distribución espacial de la densidad electrónica. • Un orbital está descrito por un conjunto de tres números cuánticos.
Número cuántico principal (n) • El número cuántico principal, n, describe el nivel de energía en el que reside el orbital. • Los valores de n son enteros ≥ 1.
Número cuántico de momento angular (l) Este número cuántico define la forma del orbital. Los valores permitidos de l son enteros en el intervalo de 0 a n − 1. Utilizamos designaciones de letra para comunicar los distintos valores de l y, por lo tanto, las formas y tipos de orbitales. Estructura electrónica de los átomos
Número cuántico de momento angular (l) Estructura electrónica de los átomos
Número cuántico magnético (ml) • El número cuántico magnético describe la orientación tridimensional del orbital. • Los valores permitidos de ml son enteros en el intervalo de -l a l: −l ≤ ml≤ l.
Número cuántico magnético (ml) • Los orbitales con el mismo valor de n forman una capa. • Tipos de orbitales distintos sin una capa forman subcapas.
Orbitales s • El valor de l para los orbitales s es 0. • Son de forma esférica. • El radio de la esfera aumenta con el valor de n.
Orbitales p • El valor de l para los orbitales p es 1. • Tienen dos lóbulos con un nodo entre ellos.
Orbitales d • El valor de l para un orbital d es 2. • Cuatro de los cinco orbitales d tienen 4 lóbulos; el otro se asemeja a un orbital p con una dona alrededor del centro.
Número cuántico de spin, ms • En la década de 1920, se descubrió que dos electrones en el mismo orbital no tienen exactamente la misma energía. • El “spin” de un electrón describe su campo magnético; el cual afecta su energía.
Número cuántico de spin, ms • Esto condujo a un cuarto número cuántico, el número cuántico de spin, ms. • El número cuántico de spin únicamente tiene 2 valores permitidos: +1/2 y −1/2.
Principio de exclusión de Pauli • Dos electrones en el mismo átomo no pueden tener exactamente la misma energía. • Por lo tanto, dos electrones en el mismo átomo no pueden tener conjuntos de números cuánticos idénticos.
Configuraciones electrónicas • Muestran la distribución de todos los electrones en un átomo. • Cada componente consiste en: • Un número que denota el nivel de energía.
Configuraciones electrónicas • Muestran la distribución de todos los electrones en un átomo. • Cada componente consiste en: • Un número que denota el nivel de energía. • Una letra que denota el tipo de orbital.
Configuraciones electrónicas • Muestran la distribución de todos los electrones en un átomo. • Cada componente consiste en: • Un número que denota el nivel de energía. • Una letra que denota el tipo de orbital. • Un superíndice que denota el número de electrones en esos orbitales.
Diagramas de orbitales • Cada casilla en el diagrama representa un orbital. • Las medias flechas representan los electrones. • La dirección de la flecha representa el spin relativo del electrón.
Regla de Hund “Para orbitales degenerados, la energía más baja se alcanza cuando se maximiza el número de electrones con el mismo spin”.
Tabla periódica • Llenamos orbitales en orden creciente de energía. • Los diferentes bloques en la tabla periódica (sombreados en distintos colores en esta tabla) corresponden a diferentes tipos de orbitales.
Algunas anomalías Algunas irregularidades tienen lugar cuando hay suficientes electrones para medio llenar los orbitales s y d en una fila dada.
Algunas anomalías Por ejemplo, la configuración electrónica para el cobre es [Ar] 4s1 3d5 en vez de la esperada [Ar] 4s2 3d4.
Algunas anomalías • Esto sucede debido a que los orbitales 4s y 3d están muy cercanos en energía. • Estas anomalías también tienen lugar en los átomos del bloque f.
Desarrollo de la tabla periódica • Los elementos en el mismo grupo por lo general tienen propiedades químicas similares. • Sin embargo, las propiedades físicas no son necesariamente similares.
Desarrollo de la tabla periódica Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer llegaron a la misma conclusión de manera independiente acerca de cómo deberían agruparse los elementos.
Carga nuclear efectiva • En un átomo polielectrónico, los electrones son atraídos al núcleo y repelidos por otros electrones. • La carga nuclear que experimenta un electrón depende de ambos factores.
Carga nuclear efectiva La carga nuclear efectiva, Zef, se encuentra de esta forma: Zef = Z−S donde Z es el número atómico y S es una constante de pantalla, por lo general cercana al número de electrones internos.
