LA ESTRUCTURA ELECTRONICA DE LOS ATOMOS

TEORIA CUANTICA

La teoría cuántica, es una 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. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

Introducción histórica En los siglos XVIII y XIX, la mecánica newtoniana o clásica parecía proporcionar una descripción totalmente precisa de los movimientos de los cuerpos, como por ejemplo el movimiento planetario. Sin embargo, a finales del siglo XIX y

principios del XX, ciertos resultados experimentales introdujeron dudas sobre si la teoría newtoniana era completa. Entre las nuevas observaciones figuraban las líneas que aparecen en los espectros luminosos emitidos por gases calentados o sometidos a

descargas eléctricas. Según el modelo del átomo desarrollado a comienzos del siglo XX por el físico británico nacido en Nueva Zelanda Ernest Rutherford, en el que los electrones cargados negativamente giran en torno a un núcleo positivo, en órbitas

Líneas espectrales del hidrógenoCuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, emite un fotón con una energía determinada. Estos fotones dan lugar a líneas de emisión en un espectroscopio. Las líneas de la serie de Lyman corresponden a transiciones al nivel de energía más bajo o fundamental. La serie de Balmer implica transiciones al segundo nivel. Esta serie incluye transiciones situadas en el espectro visible y asociadas cada una con un color diferente.  

 

dictadas por las leyes del movimiento de Newton, los científicos esperaban que los electrones emitieran luz en una amplia gama de frecuencias, y no en las estrechas bandas de frecuencia que forman las líneas de un espectro.

Otro enigma para los físicos era la coexistencia de dos teorías de la luz: la teoría corpuscular, que explica la luz como una corriente de partículas, y la teoría ondulatoria, que considera la luz como ondas electromagnéticas. Un tercer problema era la ausencia de una base molecular para la termodinámica. En su libro Principios elementales en mecánica estadística (1902), el físico estadounidense J. Willard Gibbs reconocía la imposibilidad de elaborar una teoría de acción molecular que englobara los fenómenos de la termodinámica, la radiación y la electricidad tal como se entendían entonces.

 

                               

NUMERO CUANTICO

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 de observables que conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios 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.

Sistemas atómicos

¿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 cómo "¿Cuántos observables conforman un conjunto completo de observables compatible?". Ya que un número cuántico no es más que un autovalor de cada observable de ese conjunto. Por ejemplo en un átomo hidrogenoide el número de

números cuánticos requeridos es de tres (número cuántico principal n, número cuántico azimutal l y número cuántico magnético m). 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, valencia y otras propiedades, sino también porque es un problema resoluble y realista, y como tal, encuentra amplio uso en libros de texto.

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 J2. A su vez J2 conmuta con cualquiera de los componentes del vector momento angular, convencionalmente tomado como Jz. 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 2n2 = Z < 110.

II) El número cuántico secundario o azimutal (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) (*)l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada) →p proviene de principal (*)l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) →d proviene de difuse (difuso) (*)l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) →f proviene de fundamental (*)l = 4: Subórbita "g" (*)l = 5: Subórbita "h" (*)(*) Para obtener mayor información sobre los orbitales vea el artículo Orbital.III) El número cuántico magnético (m, ml), 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, ms), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores ½ y -½.

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

nombre símbolosignificado

orbitalrango de valores valor ejemplo

número cuántico principal

shell o capa

número cuántico secundario o azimutal (momento angular)

subshell o subcapa

para :

número cuántico magnético, (proyección del momento angular)

energía shift

para

:

número cuántico proyección de espín

espínpara un electrón, sea:

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 sólo sean necesarios cuatro números cuánticos para describir los estados estacionarios de dicho sistema.

Números cuánticos aditivos y multiplicativos

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.

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.1 También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.

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. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.2 La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.

El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.

Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula3 y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno"4 de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.

Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

Índice

1 Escalas de electronegatividad 2 Electronegatividades de los elementos 3 Grupo electronegativo 4 Véase también 5 Referencias 6 Enlaces externos

Escalas de electronegatividad

Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas. Este aviso fue puesto el 23 de septiembre de 2013.Puedes añadirlas o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Electronegatividad}} ~~~~

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:

Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno(eteno) < acetileno(etino). La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A–B en el compuesto y la media de las energías de los enlaces homopolares A–A y B–B.

