Conceptos

TEORÍA CUANTICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA La teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación y la configuración electrónica es la distribución de los electrones en el átomo, según su número cuántico y atómico, y por tanto, es la más probable de los electrones en torno al núcleo. Otra definición podría ser la organización de los electrones en un átomo, que determina las propiedades químicas del mismo.
22Ti ---1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2
PRINCIPIO DE AUFBAU Ó DE CONSTRUCCIÓN ESTABLE
Los electrones buscan un lugar entrando en el átomo, en los distintos orbitales de energía, ocupando primero los de menor energía, dependiendo esta energía de los menores valores de (n + !). Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor de n. Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller. De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6, 6f14, 7d10, 7f14

1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6f
7s

La teoría de la relatividad incluye dos teorías (la de la relatividad especial y la de la relatividad general) formuladas por Einstein a principios del siglo XX, que pretendían resolver la incompatibilidad existente entre la mecánica newtoniana y el electromagnetismo.
La primera teoría, publicada en 1905, trata de la física del movimiento de los cuerpos en ausencia de fuerzas gravitatorias, en el que se hacían compatibles las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo con una reformulación de las leyes del movimiento. La segunda, de 1915, es una teoría de la gravedad que reemplaza a la gravedad newtoniana pero coincide numéricamente con ella en campos gravitatorios débiles. La teoría general se reduce a la teoría especial en ausencia de campos gravitatorios.

Conceptos

^{La electronegatividad, (abreviación EN, símbolo χ (letra griega chi)) es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula [1] .También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular.}

^{La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes, su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling anteriormente aludida y la escala de Mulliken.}

^{En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:}

^{Covalente no polar:}

^{Covalente polar:}

^Iónico:

^{Estructura de Lewis  "Elementos y Compuestos"}

^{La estructura de Lewis de un elemento se escribe conociendo los electrones de valencia, por ejemplo el sodio (1 electrón ) , el Bario (2 electrones) , el hidrógeno (1 electrón) y el Aluminio (3 electrones).}

^{Algunos metales como el Na y el hidrógeno, tienen una sóla estructura de Lewis. Mientras que los metales que tienen más de un electrón pueden tener varias estructuras de Lewis.}

^{La representación de Lewis de los metales anteriores dependerá del no-metal con el que sé esta combinando, por ejemplo el Ba tiene una estructura de Lewis al combinarse con el cloro y otra diferente cuando se encuentra con el azufre.}

^{La regla del octetoSegún la regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general colocando los orbitales extra en subniveles.}

^{Regla de los 18 electrones y de los 32 electrones:La regla de los 18 electrones se aplica para átomos a partir del cuarto período de la tabla periódica, los cuales pueden completar 18 electrones para llenar sus orbitales y conseguir una configuración de elemento químico conocido como superextragasnoble. De forma similar, a partir del sexto período los átomos pueden completar 32 electrones para llenar sus orbitales.}

^{Tipos de Valencia}

^{Valencia positiva máxima:}

^{Es el número positivo que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo. Este número coincide con el Grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece. Por ejemplo: el Cloro (Cl) es del Grupo VII A en la tabla, por lo que su valencia positiva máxima es 7.}

^{Valencia negativa:}

^{Es el número negativo que refleja la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro pero que obviamente esté actuando con valencia positiva. Este número negativo se puede determinar contando lo que le falta a la valencia positiva máxima para llegar a 8, pero con signo -.}

^{Por ejemplo: a la valencia máxima positiva del átomo de Cloro (7) le falta 1 para llegar a 8, entonces su valencia negativa será -1.}

^{Tipos de enlace covalente}

^{Existen dos tipos de sustancias covalentes:}

^{Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:}

^{Temperaturas de fusión y ebullición bajas.}

^{En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos}

^{Son blandos en estado sólido.}

^{Son aislantes de corriente eléctrica y calor.}

^{Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).}

^{Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:}

^{Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.}

^{Son sólidos}

^{Son sustancias muy duras (excepto el grafito).}

^{Son aislantes (excepto el grafito).}

^{Son insolubles.}

^{Son neocloridas}

^{simples: forma un electron molecular}

^{Características}

^{Algunas características de este tipo de enlace son:}

^{Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)[2] y ebullición.}

^{Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.}

^{Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas. Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad. En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello éste funciona.}

CONCEPTOS

MATERIA

Es la sustancia que compone a los objetos físicos, aquello de lo que está hecho el universo observable. Uno de los principios propuesto por Einstein es que “la materia no se destruye, sino que solo se transforma”. La materia es cuantificable, medible, y ocupa un lugar en el espacio. La forma en que las diferentes moléculas se combinan así como su distribución, permite diferenciar a los distintos estados de la materia y sus propiedades.

