sábado, 29 de octubre de 2011

ELECTRÓN DIFERENCIAL.

El electrón diferencial en un átomo es el electrón que hace que un átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede también decirse que es el último electrón que se va agregando al construir la tabla periódica siguiendo el orden de AUFAU. En general para los elementos representativos  el electrón diferencial está en el orbital s o en el orbital p, para los elementos de transición el electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con excepción para los grupos VIB Y IB) y para los elementos de transición interna el electrón diferencial hasta en el orbital f.

Número cuántico

 NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL.
En la corteza, los electrones se sitúan siguiendo caminos determinados
llamados orbitales. Cada orbital está definido por tres números cuánticos, que 
determinan el tamaño, la forma y la orientación del orbital.
El número cuántico principal, n, determina el
tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor
natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4 ... 
Varios orbitales pueden tener el mismo número
cuántico principal, y de hecho lo tienen,
agrupándose en capas. Los orbitales que tienen
el mismo número cuántico principal forman una capa electrónica.
Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será el tamaño del
orbital y, a la vez, más lejos del núcleo estará situado.


NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL.
El número cuántico azimutal, l, indica la forma del orbital, que puede ser
circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor.
El valor del número cuántico azimutal depende del valor del número cuántico
principal. Desde 0 a una unidad menos que n. Si el número cuántico principal vale 1, n =  1, el número cuántico azimutal sólo puede valer 0, ya que sus
posibles valores van desde 0 hasta una unidad menos que n.
Si por el contrario el número cuántico principal vale 6, n = 6, el número
cuántico azimutal puede tomar seis valores distintos, desde cero hasta cinco: l
= 0, 1, 2, 3, 4 o 5
A cada valor del número cuántico azimutal le corresponde una forma de
orbital, que se identifica con una letra minúscula:
l Letra
0 s
1 p
2 d
3 f
4 g
Cuanto mayor sea el número cuántico  azimutal, más elíptico y achatado será
el orbital. Cuando vale cero, el orbital es circular. Cuando vale uno, es algo
elíptica. Si dos, es más achatado; si tres, más todavía...                   


NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO.
El número cuántico magnético, m, determina la orientación del orbital. Los
valores que puede tomar depende del valor del número cuántico azimutal, m,
variando desde - l hasta + l.
Si el número cuántico azimutal vale 0, l =  0, el número cuántico magnético
sólo puede tomar el valor 0. Así, sólo hay un orbital s.

Si el número cuántico azimutal vale 1, l =  1, el número cuántico magnético
puede tomar los valores -1, 0 y 1, ya que sus posibles valores van desde -  l
hasta l. Hay, por lo tanto, tres orbitales p, ya que si l = 1 el orbital se llama p.
En general, para un valor l, habrá 2·l + 1 orbitales:
l (tipo) Orbitales
0 (s) 1
1 (p) 3
2 (d) 5
3 (f) 7
4 (h) 9
Puesto que el valor de m depende del valor que tenga el número cuántico
azimutal, l, y éste toma valores dependiendo del número cuántico principal, n,
y, por tanto, de la capa electrónica, el número de orbitales variará de una capa
a otra.
En la primera capa electrónica n = 1, por lo tanto l = 0 y, forzosamente, m = 0.
Sólo hay un único orbital, de tipo s.
En la tercera capa electrónica n = 3, de forma que l puede tomar 3 valores: 0,
1, 2. Habrá orbitales s, p, d:
· El orbital s indica que l = 0, por lo que m = 0, sólo hay un orbital s.


· El orbital p significa que l = 1, de forma que m = -1, m = 0 o m = 1. Hay
3 orbitales p.
· Finalmente, si el orbital es d indica que forzosamente l =  2, y, por lo
tanto, m = -2, m = -1, m = 0, m = 1 y m = 2. Hay 5 orbitales d.
En la tercera capa, por tanto, hay 9 orbitales: 1 s, 3 p y 5 d.
El número de orbitales  de cada tipo viene determinado por los valores que
puede tomar el número cuántico magnético, m, y será: 2·l+1. Si l = 0 hay un
único orbital, si l = 4 habrá






 NÚMERO CUÁNTICO DE SPÍN.
Si consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que
no es estrictamente cierto, puede girar en torno a sí misma,
como la Tierra gira ocasionando la noche y el día. Son posibles
dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha.
Este giro del electrón sobre sí mismo está indicado por el
número cuántico de espín, que se indica con la letra s. Como
puede tener dos sentidos de giro, el número de espín puede
tener dos valores: ½ y - ½.
Podemos resumir indicando que la corteza electrónica se organiza en capas,
indicadas por el número cuántico principal,  n, que indica su lejanía al núcleo.
Dentro de las capas hay distintos orbitales, especificados por el número
cuántico azimutal, l, y que indica la forma del orbital. El número de orbitales
de cada tipo está dado por el número cuántico magnético, m, que nos señala
la orientación del orbital. Además hay otro número cuántico, de espín,  s, que
sólo puede tomar dos valores e indica el giro del electrón sobre sí mismo

