Contenidos control 1

1.       Repaso de conceptos fundamentales: número atómico, número másico, iones e isótopos.

2.       Modelos atómicos:

a.       Modelo de Rutherford.

b.      Modelo de Bohr.

c.       Modelo mecanocuántico.

3.       Números cuánticos:

a.       Características de cada uno de ellos:

                                                               i.      Símbolo.

                                                             ii.      Función (Qué indica)

                                                            iii.      Cómo varía.

b.      Concepto de orbital.

c.       Elaboración de la tabla de orbitales. (tres primeros niveles)

d.      Configuración electrónica. (ejercicio: escribirla configuración electrónica de diferentes elementos)

e.      Principio de indeterminación de Heinsenberg.

4.       Sistema periódico:

a.       Características:

                                                               i.      Grupos y periodos.

                                                             ii.      Números de elementos.

                                                            iii.      Características de los elementos de un mismo grupo.

                                                           iv.      Evolución de los elementos dentro de un mismo periodo.

b.      Propiedades periódicas.

                                                               i.      Volumen atómico. (ejercicio: determinar qué miembro de una pareja de elementos tiene más volumen o radio atómico, razonando la respuesta)

                                                             ii.      Carácter metálico.  (ejercicio: determinar qué miembro de una pareja de elementos tiene mayor carácter metálico, razonando la respuesta)

                                                            iii.      Electronegatividad.

5.       Enlace químico:

a.       Concepto de enlace químico.

b.      Tipos de enlace y características de cada uno de ellos:

                                                               i.      Iónico. (ejercicio: formación de un compuesto iónico)

                                                             ii.      Covalente: (ejercicio: formación de moléculas con enlaces que figuran a continuación)

·         Sencillo.

·         Doble.

·         Triple

·         Coordinado.

                                                            iii.      Metálico.

c.       Fuerzas intermoleculares:

                                                               i.      Puentes de hidrógeno.

                                                             ii.      Fuerzas de Van der Waals.

6.       Propiedades de las sustancias:

a.       Metálicas.

b.      Iónicas.

c.       Moleculares.

d.      Covalentes

Números cuánticos

Principio de indeterminación de Heisenberg

Principio de indeterminación de Heisenberg. W. Heisenberg (Premio Nobel de Física 1932) enunció el llamado principio de incertidumbre o principio de indeterminación, según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento (velocidad) de una partícula.

Un orbital atómico, se puede decir que es una zona de la corteza electrónica donde hay una gran probabilidad, casi mayor del 90%, de encontrar al electrón, lo que supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada que gira en torno al núcleo. Las zonas que presentan mayor densidad son las que tienen mayor probabilidad de albergar al electrón.

n: número cuántico principal
l: número cuántico del momento angular
m: número cuántico magnético
s: número cuántico del spin electrónico

El número atómico “n”: puede tomar valore de números enteros, 1, 2, 3…
Para “l”: toma valores de números enteros que van desde 0 hasta (n-1)
Para “m”: se permiten todos los valores entre +1 y -1 ( incluyendo el cero)
Para “s”: sólo se permiten los números fraccionarios entre -1/2 y +1/2.

Los valores del número cuántico “n”, representan el tamaño del orbital, o lo que es lo mismo, su cercanía al núcleo. En cambio, los valores del número cuántico “l”, representan el tipo del orbital:

Cuando l= 0, el orbital es de tipo s     (caben dos electrones como máximo)
Si l=1, los orbitales serán de tipo p    (caben seis electrones como máximo)
Si l= 2, los orbitales serán de tipo d   (caben diez electrones como máximo)
Si l=3, los orbitales son de tipo f.       (caben catorce electrones como máximo)

Los cuatro números cuánticos en conjunto, tratan de definir a un electrón, pero no pueden existir en el mismo átomo, dos electrones con todos los números cuánticos iguales. Debido a esto, una vez definido el tamaño, tipo y orientación de un orbital, usando los tres primeros números cuánticos, o lo que es lo mismo, los valores n, l y m, sólo se puede encontrar como máximos dos electrones en la nombrada situación, teniendo necesariamente valores diferentes, al menos en cuanto al valor de espín se refiere.

Orbital s:

El orbital s, tiene forma esférica alrededor del núcleo del átomo. Hay varias formas de representarlos, como por ejemplo, a modo de nube electrónica, donde la probabilidad de encontrar a un electrón se representa con mayor densias de puntos. O también representando el volumen circular donde probablemente el electrón pasa mayor cantidad de tiempo.

Orbital p:

Los orbitales p, tienen una geometría de dos esferas unidas por un punto, y achatadas por la unión de ambas. Estas esferas se encuentran orientadas según los ejes de coordenadas. Este orbital expresa también la energía que tiene un electrón.

Orbital d:

Los orbitales d, tienen diferentes formas. Tienen formas lobulares con signos alternados o un doble lóbulo con un anillo que los rodea.

Orbital f:

Estos orbitales tienen formas bastante diversas, que vienen de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d.