Química De Polimeros

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(Parte 3 de 10)

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

Además de los dos números cuánticos ya vistos :

n = número cuántico principal que indica el nivel principal de energía l = número cuántico azimutal , que indica la forma del orbital Hay otros dos números cuánticos.

m = número cuántico magnético. Que indica el número de formas distintas en que un orbital puede estar situado respecto a los ejes cartesianos.

m toma valores de + l a –l (l= número cuántico azimutal)

O sea que para l=0 (orbital s) m sólo puede ser 0 , una sola forma ; lo cual concuerda con su geometría esférica.

z y

Para l=1 (orbitales p) , m puede tomar valores de : +1, 0, - 1. Tres orientaciones posibles en el espacio ( sobre los ejes x, y o z respectivamente).Se los nombre habitualmente como : orbitales px , py y pz

La energía de todos ellos es la misma.

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pypz px

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Finalmente , el último número cuántico es :

s= Número cuántico de spin: Indica el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Puede sólo tomar valores de + ½ y – ½ .

En resumen : n l m Orbital 1 0 0 1s 2 0 0 2s 2 1 1 2p 2 1 0 2p 2 1 -1 2p 3 0 0 3s 3 1 1 3p 3 1 0 3p 3 1 -1 3p n l m Orbital 3 2 2 3d 3 2 1 3d 3 2 0 3d 3 2 -1 3d 3 2 -2 3d

Configuraciones electrónicas

Ubicar a los electrones de un átomo alrededor del núcleo para formar su estructura extranuclear , señalando en que orbitales se encuentra cada uno de ellos , es determinar su configuración

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Química de Polímeros 12 electrónica .

El átomo de H (Z=1) posee un solo electrón . este electrón debe estar en el nivel de energía lo más bajo posible , o sea n=1. Si n=1, l=0 , corresponde a un orbital 1s.Por lo tanto , su configuración electrónica será 1s1 ( En la parte superior derecha se indica el número de electrones en el orbital).

Para el He (Z=2) será 1s2. Los dos electrones deberán tener spines opuestos ( +1/2 y –1/2 respectivamente) según el principio de exclusión de Pauli que dice que “ no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”

Los orbitales s de los distintos niveles siempre se ocuparán con un máximo de dos electrones , ya que, l=0 y m=0 y s sólo puede tomar dos valores.

Para orbitales p l=1y m = 0,+1 y –1 ; o su vez para cada valor de m ,s puede tomar valores de +1/2 y –1/2, por lo tanto , en un orbital p pueden ubicarse un máximo de 6 electrones .

Para orbitales d l=2 y m = 0,+1,+2 ,-2 y –1 ; y para cada valor de m ,s puede tomar valores de +1/2 y –1/2, por lo tanto , en un orbital d pueden ubicarse un máximo de 10 electrones.

Para orbitales f l=3 y m = 0,+1,+2 ,+3, -3,-2 y –1 ; y para cada valor de m ,s puede tomar valores de +1/2 y –1/2, por lo tanto , en un orbital f pueden ubicarse un máximo de 14 electrones

Continuando con los ejemplos. Para el Carbono (Z=6) , su configuración electrónica será :

1s22s22p2 ¿ Dónde se ubicarán los dos electrones de los orbitales 2p?¿En px,py o pz).

De acuerdo a la regla de máxima multiplicidad de Hund , los electrones se ubicarán primeramente (dentro de orbitales de igual energía ) con spin paralelos , porque al tener todos la misma carga , se repelen entre sí y consecuentemente tienden a ocupar regiones espaciales lo más alejadas posibles, dentro de un nivel de mínima energía.

Por lo tanto, para el carbono, la configuración electrónica detallada será : 1s22s22px12py1 en lugar de 1s22s22px2

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Concluyendo, para determinar la configuración electrónica de un elemento dado deben completarse con los electrones disponibles , los orbitales en orden de menor a mayor energía (utilizando la regla de las diagonales como ayuda) y teniendo en cuenta y principio de exclusión de Pauli y la regla de máxima multiplicidad de Hund.

Ej: Zr(Z= 40)

Sistema periódico y Tabla periódica Desarrollo histórico

Desde el momento en que se descubrieron los primeros elementos se intentó ordenarlos o clasificarlos para poder estudiar sus propiedades . Sin embargo, fue recién en el siglo pasado , después de la formulación de la teoría atómica de Dalton , cuando se lograron los primeros resultados. Dalton contribuyó fundamentalmente en este aspecto, porque a partir de su teoría comienza a hablarse por primera vez de “peso atómico de los elementos”.

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano

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Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una 'lista' consistente de los elementos.

Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.

Mendeléiev y Meyer

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el físico británico John William Strutt y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

Tabla periódica actual

La actual tabla periódica consiste de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las

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