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El modelo atómico es una representación estructural de un átomo que trata de explicar su comportamiento y propiedades.

Modelo atómico de Demócrito (400 a. C.), el primer modelo atómico, postulado por el filósofo griego Demócrito.

Modelo atómico de Dalton (1803), surgió en el contexto de la química, este fue el primero con bases científicas.

Modelo atómico de Thomson (1904), o modelo del pudín, los electrones son como las "frutas" dentro de la "masa" positiva.

Modelo atómico de Rutherford (1911), el primero que distingue entre el núcleo central y una orbita de electrones a su alrededor.

Modelo atómico de Bohr (1913), en el que los electrones giraban en órbitas circulares.

Modelo del átomo cúbico de Lewis (1916), donde los electrones están dispuestos según los vértices de un cubo, que explica la teoría de la valencia.

Modelo atómico de Sommerfeld (1916), una versión relativista del modelo de Rutherford-Bohr.

Modelo atómico de Chadwick (1923), confirmó la existencia de otra partícula subatómica de la que se tenían múltiples sospechas: el neutrón.

Modelo atómico de Heisenberg (1925), comenzó a desarrollar un sistema de mecánica cuántica, denominado mecánica matricial.

Modelo atómico de Schrödinger (1926), un modelo cuántico no relativista donde los electrones se consideran ondas de materia existente.

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Modelo atómico - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Tabla periódica y propiedades periódicas 

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Tabla periódica y propiedades periódicas 

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Colaboradores de los proyectos Wikimedia

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Tabla periódica de los elementos - Wikipedia, la enciclopedia libre

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La tabla periódica de los elementos es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones),[2]​ por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas como elementos con comportamiento similar en la misma columna.

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Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

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Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

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Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra.

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Estados de Oxidación o Números de Oxidación

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Suscribete: www.youtube.com/quimiayudas En este video explico como asignar los números de oxidación para un compuesto, no olvidez verlo completo, te ayudará muchisimo....:)

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Este aviso fue puesto el 7 de noviembre de 2017.

Representación clásica de un átomo en los modelos de Rutherford y Bohr.

Los números cuánticos azimutal (l) y magnético (m) definen los llamados armónicos esféricos Ylm, para l =0,...,4 (de arriba abajo) y m = 0,...,4 (de izquierda a derecha). Estas funciones definen la forma del orbital atómico de los electrones o equivalentemente la distribución angular de los electrones alrededor del núcleo atómico.

Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en ciertos sistemas cuánticos. En muchos sistemas, el estado del sistema puede ser representado por un conjunto de números, los números cuánticos, que se corresponden con valores posibles observables los cuales conmutan con el hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir, los autovalores del sistema.

En física atómica, los números cuánticos son valores numéricos discretos que indican las características de los electrones en los átomos, esto está basado en la teoría atómica de Niels Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.

En física de partículas, también se emplea el término números cuánticos para designar a los posibles valores de ciertos observables o magnitud física que poseen un espectro o rango posible de valores discretos.

¿Cuántos números cuánticos hacen falta?

La cuestión de "¿cuántos números cuánticos se necesitan para describir cualquier sistema dado?" no tiene respuesta universal, aunque para cada sistema se debe encontrar la respuesta a un análisis completo del sistema. De hecho, en términos más actuales la pregunta se suele formular como "¿cuántos observables conforman un conjunto completo de observables compatibles?"​. Ya que un número cuántico no es más que un auto valor de cada observable de ese conjunto. Por ejemplo, en un átomo hidrogenoide , el número de números cuánticos requeridos es de tres:​​

En átomos polielectrónicos debe añadirse el número cuántico de espín del electrón.

Otros sistemas diferentes requieren un número diferente de números cuánticos.

La dinámica de cualquier sistema cuántico se describe por un Hamiltoniano cuántico, . Existe un número cuántico del sistema correspondiente a la energía, es decir, el autovalor del Hamiltoniano. Existe también un número cuántico para cada operador que conmuta con el Hamiltoniano (es decir, satisface la relación ). Estos son todos los números cuánticos que el sistema puede tener. Nótese que los operadores que definen los números cuánticos deben ser mutuamente independientes. A menudo existe más de una forma de elegir un conjunto de operadores independientes. En consecuencia, en diferentes situaciones se pueden usar diferentes conjuntos de números cuánticos para la descripción del mismo sistema. Ejemplo: Átomos hidrogenoides.

