Átomo
TRANSCRIPT
ÁtomoDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a navegación, búsqueda Para el personaje de cómics, véase Átomo (cómic).
Representación de un átomo de helio.
En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes; también, se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible)1 es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
Su denso núcleo representan el 99.9% de la masa del átomo, y está compuesto de bariones llamados protones y neutrones, rodeados por una nube de electrones, que -en un átomo neutral- igualan el número de protones. .
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.2 3
Evolución del modelo atómico
Los elementos básicos de la materia son tres.
Cuadro general de las partículas, quarks y leptones.
Diferencia entre los bariones y los mesones.
Diferencia entre fermiones y bosones.
Tamaño relativo de las diferentes partículas atómicas.
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.
Modelo de DaltonArtículo principal: Modelo atómico de John Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.[11] Este primer modelo atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).
Modelo de Thomson
Modelo atómico moderno
Funciones de onda de los primeros orbitales atómicos
Modelo atómico de Thomson
Artículo principal: Modelo atómico de Thomson
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo
modificado a partir del de Thompson donde las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior del "pastel" (la carga positiva).
Detalles del modelo atómico
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
Modelo de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford
Artículo principal: Modelo atómico de Rutherford
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
Modelo de Bohr
Modelo atómico de Bohr
Artículo principal: Modelo atómico de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía. Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables. Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a
una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso de energía radiada.
Bohr no puede explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
Modelo de Schrödinger
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de
sábado 8 de noviembre de 2008
MODELOS ATOMICOS
Democrito y Leucipo, filósofos griegos, en el siglo V a. C fueron los primeros en introducir la
palabra átomo, definiéndola como una porción de la materia que era indivisible (a = sin, tome =
división ).
Modelo atómico de Dalton
El concepto de átomo se ignoro durante muchos siglos, hasta que a fines del siglo XVIII el ingles
John Dalton(1766-1844) vuelve al tema del átomo y propone la primera teoría atómica basándose
en las leyes de las proporciones definidas y múltiples; enuncia los siguientes postulados:
1) La materia esta constituida por átomos los cuales son partículas indestructibles (muy pequeñas,
de forma esférica, sólidas y de peso fijo)
2) Los átomos de un elemento del mismo elemento son todos iguales entre si.
3) Los átomos de un elemento son diferentes de los otros.
4) Al combinarse, los átomos los hacen en proporciones definidas y con números enteros.
Publicado por KokOToRRawwwr!PoWeR en 19:15 1 comentarios
viernes 7 de noviembre de 2008
Modelo atómico de Thomson
Años después, se experimento con tubos de descarga de Crookes (conocidos comúnmente como
tubos de rayos catódicos) y se demostró que la materia es de naturaleza eléctrica, aunque esto ya
era conocido por los griegos; por primera vez se pensó que la materia se podía dividir.
A fines del siglo XIX, Joseph John Thomson (1856-1940) sugirió un modelo atómico semejante a
un “budín con pasas”, donde el átomo era una esfera de electrificación positiva en la que se
encontraban incrustados los electrones.
Publicado por KokOToRRawwwr!PoWeR en 19:17 0 comentarios
jueves 6 de noviembre de 2008
Modelo Atómico de Perrin
En 1895 Jean B. Perrin demostró que los rayos depositaban cargas eléctricas negativas en un
colector de cargas depositado en el interior del tubo.
Jean-Baptiste Perrin (1870-1942) modifico el modelo de Thomson sugiriendo por primera vez que
las cargas negativas son externas al “budín”.
Publicado por KokOToRRawwwr!PoWeR en 14:00
miércoles 5 de noviembre de 2008
Modelo atómico de Rutherford
En 1911, Ernest Rutheford (1871-1937) con base en su experimento de la dispersión de las
partículas alfa al chocar con laminas de oro y platino – ideo un modelo atómico con las siguientes
características:
a) El átomo esta formado por un núcleo donde se localiza toda su carga positiva y la mayor parte
de su masa.
b) Alrededor del núcleo giran los electrones formando una nube electrónica.
c) Los átomos son neutros por que el numero de electrones es igual.
Publicado por KokOToRRawwwr!PoWeR en 19:22 0 comentarios
martes 4 de noviembre de 2008
Modelo atómico de Bohr
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso un modelo atómico para
explicar la estructura atómica, fundamentando su teoría en la teoría cuantica
propuesta por Max Plank (1858-1947) se baso en los siguientes postulados:
Los electrones en los átomos se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o en
niveles de energía definidos.
