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UNIDAD 1
QUÍMICA
Es la ciencia que estudia la composición, propiedades y transformaciones de la materia, como así también los cambios energéticos que acompañan a dichos procesos. MATERIA Es todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio. La masa es una medida de la cantidad de materia que hay en una muestra de cualquier material. La masa de un cuerpo es constante; el peso depende de su ubicación en el espacio. La masa de un objeto se puede determinar con facilidad empleando una balanza, proceso que, mal llamado, se denomina pesar y cuya denominación correcta es tarar. Según el sistema S.I. (Sistema Internacional) las unidades para la masa, aceleración de la gravedad y peso son respectivamente: Kilogramo (kg), m/s2 ,y Newton (N). Este último es el producto de los dos primeros. CUERPO Es una porción limitada de materia que impresiona nuestros sentidos por cualidades que le son propias. Todos los objetos o entes que forman el mundo material se denominan cuerpos ¿De qué está hecha la materia? Si bien estamos rodeados de materia, e incluso nosotros mismos estamos constituidos por materia, esta no siempre se presenta de la misma manera. Así, podemos decir que las distintas clases de materia constituyen las Sustancias ; o bien, podemos definir sustancia como una forma de materia que tiene una composición constante o definida y propiedades distintivas que la caracterizan. SUSTANCIA SIMPLE SUSTANCIA COMPUESTA Están constituidas por un solo tipo de elemento químico Ejemplo: Sodio (Na), Oxigeno (O 2 ), Ozono (O 3 ) Hierro (Fe), Fosforo (P 4 ), etc. Son aquéllas que están constituidas por diferentes elementos químicos. Las propiedades de los compuestos son muy diferentes de las de los elementos que los forman. Ejemplo: el agua (H2O), uno de los compuestos más abundantes, contiene dos veces al elemento hidrógeno y una vez al elemento oxígeno. Propiedades de la materia: Son las características que nos permiten diferenciar a la materia, y específicamente a las sustancias. Se las divide generalmente en dos tipos: físicas y químicas. Propiedades físicas: Son las que se refieren a la materia en sí misma, independientemente de su comportamiento ante otros cuerpos o sustancias. Las propiedades físicas se pueden medir y observar sin modificar la composición o identidad de la sustancia.
Propiedades extensivas: son las que dependen de la cantidad de materia considerada, independientemente del tipo de sustancia de que se trate. Estas propiedades permiten diferenciar cuerpos formados por sustancias iguales. Propiedades intensivas: Son las que dependen de la clase de materia considerada, es decir, de las sustancias que la componen; de allí que también se las denomina específicas o sustanciales. Estas propiedades permiten diferenciar a cuerpos formados por sustancias diferentes. Transformaciones físicas : son aquellos procesos que modifican a la materia, pero no dan lugar a la formación de nuevas sustancias: sólo cambian algunas propiedades de los cuerpos como posición, forma, tamaño, etc.). En la categoría de fenómenos físicos se incluyen los cambios de estado , que consisten en la transformación de una forma física en otra, debido a variaciones de la temperatura y/o presión. Ejemplos: Hielo → Agua líquida H2O (s)→ H2O (l) Agua líquida → Vapor de agua H2O (l) → H2O (g) Propiedades químicas: Son las que se ponen de manifiesto en las reacciones o transformaciones químicas, en el transcurso de las cuales una sustancia se transforma en una o más sustancias diferentes. Transformaciones químicas : son procesos mediante los cuales desaparecen unas sustancias o reactivos para aparecer otras nuevas o productos. Los cambios