Principio de Aufbau (Regla de las diagonales)


El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.
Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.
Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).
La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.
Y así, sucesivamente:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

Erwin Schrödinger (Ecuación de Schrödinger)


Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger (Erdberg, Viena, Imperio austrohúngaro, 12 de agosto de 1887 – id., 4 de enero de 1961) fue un físico austríaco, nacionalizado irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica cuántica y la termodinámica. Recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por haber desarrollado la ecuación de Schrödinger. Tras mantener una larga correspondencia con Albert Einstein propuso el experimento mental del gato de Schrödinger que mostraba las paradojas e interrogantes a los que abocaba la física cuántica.
El desarrollo de la física cuántica a introducido nuevas formas de comprender los fenómenos que rodean el comportamiento de las partículas elementales. Se ha visto que las ondas electromagnéticas poseen cualidades de partículas energéticas, así como los electrones poseen propiedades de ondas, es decir, es posible asignarles una frecuencia angular y una contante de movimiento determinada, pero además es imposible establecer un punto exacto del espacio donde se encuentra la partícula. La fusión definitiva que cuantifica estas ideas, a sido conseguida gracias a estudios científicos desarrollados por Erwin Schrodinger, llamádola ecuación de onda, la cual incluye en comportamiento ondulatorio de las partículas y la fusión de la probabilidad de su ubicación.
La ecuación de Schrödinger es una ecuación de ondas dispersiva. Una función de onda representa un “paquete de ondas”, una suma de muchas ondas “elementales” (planas) cada una propagándose a una velocidad (de fase) diferente, por ello el “paquete” se dispersa. Un función de ondas espacialmente concentrada se ensancha conforme se propaga.








Practica 1.









sábado, 8 de octubre de 2011

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (Proust)

Joseph-Louis Proust
Joseph-Louis Proust (Angers, 26 de septiembre de 1754 – ídem, 5 de julio de 1826), químico francés y uno de los fundadores de la químicamoderna. Desarrolló la mayor parte de su carrera en España. Simultaneó sus estudios en el Colegio de los Oratorianos con el trabajo en la farmacia paterna, en la cual adquirió sus primeros conocimientos de química y herboristería, llegando a participar en la creación de un jardín botánico en la ciudad.

LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual «Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust.

LOUIS PROUST  Y LA LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES.

Entre 1794 y 1804, Louis Proust realizó numerosos experimentos en los que estudió la composición de diversos carbonatos de cobre,óxidos de estaño y sulfuros de hierro, descubriendo que la proporción en masa de cada uno de los componentes, por ejemplo carbono,cobre y oxígeno en los carbonatos de cobre, se mantenía constante en el compuesto final, y no adquiría ningún valor intermedio, independientemente de si eran un carbonato natural o artificial, o de las condiciones iniciales de la síntesis. Así, dos compuestos diferírían entre sí en función de las proporciones de elementos básicos, sin apreciarse composiciones intermedias o mixtas, por ejemplo el Cu2CO3,carbonato de cobre (I) y el CuCO3, carbonato de cobre (II). Estas conclusiones le llevaron a enunciar la Ley de las proporciones definidas o constantes, también conocida como la ley de Proust, y que, una vez firmemente aceptada, se convirtió, junto a la Ley de conservación de la masa de Lavoisier y la Ley de las proporciones múltiples de Dalton, es decir, la presencia de proporciones en el esqueleto de la química cuantitativa, la estequiometría química, y abrió el camino al concepto de compuesto químico y al establecimiento de la teoría atómica de Dalton. La ley de Proust contradecía las conclusiones del químico francés Claude Louis Berthollet, quien defendía que las proporciones en la que se combinaban los elementos en un compuesto dependían de las condiciones de su síntesis. Proust logró desacreditar la investigación de Berthollet cuando demostró en 1799 en su laboratorio de Segovia que muchas de las substancias que Berthollet consideraba óxidos puros eran compuestos hidratados, es decir, con moléculas de agua adicionales unidas químicamente. En 1811 el prestigioso químico sueco Jöns Jacob Berzelius apoyó la propuesta de Proust, que fue finalmente aceptada con un amplio consenso. Las ideas de Berthollet no estaban del todo equivocadas, dado que hay numerosas excepciones a la Ley de las proporciones definidas en los que han venido en llamarse compuestos no estequiométricos o bertólidos, y en los que las proporciones entre los distintos elementos varían entre ciertos límites. La causa es la estructura cristalográfica de los compuestos, que aunque tiene una composición ideal, por ejemplo FeO en el óxido de hierro (II) que, debido a los defectos en los cristales como la ausencia de algún tipo de átomos, puede variar su fórmula, por ejemplo reduciendo el hierro a proporciones que se hallan entre Fe0.83O y Fe0.95O. Como contrapartida los compuestos que cumplen la ley de las proporciones definidas se denominan daltónidos, en honor a John Dalton.