Conjunto de números cuánticos

El conjunto de números cuánticos más ampliamente estudiado es el de un electrón simple en un átomo: a causa de que no es útil solamente en química, siendo la noción básica detrás de la tabla periódica.

En mecánica cuántica no-relativista, el hamiltoniano atómico de un átomo hidrogenoide consiste de la energía cinética del electrón y la energía potencial debida a la fuerza de Coulomb entre el núcleo y el electrón. En átomos más generales es necesario incluir la energía de interacción entre diferentes electrones. La energía cinética puede ser separada en una parte debida al momento angular, J, del electrón alrededor del núcleo, y el resto. Puesto que el potencial es esféricamente simétrico, el Hamiltoniano completo conmuta con . A su vez conmuta con cualquiera de los componentes del vector momento angular, convencionalmente tomado como . Estos son los únicos operadores que conmutan mutuamente en este problema; por lo tanto, hay tres números cuánticos. Adicionalmente hay que considerar otra propiedad de las partículas denominada espín que viene descrita por otros dos números cuánticos.

En particular, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de un electrón de un átomo hidrogenoide y que, por tanto, describen los orbitales atómicos. Estos números cuánticos son:

I) El número cuántico principal n Este número cuántico está relacionado tanto con la energía como con la distancia media entre el núcleo y el electrón, medida en niveles energéticos, aunque la distancia media en unidades de longitud también crece monótonamente con n. Los valores de este número, que corresponde al número del nivel energético, varían teóricamente entre 1 e infinito, pero solo se conocen átomos que tengan hasta 8 niveles energéticos en su estado fundamental ya que el número atómico y el número cuántico principal se relacionan mediante 2n ² = Z < 110.

II) El número cuántico secundario es L (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Un orbital de un átomo hidrogenoide tiene l nodos angulares y n-1-l nodos radiales. Si:

l = 0: Subórbita "s" (forma circular) →s proviene de sharp (nítido) Tiene un espacio para dos electrones.

l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada) →p proviene de principal (*)Tiene tres espacios para seis electrones.

l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) →d proviene de difuse (difuso) (*)Tiene cinco espacios para diez electrones.

l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) →f proviene de fundamental (*)Tiene siete espacios para catorce electrones.

(*) Para obtener mayor información sobre los orbitales vea el artículo Orbital.

III) El número cuántico magnético (m, ), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m.

IV) El número cuántico de espín (s, ), Describe el momento angular intrínseco del electrón. Este momento angular se interpretó originalmente de manera clásica como el "autogiro" del electrón sobre sí mismo, y se consideró que dado un eje el electrón podría hacer en dos sentidos, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, cada electrón, en un orbital, gira sobre sí mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico es spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

El estado cuántico de un electrón está determinado por sus números cuánticos:

Con cada una de las capas del modelo atómico de Bohr correspondía a un valor diferente del número cuántico principal. Más tarde introdujeron los otros números cuánticos y Wolfgang Pauli, otro de los principales contribuidores de la teoría cuántica, formuló el celebrado principio de exclusión basado en los números cuánticos, según el cual en un átomo no puede haber dos electrones cuyos números cuánticos sean todos iguales. Este principio justificaba la forma de llenarse las capas de átomos cada vez más pesados, y daba cuenta de por qué la materia ocupa lugar en el espacio.

Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de Schrödinger.

No es posible saber la posición y la velocidad exactas de un electrón en un momento determinado, sin embargo, es posible describir dónde se encuentra. Esto se denomina principio de incertidumbre o de Heisenberg. La zona que puede ocupar un electrón dentro de un átomo se llama orbital atómico. Existen varios orbitales distintos en cada átomo, cada uno de los cuales tiene un tamaño, forma y nivel de energía específico. Puede contener hasta dos electrones que, a su vez, tienen números cuánticos de espín opuestos.