Mientras los electrones se mueven en orbitas o en niveles de energía definidos, no
absorben ni desprenden energía.
Los electrones pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energía, y viceversa,
siempre y cuando absorban o desprendan la energía necesaria.
Cuando los electrones absorben o desprenden energía lo hacen en cantidades unitarias
llamadas cuantos, que corresponden a la diferencia de energía entre los dos niveles.
Publicado por KokOToRRawwwr!PoWeR en 19:26 0 comentarios
lunes 3 de noviembre de 2008
Modelo atómico de Sommerfeld
En 1916, Arnold Sommerfeld (1868-1951) con la ayuda de la teoría de la reactividad de Albert
Einsten (1876-1955) hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
a) Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elípticas.
b) A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.
c) El electrón una corriente.
Para describir los nuevos subniveles, Sommerfeld introdujo un parámetro llamado numero cuantico
azimutal, que designo con la letra L.
Publicado por KokOToRRawwwr!PoWeR en 19:29 3 comentarios
domingo 2 de noviembre de 2008
Modelo atómico de Schrodinger
Partiendo de las ideas de Planck y Louis de Broglie (1892-1987) y aplicando las matemáticas de
William Rowan Hamilton (1805-1865), Edwin Schrodinger (1887-1961) desarrollo un modelo
matemático en donde aparecen tres parámetros: N, L y M, no fijo trayectorias determinadas para
los electrones, solo la probabilidad de se hallen en una zona explica parcialmente los espectros de
emisión de todos los elementos. Sin embargo, a lo largo del siglo XX han sido necesarias nuevas
mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.
IsótopoDe Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a navegación, búsqueda
Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Isótopo}} ~~~~
En la esquina inferior derecha de esta placa fotográfica de Joseph John Thomson están marcados los dos isótopos del neón: neón-20 y neón-22.
Se denominan isótopos (del griego: ἴσος, isos = mismo; τόπος, tópos = lugar) a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen cantidad diferente neutrones, y por tanto, difieren en masa. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural; en contraste, el estaño es el elemento con más isótopos estables.
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el Uranio, cuyos isótopos están constantemente en decaimiento, lo que los hace radiactivos. Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedad de muestras naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre y cuando, se conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en relación a los que ya han decaído. Gracias a este método de datación, conocemos la edad de la tierra. Los rayos cósmicos hacen inestables a isótopos estables de Carbono que posteriormente se adhieren a material biológico, permitiendo así estimar la edad aproximada de huesos, telas, maderas, cabello, etc. Se
obtiene la edad de la muestra, no la del propio isótopo, ya que se tienen en cuenta también los isótopos que ya han desintegrado en la misma muestra. Se sabe el número de isótopos desintegrados con bastante precisión, ya que no pudieron haber sido parte del sistema biológico amenos que hubieran sido aún estables cuando fueron absorbidos.
Contenido[ocultar]
1 Tipos de isótopos 2 Notación 3 Radioisótopos 4 Aplicaciones de los isótopos
o 4.1 Utilización de las propiedades químicas o 4.2 Utilización de las propiedades nucleares
5 Notas 6 Véase también 7 Enlaces externos
[editar] Tipos de isótopos
Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo.
Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: 12 C , 13 C y 14 C . Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.
Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1.200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen una semivida extremadamente larga comparada con la edad de la Tierra.
Isótopos mas abundantes en el Sistema solar [ 1 ]
IsótopoNúcleos por
millón
Hidrógeno-1 705.700
Hidrogeno -2 23
Helio-4 275.200
Helio-3 35
Oxígeno-16 5.920
Carbono-12 3.032
Carbono-13 37
Neón-20 1.548
Neón-22 208
Hierro-56 1.169
Hierro-54 72
Hierro-57 28
Nitrógeno-14
1.105
Silicio-28 653
Silicio-29 34
Silicio-30 23
Magnesio-24 513
Magnesio-26 79
Magnesio-25 69
Azufre-32 396
Argón-36 77
Calcio-40 60
Aluminio-27 58
Níquel-58 49
Sodio-23 33
[editar] Notación
Los isótopos se denotan por el nombre del elemento correspondiente seguido por el número másico (protones + neutrones), separados habitualmente por un guión (carbono-12, carbono-14, uranio-238, etc.). En forma simbólica, el número de nucleones se añade como superíndice a la izquierda del símbolo químico: 3H (hidrógeno-3).
Algunos poseen nombre propio, por ejemplo: protio, deuterio y tritio son los nombres de 1H, 2H y 3H respectivamente.