EL ÁTOMO

Es la unidad básica  y estructural de la materia. Lo constituye un núcleo en el centro, que contiene protones y neutrones. Los protones poseen carga eléctrica positiva y los neutrones carecen de carga. Al núcleo le rodean electrones de carga negativa. Los átomos cuando se les encuentra en su estado basal poseen la misma cantidad de protones y electrones.

Demócrito, uno de estos pensadores griego, en al siglo IV antes de Cristo, se interrogó sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias son continuas y se pueden dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente? Demócrito pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas más; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con unas propiedades y forma específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos.

Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años.

Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas. Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales, Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica. Según esta teoría, los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí, pero distintos de los átomos de los otros elementos. la unión de los átomos daba lugar a la variedad de sustancias conocidas y la ruptura de las uniones entre los átomos para formar nuevas uniones era el origen de las transformaciones químicas.

Cuando en 1800 el italiano Volta descubrió la pila eléctrica, los quimicos tuvieron una fuente continua de electricidad y se descubrieron muchos nuevos elementos gracias a ella. También se descubrió que algunas sustancias, como la sal, al disolverse en agua, podían transmitir la electricidad, mientras que otras, como el azúcar, no lo hacían.

El físico y químico inglés Faraday, en la primera mitad del siglo XIX, estableció las leyes de la electroquímica, poniendo en relación cuantitativa algunas transformaciones químicas y la electricidad e intentó hacer pasar electricidad a través del vacío (lo que demostraría la existencia de partículas de electricidad), fracasando al no lograr un vacío lo bastante perfecto.

A finales del siglo XIX Crookes obtuvo un vacío suficiente, observó que al someter en el vacío unas placas metálicas a una gran diferencia de potencial, unas partículas, con carga negativa, que se llamaron electrones, abandonaban la placa cargada negativamente y se movían hacia la que tenía carga positiva. Esas mismas partículas aparecían si se iluminaba un metal con luz ultravioleta. Estaba claro que sólo podían proceder de los átomos del metal, así que el átomo no era indivisible, estaba formado por partículas.

El físico inglés Thomson creyó que el átomo estaba formado por una esfera de carga positiva en la que se engastaban, como pasas en un pastel, los electrones.

pero su propio discípulo Rutherford, descubrió que no podía ser así, que  toda la la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encontraba en un reducido espacio, el núcleo atómico, mientras que su carga negativa de electrones estaban muy lejos de él, girando a su alrededor, de forma que la mayor parte del átomo estaba vacío (a escala, si el átomo tuviera el tamaño de una plaza de toros, el núcleo tendría el tamaño de un grano de arena). Posteriores investigaciones determinaron que el núcleo atómico estaba formado por dos tipos de partículas, los protones, de carga positiva, y los neutrones, sin carga eléctrica.

En 1860, los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff descubrieron que cada átomo, sin importar su estado, al ser calentado emite una luz de colores característica, los espectros atómicos. Gracias a su invención, se descubrió el elemento Helio, que se emplea en los globos, en el Sol, antes de sospecharse su existencia en la Tierra.

tomado de: ntic.educacion.es/w3//eos/MaterialesEducativos/mem2000/tablap/tabla/historiaatomo.htm

LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

A principios del siglo XX, se realizó el descubrimiento de unas partículas subatómicas.

• Electrón: Se encuentra en la corteza; su masa aproximadamente es de 9,1 . 10^-31 kg, casi nula. Tienen carga negativa.
• Protón: Tiene carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón. Se encuentran en el núcleo y su masa es de 1,6 . 10^-27 kg, aproximadamente 1836 veces la del electrón. El número atómico de un elemento indica el número de protones que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno contiene un único protón.
• Neutrón: Su masa es igual que la del protón, y a los dos se les puede denominar nucleones. No poseen carga. Y se encuentran en el núcleo.

Estas experiencias hicieron que uno de los postulados de la teoría de Dalton se modificara.

El átomo, aunque muy estable, dejaba de ser indivisibble y homogéneo.

tomado de: www.educared.net/concurso/764/particulas.htm

ORBITALES

Lo original de la teoría de Bohr es que afirma:

• a) que los electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy determinadas, negando todas las demás.
• b) que en cada una de estas órbitas, los electrones tienen asociada una determinada energía, que es mayor en las órbitas más externas.
• c) que los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo.
• d) que el átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón salta de una órbita a otra.
• e) que estos saltos de órbita se producen de forma espontánea.
• f) que en el salto de una órbita a otra, el electrón no pasa por ninguna órbita intermedia.

El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol.

Fuente de información: astronomos.net23.net

MODELO ATÓMICO DE BOHR

Fuentes de información: astrocosmo.climaganexbohr_atom_amin.gif
                                     astronomos.net23.netimagenes_voltaireatomobohr.gif