químicos, a diferencia de los físicos, involucran la formación de nuevas sustancias a partir de una o más sustancias iniciales. Ejemplos: Hierro + Oxígeno del aire → Óxido de hierro (III) 4 Fe(s) + 3 O2 (g) →2 Fe2O3 (s) Agua líquida→ Hidrogeno molecular + Oxigeno molecular H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g) Elementos químicos: Los elementos químicos son las unidades químicas fundamentales a partir de las cuales se forman las sustancias simples y compuestas. Elemento químico es cada uno de los diferentes tipos de átomos que constituyen la materia
Según las propiedades intensivas que presenten en su interior : de acuerdo a este criterio, los sistemas materiales pueden ser homogéneos, heterogéneos o inhomogéneos. Sistema homogéneo : se dice que un sistema es homogéneo cuando las partículas que lo constituyen tienen un tamaño inferior a una milimicra o nanómetro (10-9^ m) y por lo tanto no pueden ser visualizadas mediante el ultramicroscopio. Todas las partes de un sistema homogéneo poseen igual composición y propiedades intensivas, resultando imposible diferenciar unas de otras. Ejemplo: barra de hierro (sustancia pura); mezcla de alcohol y agua (solución). Sistema heterogéneo: un sistema es heterogéneo si está formado por partículas mayores de una milimicra, las cuales pueden ser visualizadas con el ultramicroscopio. Cada una de las partes de un sistema heterogéneo está separada del resto por superficies definidas, a través de las cuales las propiedades intensivas varían bruscamente. Estas partes son en sí mismas homogéneas y reciben el nombre de fase. A las diferentes clases de materia que constituyen un sistema material - homogéneo o heterogéneo- se las denomina componentes del sistema. Ejemplo: agua líquida y limaduras de hierro; hielo, vapor de agua y agua líquida. Fase : parte de un sistema material que está separado del resto por una superficie límite definida y que tiene iguales propiedades en todos los puntos de su masa. Componentes : son las diferentes sustancias que forman un sistema material Mezclas : Son asociaciones de dos o más sustancias - simples o compuestas - en proporciones variables, y donde cada no de los componentes conserva las propiedades fundamentales después de haber sido mezclados. El sistema formado al reunir agua y cloruro de sodio (sal de mesa) constituye una mezcla. Al igual que los compuestos, las mezclas están formadas por dos o más sustancias distintas, pero se diferencian en distintos aspectos, a saber: Los componentes de las mezclas son separables por procedimientos mecánicos (filtración, decantación, centrifugación), o físicos (extracción, destilación); los compuestos químicos resisten tales métodos de separación Las mezclas conservan las propiedades de sus componentes, mientras que los compu estos poseen propiedades diferentes a las que caracterizan a los elementos que les dieron origen Las mezclas se preparan reuniendo sus componentes en proporciones que pueden variarse, a veces dentro de límites muy amplios; los compuestos se forman a partir de los elementos constituyentes en proporciones definidas e invariables. La formación y descomposición de las mezclas corrientemente se acompaña de cambios de energía muy moderados; contrariamente, durante la síntesis y descomposición de compuestos ocurren importantes