Sistemas generales

La cantidad de números cuánticos requeridos para representar un estado ligado de un sistema cuántico general dependerá del cardinal de un conjunto cuántico completo de observables compatibles (CCOC). Dado un CCOC formado por los observables todo estado del sistema puede ser expresado por la serie numérica de la forma:

Donde cada uno de los estados es simultáneamente propio de cada uno de los observables que forman el CCOC:

El conjunto de valores son los números cuánticos del sistema. Si el CCOC tienen espectro puntual entonces los números cuánticos pueden ser números enteros.

En el caso del átomo hidrogenoide (hamiltoniano, momento angular, componente Z del momento angular, espín del electrón) forman un CCOC y de ahí que solo sean necesarios cuatro números cuánticos para describir los estados estacionarios de dicho sistema.

En física de partículas diversas leyes de conservación y simetrías se expresan como suma o multiplicación de números cuánticos. Así en interacción de partículas en las que existe cambio de identidades de las partículas, vía creación o destrucción de partículas:

1. la suma de los números cuánticos aditivos de las partículas antes y después de la interacción deben ser idénticos.

2. el producto de los números cuánticos multiplicativos de las partículas antes y después de la interacción deben ser idénticos.

Un ejemplo de número cuántico multiplicativo es el tipo paridad , cuando un sistema experimenta un cambio bajo algún tipo de interacción que cambia la paridad el resultado de multiplicar los diferentes multiplicandos asociados al tipo de paridad de cada parte del sistema debe quedar invariante.

Referencias

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Número cuántico - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Este aviso fue puesto el 7 de noviembre de 2017. Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas conservadas en ciertos sistemas cuánticos. En muchos sistemas, el estado del sistema puede ser representado por un conjunto de números, los números cuánticos, que se corresponden con valores posibles observables los cuales conmutan con el hamiltoniano del sistema.

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Vídeos: "Nomenclatura inorgánica en los compuestos"

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Vídeos: "Nomenclatura inorgánica en los compuestos"

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FUNCIÓN ÓXIDO FUNCIÓN HIDRÓXIDO FUNCIÓN ÁCIDO FUNCIÓN SAL FUNCIÓN HIDRURO

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Línea del tiempo de los elementos periódicos

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Línea del tiempo de los elementos periódicos

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Un enlace químico es la fuerza que mantiene a los átomos unidos en los compuestos. Estas fuerzas son de tipo electromagnético y pueden ser de distintos tipos y valores. La energía necesaria para romper un enlace se conoce como energía de enlace.

Cuando se produce un enlace, los átomos no cambian. Por ejemplo, al formar el agua (H ₂ O), los hidrógenos H siguen siendo hidrógenos y el oxígeno O es siempre oxígeno. Son los electrones de los hidrógenos los que se comparten con el oxígeno.

Tipos de enlaces químicos

Dependiendo de la configuración electrónica de los átomos y de su afinidad por los electrones, tenemos diferentes tipos de enlaces:

Enlace iónico: los electrones de un átomo se transfieren al otro átomo.

Enlace covalente: los electrones entre los átomos se comparten.

Enlaces químicos iónicos

Un enlace iónico se forma cuando hay transferencia de electrones entre un metal y un no metal. Por ejemplo, el sodio (Na) es un metal cuya capa externa tiene un electrón. Este puede ser cedido fácilmente y quedar como catión Na⁺. En cambio, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa, razón por la cual tiene una mayor predisposición para atraer un electrón y quedar con ocho electrones, lo que lo transforma en el anión cloruro Cl⁻.

Si se juntan en solución acuosa el sodio y cloro, sus cargas opuestas se atraen por fuerzas electrostáticas. Los compuestos formados de esta manera se arreglan en cristales.

Características generales de los cristales iónicos

En los enlaces iónicos, participan un catión y un anión.

En escala macroscópica, los compuestos iónicos forman sólidos cristalinos.

Por lo general, presentan puntos de fusión altos debido a la fuerte atracción electrostática y multidireccional entre iones de signo contrario. Es decir, un catión se puede unir a varios aniones al mismo tiempo. Lo mismo ocurre con los aniones.

Se fracturan al someterlos a una fuerza externa por la formación de planos de repulsión iónica.

No conducen electricidad en estado sólido.

