Principios Fundamentales de la Química Cuántica: Estructura Atómica y Propiedades Electrónicas
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Fundamentos de la Mecánica Cuántica y Estructura Atómica
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
El Principio de Incertidumbre de Heisenberg, formulado por Werner Heisenberg, establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad exactas de un electrón.
Modelo de la Nube de Carga (Mecánica Cuántica)
La mecánica cuántica u ondulatoria, desarrollada principalmente entre 1925 y 1927 por Erwin Schrödinger (1887-1961, PN Física 1933), Werner Heisenberg (1901-1976, PN 1932) y Paul Dirac (1902-1984, PN Física 1933), tiene su origen en la hipótesis de Louis De Broglie y engloba el principio de Heisenberg e ideas cuánticas.
Este modelo se basa en la Ecuación de Ondas, una compleja ecuación matemática propuesta por Schrödinger en 1926, utilizada para describir el comportamiento de partículas subatómicas, como el electrón.
Reglas de Llenado de Orbitales
Principio de Máxima Multiplicidad (Regla de Hund)
Al llenar los orbitales de energías equivalentes (degenerados), los electrones permanecerán, si es posible, desapareados y con el mismo número de espín (paralelo).
Principio de Exclusión de Pauli
Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales.
Números Cuánticos
Los números cuánticos definen el estado energético y la distribución espacial de un electrón en un átomo.
Número Cuántico de Espín (s o ms)
El Número Cuántico de Espín (s o ms) describe el momento angular intrínseco del electrón. Sus únicos valores posibles son:
Definiciones de los Números Cuánticos
- Número Cuántico Principal (n): Define el nivel principal de energía de un orbital y su volumen efectivo.
- Número Cuántico Secundario o Azimutal (l): Define el subnivel de energía de un orbital, determinando su forma y el número de orbitales de ese subnivel.
- Número Cuántico Magnético (m): Define los orbitales degenerados (iguales en energía) dentro de cada subnivel.
- Número Cuántico de Espín (s): Define el momento magnético intrínseco del electrón.
Configuración Electrónica y Propiedades Atómicas
Secuencia de Llenado de Orbitales (Principio de Aufbau)
La secuencia de llenado de orbitales, siguiendo el principio de Aufbau, es:
1s, 2s2p, 3s3p, 4s3d, 4p, 5s4d, 5p, 6s4f, 5d, 6p, 7s5f, 6d, 7p
Configuración Tipo Gas Noble
Los números atómicos (Z) de los gases nobles son:
- He: 2
- Ne: 10
- Ar: 18
- Kr: 36
- Xe: 54
- Rn: 86
Espectro Visible (Longitudes de Onda en nm)
La relación entre las longitudes de onda y los colores percibidos es:
- Rojo: 700 - 647 nm
- Naranja: 647 - 585 nm
- Amarillo: 585 - 575 nm
- Verde: 575 - 491 nm
- Azul: 491 - 424 nm
- Violeta: 424 - 400 nm
Propiedades Periódicas Clave
- Afinidad Electrónica (AE)
- Es la energía puesta en juego cuando un átomo en estado fundamental y gaseoso capta un electrón para formar el anión gaseoso correspondiente.
- Potencial de Ionización (PI) / Energía de Ionización (EI)
- Es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo en estado gaseoso, formando el catión gaseoso correspondiente.