[editar] RadioisótoposArtículo principal: Radioisótopos
Diagrama de los isótopos del hidrógeno.
Los radioisótopos son isótopos radiactivos ya que tienen un núcleo atómico inestable (por el balance entre neutrones y protones) y emiten energía y partículas cuando cambia de esta forma a una más estable. La energía liberada al cambiar de forma puede detectarse con un contador Geiger o con una película fotográfica.
Cada radioisótopo tiene un periodo de desintegración o semivida características. La energía puede ser liberada, principalmente, en forma de rayos alfa (núcleos de helio), beta (electrones o positrones) o gamma (energía electromagnética).
Varios isótopos radiactivos inestables y artificiales tienen usos en medicina. Por ejemplo, un isótopo del tecnecio (99mTc) puede usarse para identificar vasos sanguíneos bloqueados. Varios isótopos radiactivos naturales se usan para determinar cronologías, por ejemplo, arqueológicas.
[editar] Aplicaciones de los isótopos
Existen numerosas aplicaciones que utilizan las diferentes propiedades entre los isótopos de un mismo elemento;
[editar] Utilización de las propiedades químicas
En el marcaje isotópico, se usan isótopos inusuales como marcadores de reacciones químicas. Los isótopos añadidos reaccionan químicamente igual que los que están presentes en la reacción, pero después se pueden identificar por espectrometría de masas o espectroscopia infrarroja. Si se usan radioisótopos, se pueden detectar también gracias a las radiaciones que emiten y la técnica se llama marcaje radiactivo o marcaje radioisotópico.
La datación radiactiva es una técnica similar, pero en la que se compara la proporción de ciertos isótopos de una muestra, con la proporción en que se encuentran en la naturaleza.
La sustitución isotópica, se puede usar para determinar el mecanismo de una reacción gracias al efecto cinético isotópico.
[editar] Utilización de las propiedades nucleares
Diferentes variedades de espectroscopia se basan en las propiedades únicas de nucleidos específicos. Por ejemplo, la espectroscopia por resonancia magnética nuclear (RMN), permite estudiar sólo isótopos con un spin distinto de cero, y los nucleidos más usados son 1H, 2H,13C y 31P.
La espectroscopia Mössbauer también se basa en las transiciones nucleares de nucleidos específicos, como el 57Fe.
Los radionucleidos, también tienen aplicaciones importantes, las centrales nucleares y armas nucleares requieren cantidades elevadas de ciertos nucleidos. Los procesos de separación isotópica o enriquecimiento isotópico representan un desafío tecnológico importante.
IonDe Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a navegación, búsqueda
Para otros usos de este término, véase Ion (desambiguación).
Solución de sal común en agua. El cloruro de sodio de la sal se descompone en dos iones: el catión sodio y el anión cloruro.
Ion amonio.
Un ion, también escrito ión,[1] (‘el que va’, en griego; siendo ἰών [ión] el participio presente del verbo ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por haber mas electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).
'Anión' y 'catión' significan:
Anión: "el que va hacia arriba". Tiene carga eléctrica negativa. Catión: "el que va hacia abajo". Tiene carga eléctrica positiva.
'Ánodo' y 'cátodo' utilizan el sufijo '-odo', del griego odos (-οδος), que significa camino o vía.
Ánodo: "camino ascendente". Cátodo: "camino descendente".
Un ion conformado por un solo átomo se denomina ion monoatómico, a diferencia de uno conformado por dos o más átomos, que se denomina ion poliatómico.
Contenido[ocultar]
1 Energía de ionización 2 Clases de iones
o 2.1 Aniones o 2.2 Cationes o 2.3 Otros iones o 2.4 Plasma
3 Algunas aplicaciones de los iones 4 Iones frecuentes 5 Notas 6 Véase también
[editar] Energía de ionizaciónArtículo principal: Energía de ionización
La energía necesaria para separar completamente el electrón más débilmente unido de la corteza electrónica de un átomo en su estado fundamental, y de tal manera que en el electrón arrancado no quede ninguna energía residual (ni potencial ni cinética) se denomina primera energía de ionización y el potencial eléctrico equivalente (es decir, la energía dividida por la carga de un único electrón) se conoce como el potencial de ionización. Estos términos también se emplean para describir la ionización de las moléculas y los sólidos, pero los valores no son constantes debido a que la ionización puede estar afectada por factores como: la temperatura, la química y la geometría superficial.