Conducen electricidad cuando están fundidos, debido a la presencia de iones móviles.

Conducen electricidad cuando están disociados en solución.

Ejemplos de compuestos iónicos

La mina más grande de fluorita CaF₂ se encuentra en México.

Muchos de los compuestos iónicos son piedras preciosas como la fluorita o fluoruro de Calcio CaF ₂. El cloruro de calcio CaCl ₂ es un compuesto iónico usado principalmente para evitar la formación de hielo y como deshumidificador. El bromuro de magnesio MgBr ₂ es usado como acelerador de reacciones químicas.

Enlaces químicos covalentes

Un enlace covalente se establece entre dos átomos cuando estos comparten electrones. Los electrones no se encuentran fijos, se mueven entre los dos átomos dependiendo de la electronegatividad de cada átomo, esto es, de la atracción por electrones que tienen los átomos.

Enlace covalente polar

Cuando sustancias con diferente capacidad para atraer electrones forman un enlace covalente, se dice que este son polares. Por ejemplo: en la molécula de sulfuro de hidrógeno HS, el azufre S es más electronegativo que el hidrógeno, por lo tanto, los electrones que comparten estarán más próximos del azufre.

Otro ejemplo de enlace covalente polar se encuentra en el enlace entre el carbono y el flúor CF. Ambos comparten electrones, pero debido a que el flúor atrae con más fuerzas los electrones, estos crean un dipolo eléctrico en el cual es más negativo el lado del flúor y más positivo el lado del carbono.

En la formación de un enlace covalente polar no hablamos de aniones o cationes; el átomo con mayor electronegatividad queda con una carga eléctrica parcial negativa y el átomo con menor electronegatividad queda con una carga parcial positiva.

Enlace covalente no polar

Cuando sustancias con similar capacidad para atraer electrones forman un enlace, se dice que este es no polar, pues los electrones están compartidos de forma igualitaria entre los átomos.

Por ejemplo: la unión entre carbonos en la molécula de etano C ₂H ₆ es no polar, pues entre los dos carbonos la atracción por electrones es igual.

Dependiendo de la cantidad de electrones que son compartidos, se puede tener enlace covalente simple, doble o triple. A continuación, explicamos cada uno.

Enlace covalente simple

Un enlace covalente simple se produce cuando sólo un par de electrones son compartidos. Se representa como una línea entre dos átomos. Por ejemplo, la molécula de oxígeno:

Enlace covalente doble

El enlace covalente doble este tipo de enlace covalente, son cuatro los electrones compartidos entre átomos. Se representan por dos líneas paralelas entre los dos átomos. Esta unión es más fuerte que la el enlace covalente simple. Por ejemplo, el eteno:

Enlace covalente triple

El monóxido de carbono CO, un gas tóxico, es un compuesto covalente con un enlace triple.

Un triple enlace significa que se está compartiendo seis electrones entre dos átomos. Se representa por tres líneas paralelas entre los elementos. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno N ₂.

Características de los compuestos covalentes

Los electrones son compartidos entre dos o mas átomos. Estas uniones se presentan frecuentemente entre elementos similares o entre no metales.

Pueden formar moléculas, a diferencia de los cristales iónicos.

Las moléculas formadas son neutras.

No pueden conducir la electricidad.

Al disolverse no producen partículas cargadas.

Cuando las moléculas de estas sustancias se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares poco intensas, tienen puntos de fusión bajos, por lo que son gases o líquidos a temperatura ambiente.

Los solidos covalentes con fuerzas multidireccionales tienen altos puntos de fusión (diamante, grafito, sílice) y forman sólidos reticulares o periódicos.

Ejemplos de compuestos con enlaces covalentes

La adrenalina es un compuesto con enlaces covalentes simples y dobles.

La mayoría de los compuestos orgánicos, donde el carbono es elemento primordial se caracterizan por la presencia de enlaces covalentes. Moléculas como la adrenalina, el metano CH ₄ y la glucosa C ₆H ₁₂O ₆ están formadas por enlaces covalentes.

Conceptos claves a recordar en enlaces químicos

Electronegatividad: la capacidad de un átomo de atraer electrones de valencia.