R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando la energía de ionización de sus electrones de valencia y la afinidad electrónica. Esta aproximación concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables.

La escala Mulliken (también llamada escala Mulliken-Jaffe) es una escala para la electronegatividad de los elementos químicos, desarrollada por Robert S. Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en la electronegatividad Mulliken (M) que promedia la afinidad electrónica A.E. (magnitud que puede relacionarse con la tendencia de un átomo a adquirir carga negativa) y los potenciales de ionización de sus electrones de valencia P.I. o E.I. (magnitud asociada con la facilidad, o tendencia, de un átomo a adquirir carga positiva). Las unidades empleadas son el kJ/mol:

En la siguiente tabla se encuentran tabulados algunos valores de la electronegatividad para elementos representativos en la escala Mulliken:

Al1,5

Ar----

As2,26

B1,83

Be1,99

Br3,24

C2,67

Ca1,30

Cl3,54

F4,42

Ga1,34

Ge1,95

H3,06

I2,88

In1,30

K1,03

Kr2,98

Li1,28

Mg1,63

N3,08

Na1,21

Ne4,60

O3,21

P2,39

Rb0,99

S2,65

Sb2,06

Se2,51

Si2,03

Sn1,83

Sr1,21

Te2,34

Xe2,59

E. G. Rochow y A. L. Alfred definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado.

Electronegatividades de los elementos

Medidas en la escala Pauling.

Grupo (Vertica

l)1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Período (Horizo

ntal)

1H

2,20

He 

2Li0,98

Be1,57

B2,04

C2,55

N3,04

O3,44

F3,98

Ne 

3Na0,93

Mg

1,31

Al1,61

Si1,90

P2,19

S2,57

Cl3,16

Ar 

4K

0,82

Ca1,0

Sc1,36

Ti1,54

V1,63

Cr1,66

Mn

1,55

Fe1,83

Co1,88

Ni1,91

Cu1,90

Zn1,65

Ga1,81

Ge2,01

As2,18

Se2,55

Br2,96

Kr3,00

5 Rb0,8

Sr0,9

Y1,2

Zr1,3

Nb1,6

Mo

Tc1,9

Ru2,2

Rh2,2

Pd2,2

Ag1,9

Cd1,6

In1,7

Sn1,8

Sb2,0

Te2,1

I2,6

Xe2,6

2 5 2 32,16

8 0 3 9 8 5 6 0

6Cs0,79

Ba0,89

* 

Hf1,3

Ta1,5

W2,36

Re1,9

Os2,2

Ir2,2

Pt2,28

Au2,54

Hg2,00

Tl1,62

Pb2,33

Bi2,02

Po2,0

At2,2

Rn2,2

7Fr0,7

Ra0,9

** 

Rf 

Db 

Sg 

Bh 

Hs 

Mt 

Ds 

Rg 

Cn 

Uut 

Fl 

Uup 

Lv 

Uus 

Uuo 

Lantánidos

* 

La1,1

Ce1,12

Pr1,13

Nd1,14

Pm1,13

Sm1,17

Eu1,2

Gd1,2

Tb1,1

Dy1,22

Ho1,23

Er1,24

Tm1,25

Yb1,1

Lu1,27

Actínidos

** 

Ac1,1

Th1,3

Pa1,5

U1,38

Np1,36

Pu1,28

Am1,13

Cm1,28

Bk1,3

Cf1,3

Es1,3

Fm1,3

Md

1,3

No1,3

Lr1,3

Grupo electronegativo

En química orgánica, la electronegatividad se asocia más con diferentes grupos funcionales que con átomos individuales. Los términos grupo electronegativo y sustituyente electronegativo se pueden considerar términos sinónimos. Es bastante corriente distinguir entre efecto inductivo y resonancia, efectos que se podrían describir en términos de electronegatividades σ y π, respectivamente. También hay un número de relaciones lineales con la energía libre que se han usado para cuantificar estos efectos, como la ecuación de Hammet, que es la más conocida.