variaciones energéticas. De acuerdo al tamaño de sus partículas , las mezclas se clasifican en soluciones, dispersiones coloidales y dispersiones groseras. Soluciones : Son mezclas óptica y mecánicamente homogéneas. Al ser mezclados, los componentes de una solución se fraccionan hasta llegar al estado de partículas que tienen un diámetro menor de un nanómetro (1x10-9^ m.). En razón de su tamaño y de la distribución uniforme que alcanzan en el seno de la solución, estas partículas no pueden ser visualizadas por medios ópticos (microscopio o ultramicroscopio), ni separadas por procedimientos mecánicos (filtración, decantación, centrifugación). Ejemplos: mezcla de agua y etanol; aleación de hierro y cromo; sal disuelta en agua Dispersiones coloidales o coloides : son mezclas óptimamente heterogéneas y mecánicamente homogéneas , donde uno de los componentes está fraccionado en forma de partículas llamadas micelas , que miden entre 1 y 100 nanómetros; de modo que pueden ser observadas bajo el ultramicroscopio, pero no es posible separarlas por medios mecánicos. Ejemplo: mezcla en agua de almidón. Dispersiones groseras : son mezclas óptica y mecánicamente heterogéneas, en las que cada uno de los componentes se encuentra al estado de partículas que poseen un tamaño mayor de 100 nanómetros, razón por la cual son visibles con el ultramicroscopio (a veces a simple vista) y fácilmente separables mediante procedimientos mecánicos. Debido a la gran inestabilidad que presentan estas mezclas, los componentes tienden a separarse entre sí por el sólo recurso de dejarlas en reposo. Ejemplo: mezclas en agua de carbonato de calcio, benceno o aceite. LA TEORÍA ATÓMICA. Magnitudes atómico-moleculares
a) El protón , cuya masa es aproximadamente igual a la del átomo más liviano, el hidrógeno. Con esta base asignamos al protón el 1 como número másico. La carga del protón es una unidad positiva (+1), igual en magnitud a la del electrón (-1). b) El neutrón que es una partícula sin carga y de igual masa que el protón. El número másico del neutrón es, como el del protón, igual a 1. Protones y neutrones son las partículas fundamentales del núcleo y se denominan nucleones. Número atómico: Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en su núcleo. Este número es una propiedad básica del elemento, y se llama número atómico (Z). Número atómico = número de protones Z = p+ Número másico: Dado que se asigna un número másico igual a 1 tanto al protón como al neutrón, el número másico (A) de un átomo se obtiene sumando el número de neutrones y protones que tiene su núcleo. Número másico = número de protones + número de neutrones La composición de un núcleo se indica por su símbolo nuclear. El número atómico aparece como un subíndice en la parte inferior izquierda del símbolo del elemento, y el número másico como un superíndice en la parte superior derecha. Por ejemplo: 11 Na23^92 U238^26 Fe Isótopos: Denominamos isótopos a los átomos de un elemento cuyos núcleos poseen el mismo número de protones, pero difieren en la cantidad de neutrones , razón por la cual presentan igual número atómico y diferente número másico. La mayoría de los elementos naturales están constituidos por dos o más isótopos, de los cuales habitualmente predomina uno. Por ejemplo, para el hidrógeno: Isótopo masa 1: 1 H^1 = 1p+^ 0 n° 1 e-^ (protio) Isótopo masa 2: 1 H^2 = 1p+^ 1 n° 1 e-^ (deuterio) Isótopo masa 3: 1 H^3 = 1p+^ 2 n° 1 e-^ (tritio) y para el carbono: Isótopo masa 12: 6 C^12 = 6p+^ 6 n° 6 e- Isótopo masa 13: 6 C^13 = 6p+^ 7 n° 6 e- Isótopo masa 14: 6 C^14 = 6p+^ 8 n° 6 e- Moléculas:
Según la teoría atómico-molecular clásica, expuesta por Dalton, todos los sistemas materiales están constituidos por partículas separadas entre sí, suficientemente pequeñas como para ser invisibles al microscopio óptico. De acuerdo a esta teoría:
- Cada elemento está formado por corpúsculos llamados átomos.
- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí.
- Los átomos de distintos elementos difieren, por lo menos, en su masa.
- Cuando los átomos, iguales o distintos, se agrupan, forman moléculas.