Electrones de valencia: los electrones que pueden formar el enlace son los electrones de valencia. Estos son los electrones que se encuentran en la capa más exterior de energía de un átomo.

¿Cómo se forman los enlaces químicos?

La naturaleza siempre tiende a alcanzar el estado de menor energía. Los gases nobles son los elementos que poseen su capa de energía de electrones de valencia completa; por eso, estos elementos son muy estables y poco reactivos. Así, la tendencia de los elementos por tener una capa de energía de valencia completa es la fuerza que promueve la formación de los enlaces químicos.

Los elementos pueden aceptar, ceder o compartir electrones de forma tal que su última capa energética tenga 8 electrones. A esto se conoce como la regla del octeto.
Ejemplo 1
La configuración electrónica del potasio es:

Según la regla del octeto, el potasio se vuelve más estable si cede el electrón 4s ¹ en el último nivel, quedando de la siguiente forma:

Por otro lado, la configuración electrónica del cloro es:

Para alcanzar el octeto, es más fácil si el cloro acepta un electrón, con lo que la configuración se transforma en:

Entonces, si se colocan en el mismo recipiente K y Cl, el electrón del K se transfiere al Cl y se forma un enlace químico entre K y Cl, haciendo este compuesto más estable que cuando están separados.
Ejemplo 2
En el caso de dos átomos con diferentes afinidades por electrones es fácil entender por qué se unen. ¿Qué pasa entre dos átomos iguales? Veamos el ejemplo del oxígeno molecular O 2.

La configuración electrónica del oxígeno es:

Entonces, el oxígeno tiene 6 electrones (2s ² 2p ⁴) en su capa exterior. Dos átomos de oxígeno tienen la misma atracción por electrones, pero, cuando se juntan, comparten dos pares de electrones, quedando cada uno con ocho electrones en su capa exterior. Esto resulta en que la molécula de oxígeno O ₂ es más estable que dos átomos de oxígeno separados.

Función del electrón en el enlace químico

El actor principal en los enlaces entre átomos es el electrón. Recordando la estructura del átomo, cada átomo posee el mismo número de electrones con carga negativa y protones cargados positivamente. Esto le da al átomo una carga neutra. Sin embargo, los electrones tienen la capacidad de moverse entre átomos en ciertas condiciones.

Para entender la naturaleza de los enlaces químicos, es importante saber la configuración electrónica del átomo, esto es, cómo están distribuidos los electrones en un átomo. Los electrones que ocupan los niveles más altos de energía (los más exteriores) se llaman electrones de valencia y son estos los involucrados en la formación de los enlaces químicos.

Cuando un átomo pierde o gana un electrón, adquiere una carga eléctrica y se transforma en ion. Un átomo que cedió su electrón tiene ahora carga positiva y se llama catión. Por el contrario, cuando toma un electrón, tiene carga negativa y se llama anión.

Científicos destacados en los enlaces químicos

En 1858, el químico alemán Friedrich August Kekulé (1829-1896) fue el primero en definir la capacidad del átomo de un elemento para unirse con átomos de otros elementos. Así predijo que el carbono era tetravalente, lo que significaba que podía unirse a otros cuatro átomos.

Otro químico alemán, Richard Abegg (1869-1910) descubrió que los gases nobles (que no se unen a otros átomos) poseían 8 electrones de valencia. Entonces sugirió que los átomos se unen para alcanzar la configuración de los gases nobles, esto es, con 8 electrones en su capa exterior.

Por su parte, el químico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) descubrió que, en los enlaces covalentes, los electrones son compartidos entre los átomos. También se le atribuye a Lewis la forma de representar los electrones con puntos alrededor del símbolo químico del átomo.

Vea también

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Enlaces químicos: qué son, tipos y ejemplos (con imágenes)

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Un enlace químico es la fuerza que mantiene a los átomos unidos en los compuestos. Estas fuerzas son de tipo electromagnético y pueden ser de distintos tipos y valores. La energía necesaria para romper un enlace se conoce como energía de enlace. Cuando se produce un enlace, los átomos no cambian.

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Fórmula química - Wikipedia, la enciclopedia libre

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La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio.

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Configuración electrónica (Explicación y ejercicios) | Parte 1

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