Las unidades del sistema internacional, (SI) para la energía de ionización son los J/mol, aunque se usan con más frecuencia los KJ/mol, cuando se refiere a cantidades molares y eV (electrón-voltio) cuando se refiere a átomos transcriptos.
[editar] Clases de iones
[editar] AnionesArtículo principal: Anión
En los iones negativos, aniones, cada electrón, del átomo originalmente neutro, está fuertemente retenido por la carga positiva del núcleo. Al contrario que los otros electrones del átomo, en los iones negativos, el electrón adicional no está vinculado al núcleo por fuerzas de Coulomb, lo está por la polarización del átomo neutro. Debido al corto rango de esta interacción, los iones negativos no presentan series de Rydberg, Un átomo de Rydberg es un átomo con uno o más electrones que tienen un número cuántico principal muy elevado.
[editar] CationesArtículo principal: Catión
Los cationes son iones positivos. Son especialmente frecuentes e importantes los que forman la mayor parte de los metales.
[editar] Otros iones
Un dianión es una especie que tiene dos cargas negativas sobre ella. Por ejemplo: el dianión del pentaleno es aromático.
Un zwitterión es un ion con una carga neta igual a cero pero que presenta dos cargas aisladas sobre la misma especie, una positiva y otra negativa por lo tanto es negativo
Los radicales iónicos son iones que contienen un número irregular de electrones y presentan una fuerte inestabilidad y reactividad.
[editar] PlasmaArtículo principal: Plasma
Se denomina plasma a un fluido gaseoso de iones. Incluso, se puede hablar de plasma en muestras de gas corriente que contengan una proporción apreciable de partículas cargadas. Se puede considerar a un plasma como un nuevo estado de la materia, (aparte de los estados sólido, líquido y gaseoso), concretamente el cuarto estado de la materia, puesto que sus propiedades son muy distintas a los estados usuales. Los plasmas de los cuerpos estelares contienen, de manera predominante, una mezcla de electrones y protones, estimándose que su proporción es del 99,9% del universo visible.[2]
[editar] Algunas aplicaciones de los iones
Los iones son esenciales para la vida. Los iones sodio, potasio, calcio y otros, juegan un papel esencial en la biología celular de los organismos vivos, en particular en las membranas celulares. Hay multitud de aplicaciones basadas en el uso de iones y cada día se descubren más, desde detectores de humo hasta motores iónicos. Los iones inorgánicos disueltos son un componente de los sólidos (sólidos totales disueltos) presentes en el agua e indican la calidad de esta.
Véase también: Potencial electroquímico
[editar] Iones frecuentes
Cationes frecuentes
Nombre Fórmul Nombre
Aniones frecuentes
Nombre formal Fórmula Nombre
común a tradicional
Cationes simples
Aluminio Al3+ Aluminio
Bario Ba2+ Bario
Berilio Be2+ Berilio
Cesio Cs+ Cesio
Calcio Ca2+ Calcio
Cromo (II) Cr2+ Cromoso
Cromo (III) Cr3+ Crómico
Cromo (VI) Cr6+ Percrómico
Cobalto (II) Co2+ Cobaltoso
Cobalto (III) Co3+ Cobáltico
Cobre (I) Cu+ Cuproso
Cobre (II) Cu2+ Cúprico
alternativo
Aniones simples
Arseniuro As3−
Azida N3−
Bromuro Br−
Carburo C4−
Cloruro Cl−
Fluoruro F−
Fosfuro P3−
Hidruro H−
Nitruro N3−
Óxido O2−
Peróxido O22−
Sulfuro S2−
Galio Ga3+ Galio
Helio He2+ (partícula α)
Hidrógeno H+ (Protón)
Hierro (II) Fe2+ Ferroso
Hierro (III) Fe3+ Férrico
Plomo (II) Pb2+ Plumboso
Plomo (IV) Pb4+ Plúmbico
Litio Li+ Litio
Magnesio Mg2+ Magnesio
Manganeso (II)
Mn2+ Hipomanganoso
Manganeso (III)
Mn3+ Manganoso
Manganeso (IV)
Mn4+ Mangánico
Yoduro I−
Oxoaniones
Arseniato AsO43−
Arsenito AsO33−
Borato BO33−
Bromato BrO3−
Hipobromito BrO−
Carbonato CO32−
Hidrógenocarbonato
HCO3− Bicarbonato
Clorato ClO3−
Perclorato ClO4−
Clorito ClO2−
Hipoclorito ClO−
Manganeso (VII)
Mn7+ Permangánico
Mercurio (II) Hg2+ Mercúrico
Níquel (II) Ni2+ Niqueloso
Níquel (III) Ni3+ Niquélico
Potasio K+ Potasio
Plata Ag+ Argéntico
Sodio Na+ Sodio
Estroncio Sr2+ Estroncio
Estaño (II) Sn2+ Estanoso
Estaño (IV) Sn4+ Estánico
Zinc Zn2+ Zinc
Cationes poliatómicos
Amonio NH4+
Cromato CrO42−
Dicromato Cr2O72−
Yodato IO3−
Nitrato NO3−
Nitrito NO2−
Fosfato PO43−
Hidrógenofosfato HPO42−
Dihidrógenofosfato H2PO4−
Permanganato MnO4−
Fosfito PO33−
Sulfato SO42−
Tiosulfato S2O32−
Hidrógenosulfato HSO4− Bisulfato
Sulfito SO32−
Hidronio H3O+
Nitronio NO2+
Mercurio (I) Hg22+ Mercurioso
Hidrógenosulfito HSO3− Bisulfito
Aniones de ácidos orgánicos