- La molécula es la menor porción de sustancia que conserva sus propiedades. Toda sustancia, simple o compuesta, está constituida por moléculas , las cuales son definidas de dos maneras distintas: De acuerdo a las propiedades: una molécula es la menor porción aislable de una sustancia. Desde un punto de vista estructural: una molécula está constituida por una agrupación de átomos , según una relación numérica constante y entera. Las moléculas se comportan como objetos sencillos, concretos (como partículas). Entonces, ahora podemos definir: Sustancias simples : aquellas cuyas moléculas están formadas por átomos de un mismo elemento. Ejemplo: C(grafito), C(diamante), oxígeno (O 2 ), ozono (O 3 ), Helio (He), etc. Sustancias compuestas o compuestos químicos : aquellas cuyas moléculas o unidades estructurales están formadas por átomos pertenecientes a más de un elemento. Ejemplo: agua (H 2 O), tetracloruro de carbono (CCl 4 ), bromuro de hidrógeno (HBr), etc. Fórmula química: Es una representación simbólica de las sustancias, que como mínimo indica los elementos que la forman, y el número relativo de átomos de cada elemento. En los compuestos moleculares, la fórmula química representa la molécula del mismo. Cabe destacar que: Un compuesto molecular está formado por moléculas, que generalmente consisten en un número pequeño de átomos no metálicos unidos mediante un enlace covalente. Podemos distinguir: Fórmula empírica: es la fórmula más sencilla para un compuesto; muestra los tipos de átomos diferentes y sus números relativos. En una fórmula empírica los subíndices se reducen a la razón de números enteros más sencilla. Por ejemplo P 2 O 5 es la fórmula empírica para un compuesto cuya moléculas tienen la fórmula P 4 O 10. Fórmula molecular : se basa en una molécula real de un compuesto. En algunos casos, las fórmulas empírica y molecular son idénticas. Ejemplo: H 2 O, CO 2 , NH 3. En otros casos, la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Por ejemplo, la fórmula empírica del ácido acético es CH 2 O y su fórmula molecular es C 2 H 4 O 2
Ejemplo para sustancias compuestas: BF 3 , NH 3 , etc. Generalizando: A 3 B
- Poliatómicas: integradas por varios átomo s Ejemplo para sustancias simples: S 8 , etc. Generalizando: X n Ejemplos para sustancias compuestas: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 , etc. Generalizando: ApBCq Iones: Los iones son partículas con carga , originadas a partir de átomos o moléculas por pérdida o ganancia de electrones. Un ion con carga neta positiva se denomina catión ; un ion con carga neta negativa se llama anión. Por ejemplo, un átomo de sodio (Na) puede perder con facilidad un electrón para convertirse en un catión, representado por Na+^ (catión sodio): Átomo de Na → ion Na+^ + e- (11 p+^ , 11 e-^ ) (11 p+^ , 10 e-) Del mismo modo, un átomo de calcio puede perder dos electrones para convertirse en el catión calcio (Ca2+). Átomo de Ca → ion Ca2+^ + 2 e- (20 p+, 20 e-) (20 p+, 18 e-) Por otra parte, un átomo de cloro (Cl) puede ganar un electrón y convertirse en un anión, representado por Cl-^ (anión cloruro). Átomo+ de Cl- + e-^ → ion+ Cl-^ - (17 p , 17 e ) (17 p , 18 e ) Un átomo de oxígeno puede aceptar dos electrones para formar el íon óxido (O2-) Átomo de O + 2 e-^ → ion O2- (8 p+, 8 e-) (8 p+, 10 e-) H H B H
Masas atómicas: La masa atómica de un elemento es un número que nos dice cuánto pesa en promedio, el átomo de un elemento en comparación con el átomo de otro elemento. A lo largo del tiempo se han utilizado distintos tipos de patrones. En 1961 se acordó asignar una masa atómica de exactamente 12, al isótopo más abundante del carbono 6 C^12. Las masas atómicas usadas en la actualidad se basan en la escala del carbono-. Cuando decimos que la masa atómica del sodio (Na) es 22,98977, queremos decir que su peso es 22, / 12,00000 = 1,915814 veces la de un átomo de carbono 6 C^12. En esta nueva escala, La masa atómica relativa de un elemento es el cociente entre la masa de ese elemento y la doceava parte de la masa del C-. En símbolos: El peso atómico se expresa en una unidad llamada unidad de masa atómica (uma) , donde: 1 uma = 1,66056 x 10-24^ g Se define la uma asignando una masa de exactamente 12 uma al isótopo 12 C de carbono. En estas unidades la masa del átomo de hidrógeno-1 es 1,0080 uma y la del átomo de oxígeno-16 es 15,995 uma.
