Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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El principio de exclusión de Pauli


Cuando hablamos sobre la estructura de un átomo, es esencial entender el comportamiento de los electrones dentro del átomo. Básicamente, tenemos este principio conocido como el principio de exclusión de Pauli que rige la disposición de estos electrones. Fue formulado por Wolfgang Pauli en 1925.

Entendiendo los conceptos básicos

El principio de exclusión de Pauli es un concepto fundamental en la mecánica cuántica. Establece que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Para entender esto completamente, es importante primero entender qué son los números cuánticos. Los números cuánticos describen las propiedades de los orbitales atómicos y las propiedades de los electrones en esos orbitales.

Cuatro números cuánticos

Los electrones en un átomo se describen por los siguientes cuatro números cuánticos:

  1. Número cuántico principal (n): Describe el nivel de energía del electrón. Puede tomar valores enteros positivos como 1, 2, 3, etc.
  2. Número cuántico azimutal (l): describe la forma del orbital. Puede tomar valores de 0 a (n-1). Por ejemplo, si n = 3, entonces l puede ser 0, 1 o 2.
  3. Número cuántico magnético (m l ): describe la orientación del orbital en el espacio. Puede tomar valores enteros entre -l y +l, incluyendo el cero.
  4. Número cuántico de espín (m s ): Describe la dirección del espín del electrón. Puede ser +½ o -½.

Ilustrando con ejemplos

Si consideramos un átomo simple como el hidrógeno. Tiene un electrón que está en el nivel de energía más bajo, conocido como el orbital 1s. Dado que nos estamos centrando en un electrón, esto es sencillo. Imaginemos cómo se aplica el principio cuando tenemos dos electrones.

Para el helio, con dos electrones, ambos electrones pueden ocupar el orbital 1s, pero debido al principio de exclusión de Pauli, deben tener espines diferentes. Un electrón puede tener un espín +½ y el otro debe tener un espín -½. Así, para el hidrógeno, el conjunto de números cuánticos es único porque hay solo un electrón, pero para el helio, aunque ambos comparten los números cuánticos principales n = 1 y l = 0, y m l = 0, sus espines m s aseguran que sean diferentes.

Ejemplo visual de electrón y espín

La figura anterior muestra dos electrones en un átomo y sus espines opuestos.

Átomos más complejos

A medida que los átomos se vuelven más complejos y, por lo tanto, tienen más electrones, este principio sigue siendo necesario para determinar correctamente la disposición de los electrones. Por ejemplo, tomemos un elemento como el carbono, que tiene seis electrones:

- Electrón 1: n = 1, l = 0, m l = 0, m s = +½ - Electrón 2: n = 1, l = 0, m l = 0, m s = -½ - Electrón 3: n = 2, l = 0, m l = 0, m s = +½ - Electrón 4: n = 2, l = 0, m l = 0, m s = -½ - Electrón 5: n = 2, l = 1, m l = -1, m s = +½ - Electrón 6: n = 2, l = 1, m l = 0, m s = +½

En el carbono, puedes ver que los electrones llenan completamente los orbitales 1s y 2s antes de pasar a los orbitales 2p, lo cual es consistente con la regla de Hund para llenado de electrones, pero también respeta el principio de exclusión de Pauli al tener conjuntos únicos de números cuánticos.

¿Por qué es importante el principio de exclusión de Pauli?

Esta teoría explica la configuración electrónica de los elementos y ayuda a predecir sus propiedades químicas. Subyace en la estructura de la tabla periódica. Cada fila de la tabla periódica representa el llenado de un nivel de número cuántico principal con electrones, siguiendo las reglas establecidas por Pauli. Esta teoría desempeña un papel importante en la química y la física, especialmente cuando se trata de comprender las estructuras atómicas y la unión de los átomos.

Tabla periódica

La tabla periódica está organizada de tal manera que muestra la configuración electrónica de los elementos. Cada fila horizontal, o período, comienza a llenar una nueva capa de electrones. Los grupos verticales, o familias, comparten arreglos electrónicos similares en sus capas más externas, lo que confiere propiedades químicas similares.

Ilustración del concepto de la tabla periódica

1s2s2P

Conclusión

El principio de exclusión de Pauli es más que una regla; es un marco que determina cómo los átomos se ven y se comportan en el universo. Sin él, los elementos no tendrían propiedades distintas y la materia tal como la conocemos no podría existir. Por lo tanto, entender este principio es la clave para entender el comportamiento y las propiedades de la materia en nuestro mundo.


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