Acetato C2H3O2−
Formiato HCO2−
Oxalato C2O42−
Hidrógenooxalato HC2O4− Bioxalato
Otros aniones
Hidrógenosulfuro HS− Bisulfuro
Telururo Te2−
Amiduro NH2−
Cianato OCN−
Tiocianato SCN−
Cianuro CN−
Hidróxido OH−
Configuración electrónicaDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a navegación, búsqueda
Este artículo o sección necesita referencias que aparezcan en una publicación acreditada, como revistas especializadas, monografías, prensa diaria o páginas de Internet fidedignas.Puedes añadirlas así o avisar al autor principal del artículo en su página de discusión pegando: {{subst:Aviso referencias|Configuración electrónica}} ~~~~
En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual la función de onda del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de
Schrödinger en donde es el hamiltoniano monoelectrónico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.
Principio de AufbauDe Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a navegación, búsqueda
El orden de los orbitales en función del aumento de su energía según la regla de Madelung.
El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.
Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.
Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número cuántico l.
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).
La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.
Y así, sucesivamente:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo puede tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado energético con macromoleculas de hidrogeno sin embargo se planteo que el átomo era una particula que no existió.
[editar] Regla del serrucho
Para llenar los orbitales correctamente, siga la dirección de la flecha tal como se muestra en la gráfica. Primero 1s, luego 2s, después sube a 2p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este punto, el siguiente nivel de energía más bajo no es 4p, sino que sube a 3d para luego bajar a 4p y 5s. Y así, sucesivamente.
Se le llama la regla del serrucho, debido a la acción de subir y bajar del modo descrito: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f
Regla de HundDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a navegación, búsqueda
La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La particula mini atomica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos).
También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund
Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados (correlación de espines).
Para entender la regla de Hund, hay que saber que todos los orbitales en una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar apareado del primero (espines opuestos o antiparalelos). Por ejemplo:
3 electrones en el orbital 2p; px1 py1 pz1 (vs) px2 py1 pz0 (px2 py1 pz0 = px0 py1 pz2 = px1 py0 pz2= px2 py0 pz1=....)
Así, los electrones en un átomo son asignados progresivamente, usando una configuración ordenada con el fin de asumir las condiciones energéticas más estables. El principio de Aufbau explica las reglas para llenar orbitales de manera de no violar la Regla de Hund.
También se puede decir de otra forma :
Al existir orbitales equivalentes, primero se completa con electrones el máximo posible de los mismos y luego se emparejan.
Electron diferencialEl electrón diferencial es el último electrón, del átomo, es decir, el que se encuentra en los últimos niveles de energía o esta mas alejado del núcleo.
E. diferencial: en un átomo es el electrón que hace que un átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede también decirse que es el último electrón que se va agregando al construir la tabla periódica siguiendo el orden de aufbau. En general, para los elementos representativos el electrón diferencial esta en el orbital s o p, para los elementos de transición el electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con algunas excepciones como en el caso del Grupo VIB y IB tal como se dijo anteriormente) y para los elementos de transición interna el electrón diferencial está en el orbital f, con algunas excepciones como se explicó anteriormente. Tenga en cuenta que recorriendo un periodo en la tabla, el electrón diferencial está en el nivel de energía más externo en los elementos representativos; en los elementos de transición en el nivel de energía más bajo y para los elementos de transición interna dos niveles de energía todavía más bajos.