En resumen, el número de átomos que hay en 12,01 g de C, en 32,06 g de S y en 63,55 g de Cu es el mismo. La respuesta a esta pregunta nos sugiere otra más difícil: ¿Cuál es el número de átomos que hay en cada una de las tres muestras? Este problema ha sido estudiado durante un siglo, por lo menos. Se han llevado a cabo diversos experimentos para determinar este número, que se conoce como número de Avogadro. Con cuatro cifras significativas, el número de Avogadro es igual a 6,022 x 10^23. Conociendo el número de Avogadro y la masa atómica de un elemento, es posible calcular la masa de un átomo individual. Ejemplo : Basándote en el número de Avogadro calcula la masa de un átomo de azufre. Solución : Sabemos que el peso atómico del azufre es 32,06; por lo tanto, en 32,06 g de azufre hay 6,022 x 10 23 átomos de azufre. Entonces: 6,022 x 10^23 átomos de S -------- 32,06 g 1 átomo de S ---------------------- x = (1 átomo x 32,06 g) / 6,022 x 10^23 át. x = 5,324 x 10 -23^ g También podemos calcular el número de átomos que hay en una cantidad determinada de cualquier elemento. Ejemplo : Basándote en el número de Avogadro, calcula el número de átomos de azufre que hay en 1,00 g de ese elemento. Solución : Si en 32,06 g de S hay --------- 6,022 x 10^23 átomos de S En 1,00 g de S ----- x = (1,00 g x 6,022 x 10^23 átomos) / 32,06 g X = 1,878 x 10^22 átomos Mol: Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantos entes elementales como el número exacto de átomos contenidos en 12 g de 12 C. El mol es la única unidad "química" que existe, y está estrechamente vinculada con la unidad de masa Es conveniente, entonces, pensar en un mol como un número fijo de partículas. Así un mol de iones, átomos o moléculas contiene el número de Avogadro de las mismas: 1 mol de átomos de H = 6,022 x 10^23 átomos de H 1 mol de moléculas de H 2 = 6,022 x 10^23 moléculas de H 2 1 mol de moléculas de H 2 O = 6,022 x 10^23 moléculas de H 2 O 1 mol de iones NO 3 -^ = 6,022 x 10^23 iones NO 3 - Así mismo: 1 mol de NaCl = 6,022 x 10^23 unidades fórmula de NaCl 1 mol de electrones = 6,022 x 10^23 electrones Masa molar: Por definición, entonces, un mol de 12 C pesa 12 g. Como en 32,06 g de S hay también 6,02 (^) x 1023 átomos (N° de Avogadro), entonces, 32,06 g es lo que pesa el mol de S.
Vemos así que: 1 mol de S --- contiene 6,022 x 10^23 átomos --- y pesa 32,06 g 1 mol de Cu --- contiene 6,022 x 10^23 átomos --- y pesa 63,55 g La masa en gramos de un mol de sustancia se denomina masa molar. La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formular (en uma). En general, podemos decir para cualquier sustancia que un mol pesa X gramos, donde X es el peso de la fórmula, es decir, la suma de los pesos atómicos de la fórmula. Ejemplo : Calcula cuánto pesa un mol de a) N 2 ; b) NH 3 ; c) KBr Solución : 1 mol de N 2 contiene 2 moles de átomos de N, y pesa 2(14,00 g) = 28,0 g masa molar (mM) = 28 g/mol 1 mol de NH 3 contiene 1 mol de átomos de N y 3 moles de átomos de H, y pesa 14,00 g + 3(1, g) = 17,03 g mM = 17,03 g/mol 1 mol de KBr contiene un mol de iones K+^ y un mol de iones Cl-, y pesa 39,10 g + 79,90 g = 119 g mM = 119 g/mol En este último ejemplo, en realidad el compuesto iónico KBr contiene un mol de iones K+^ y un mol de iones Cl-. Como el peso de los iones es prácticamente igual al de los átomos originales (debido a que la masa de los electrones ganados o perdidos es despreciable), se toma el peso atómico para cada uno de ellos. Conversiones mol - gramo: Es corriente tener que transformar moles a gramos y viceversa. Tales conversiones se hacen fácilmente si se conoce el peso formular de las sustancias por convertir. Ejemplo 1 : Calcula el número de moles que hay en 212 g de H 2 SO 4 Solución : 98 g de H2SO4 ------------- 1 mol 212 g de H 2 SO4 ------------- x = (212 g x 1 mol) / 98 g = 2,16 mol Ejemplo 2 : Calcula la masa en gramos de 1,69 moles de H 2 CO 3 Solución : Peso de la fórmula del H 2 CO 3 = 62 uma Masa molar del H 2 CO 3 = 62 g/mol 1 mol de H2CO3 ------------- 62 g 1,69 moles H 2 CO3 ------------- x = (1,69 moles x 62 g) / 1 mol = 104,8 g
Está formado por 2 x (6,022 x 10^23 ) átomos de hidrógeno El hidrógeno aporta 2 grs/mol a cada mol de agua Está formado por 1 mol de átomos de oxígeno Está formado por 6,022 x 10^23 átomos de oxígeno El oxígeno aporta 16 grs/mol a cada mol de agua Composición porcentual de un compuesto a partir de la fórmula La composición porcentual representa el porcentaje con que cada elemento contribuye a la masa total del compuesto. Ejemplo : El carbonato ácido de sodio, conocido comúnmente como bicarbonato de sodio, se emplea en muchos productos medicinales para combatir la acidez del estómago. Su fórmula es NaHCO 3. ¿Cuál es el porcentaje en masa del Na, H, C y O que hay en este compuesto? (Masas atómicas: Na = 22,99; H = 1,01; C = 12,01; O = 16,00) Solución : En un mol de NaHCO 3 hay: 22,99 g de Na (1 mol de átomos de Na) 12,01 g de C (1 mol de átomos de C) 1,01 g de H (1 mol de átomos de H) 48,00 g de O (3 moles de átomos de O) La masa de 1 mol de NaHCO 3 es: 22,99 g + 1,01 g + 12,01 g + 48,00 g = 84,01 g El porcentaje de Na (% de Na) se calculará: 84,01 g de NaHCO 3 --------- 22,99 g de Na 100,00 g de NaHCO 3 --------- x = 27,36 % (27,36 g de Na en 100 g de NaHCO 3 ) % de H: 84,01 g de NaHCO 3 --------- 1,01 g de H 100,00 g de NaHCO 3 --------- x = 1,20 % (1,20 g de H en 100 g de NaHCO 3 ) % de C: 84,01 g de NaHCO 3 --------- 12,01 g de C 100,00 g de NaHCO 3 --------- x = 11,30 % (11,30 g de C en 100 g de NaHCO 3 ) % de O: 84,01 g de NaHCO 3 --------- 48,00 g de O 100,00 g de NaHCO 3 --------- x = 57,14 % (57,14 g de O en 100 g de NaHCO 3 ) La suma de los porcentajes debe dar 100 27,36 + 1,20 + 14,30 + 57,14 = 100, Cálculo de fórmula empírica y fórmula molecular La composición en porcentaje o porcentual de un compuesto se determina frecuentemente por análisis químicos, es decir, experimentalmente. Este dato puede utilizarse, entonces, para hallar la fórmula empírica del compuesto.
Ejemplo : La vitamina C contiene 40,9 % de C; 4,58 % de H y 54,5 de O (porcentajes o tanto por ciento en masa de los elementos). Determinar su fórmula empírica. Solución :
- En primer lugar calculamos el número de moles de cada elemento dividiendo el porcentaje por la masa atómica. a. moles de C = 40,9 % = 3, 12 b. moles de H = 4,58 % = 4, 1 c. moles de O = 54,5 % = 3, 16
- Para hallar la relación más simple dividimos cada uno de ellos (a, b y c) por el número más pequeño (en el ejemplo es 3,41) C = 3,41 = 1 3, H = 4,58 = 1, 3, O = 3,41 = 1 3,
- Para llevar cada valor a un número entero, multiplicamos a cada uno por un número también entero; para este ejemplo es 3.
- Entonces la fórmula empírica es: C 3 H 4 O 3 Para calcular la fórmula molecular , debemos partir de la fórmula mínima o empírica y la masa molecular relativa. Ejemplo : la masa molecular de la vitamina C es igual a 176 (dato) Fórmula molecular = (Fórmula empírica)n n = masa molecular dato = 176 = 2 masa molecular calculada 88 de la fórmula empírica Fórmula molecular = (C 3 H 4 O 3 ) 2 = C 6 H 8 O 6 UNIDAD 3 Estructura atómica y Tabla periódica Visión mecano-cuántica de los átomos:
(c) Figura 2.1. Forma de los orbitales atómicos. (a) orbitales s ; (b) orbitales p ; (c) orbitales d. ▪ Número Cuántico Magnético ( ml ): Este número cuántico se relaciona con la orientación espacial de los orbitales. Para cada valor de ℓ existen (2 ℓ +1) valores posibles de ml , pudiendo asumir este último todos los valores enteros posibles entre – ml y + ml. Por ejemplo, si ℓ = 1, entonces ml asumirá los siguientes valores: -1, 0, 1. Estos valores se corresponden con los orbitales px , py , pz según sea su orientación en el espacio con respecto a los ejes x, y, z, respectivamente. ▪ Número Cuántico de Spin ( s , ms ): Determina el sentido de rotación sobre sí mismo del electrón. Toma valores de +1/2 y –1/2 según gire en sentido horario u antihorario (el signo es convencional). Es el único número cuántico que no resulta de la función de onda de Schröedinger, sino de otras consideraciones. Un grupo de orbitales con el mismo valor de n se denomina capa electrónica. Uno o más orbitales con el mismo conjunto de valores para n y para ℓ constituyen una subcapa , o más correctamente expresado, subnivel. Cada subnivel se designa por un número (el valor de n ) y una letra ( s , p , d , o f ), correspondiendo al valor de ℓ. Los valores posibles de los tres números cuánticos hasta n = 4 (cuarto nivel) se resumen en la siguiente tabla: Principio de exclusión de Pauli: Este principio establece que no puede haber en un átomo 2 electrones con sus cuatro números cúanticos iguales ; de manera que si 2 electrones tuviesen iguales n , ℓ y ml , el sentido de rotación, ms , deberá ser diferente Configuración electrónica: Conociendo los números cuánticos podemos identificar completamente a un electrón de cualquier orbital en cualquier átomo; así mismo, a través de los números cuánticos y de ciertas reglas, podemos conocer cómo se distribuyen todos los electrones que constituyen parte de un átomo ó ion. Esta distribución es lo que se denomina configuración electrónica. La misma se puede denotar: a) con letras y números solamente
b) con casillas cuánticas (diagrama de orbitales) La distribución se lleva a cabo completando ordenadamente los orbitales en orden creciente de energía: Figura 2.2. Energía de los orbitales. Así, podemos representar la configuración electrónica del Helio (Z=2) como: a) 1s^2 En donde 1 representa el número cuántico principal n ; s representa el número cuántico secundario ℓ., y el superíndice indica la cantidad de electrones del subnivel s. c) Mediante casillas cuánticas: Regla de Hund: Es una regla empírica (establecida sobre la base de observaciones experimentales), obtenida en el estudio de los espectros de emisión atómicos, que dice: La distribución más estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga mayor número de spines paralelos. Ejemplo: Para el Carbono (Z=6) tenemos las siguientes configuraciones posibles: La regla de Hund nos dice que, si bien ambas cumplen con el principio de exclusión de Pauli la primera es más estable (tiene menor energía) por tener ambos electrones del subnivel p desapareados (spines paralelos). Las sustancias cuyos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos) son repelidas muy débilmente por los campos magnéticos y se llaman sustancias diamagnéticas. Por el contrario, aquéllas que contienen electrones desapareados son atraídas fuertemente por los campos magnéticos y se denominan paramagnéticas. Reglas de asignación de electrones a los orbitales:
- Cada nivel energético de número cuántico n tiene n subniveles.
- Cada subnivel de número cuántico l tiene (2ℓ +1) orbitales.
- No se pueden colocar más de 2 electrones por orbital.
