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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Numeros cuánticos


En el mundo de los átomos, los números cuánticos desempeñan un papel vital en la definición de la estructura y el comportamiento de los electrones dentro de un átomo. El concepto de números cuánticos es importante para entender cómo se organizan los electrones y cómo ocupan espacio dentro de un átomo. Comprender estos números puede ayudar a predecir el nivel de energía de un electrón, la forma de la órbita del electrón y su orientación en el espacio, así como su dirección de giro.

Comprendiendo los números cuánticos

Los números cuánticos son un conjunto de valores numéricos que proporcionan soluciones a las ecuaciones de la mecánica cuántica que describen los electrones en un átomo. Hay cuatro números cuánticos:

  1. Número cuántico principal (n)
  2. Número cuántico de impulso angular (l)
  3. Número cuántico magnético (m_l)
  4. Número cuántico de espín (m_s)

Número cuántico principal (n)

El número cuántico principal, representado por n, indica principalmente el nivel de energía del electrón en el átomo. Es un número entero positivo donde n = 1, 2, 3, .... Este número es fundamental para determinar el tamaño y la energía de la capa en la que reside el electrón.

Por ejemplo, si n = 1, el electrón está en el primer nivel de energía que está más cerca del núcleo. A medida que n aumenta, el electrón está en un nivel de energía que está más lejos del núcleo, por lo tanto, tiene una energía más alta. El número cuántico principal también define el número máximo de electrones que una capa específica puede contener, que se calcula mediante la fórmula 2n².

Representación visual de los niveles de n

n=1 n=2 n=3 n=4

Número cuántico de impulso angular (l)

El número cuántico de impulso angular, designado como l, define la forma de la órbita del electrón. Para un número cuántico principal dado n, l puede tomar cualquier valor entero desde 0 hasta n-1. El valor de l indica diferentes subcapas:

  • l = 0: s-orbital (esférico)
  • l = 1: p-orbital (forma de mancuerna)
  • l = 2: d-orbital (forma de trébol)
  • l = 3: f-orbital (forma compleja)

Ejemplo para los valores de l

Para el número cuántico principal n = 3, los posibles valores de l son 0, 1, y 2, indicando la presencia de orbitales 3s, 3p y 3d, respectivamente.

Representación visual de las formas de los orbitales

S P D F

Número cuántico magnético (m_l)

El número cuántico magnético, denotado por m_l, describe la orientación del orbital en el que se encuentra el electrón en relación con el campo magnético externo. Los posibles valores de m_l van desde -l a +l, incluyendo el cero. Por ejemplo, cuando l = 1 (p-orbital), los posibles valores de m_l son -1, 0, y +1.

Ejemplo para los valores de m_l

Si el número cuántico de impulso angular l es 2 (d-orbital), entonces m_l puede tomar los valores -2, -1, 0, +1, y +2, indicando diferentes orientaciones de los d-orbitales.

Representación visual de la orientación m_l

ml = 1 ml = 0 ml = -1

Número cuántico de espín (m_s)

El número cuántico de espín, representado por m_s, describe el espín intrínseco del electrón dentro de su orbital. Un electrón puede girar en dos direcciones posibles, representadas por los valores +1/2 y -1/2. Estos dos estados de espín a menudo se representan como "giro hacia arriba" y "giro hacia abajo".

m_s es importante de entender porque ayuda a explicar el principio de exclusión de Pauli, que establece que no hay dos electrones dentro de un átomo que puedan tener el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos. Así, cada electrón en un átomo es único.

Ejemplo para los valores de m_s

Considere dos electrones en el mismo orbital. Si un electrón tiene espín +1/2, el otro debe tener espín -1/2 para satisfacer el principio de exclusión de Pauli.

Representación visual del espín

M s = +1/2 m s = -1/2

Combinación de todos los números cuánticos

Para describir en detalle el estado de un electrón en un átomo, es necesario usar una combinación de los cuatro números cuánticos. Cada electrón en un átomo es único porque tiene un conjunto único de números cuánticos. Tomemos un ejemplo de un electrón en un orbital 3p:

  • Número cuántico principal (n) = 3
  • Número cuántico de impulso angular (l) = 1 (p-orbital)
  • Número cuántico magnético (m_l) = -1, 0, o +1
  • Número cuántico de espín (m_s) = +1/2 o -1/2

Asignaciones de números cuánticos de muestra

Consideremos cómo estos números cuánticos pueden describir electrones en diferentes orbitales:

  • Un electrón en un orbital 1s tiene n = 1, l = 0, m_l = 0, m_s = +1/2 o -1/2.
  • El valor de un electrón en un orbital 2p puede ser n = 2, l = 1, m_l = -1, y m_s = +1/2.

Comprender los números cuánticos es fundamental en química y física porque forman la base de las configuraciones electrónicas y proporcionan información sobre las propiedades químicas de los elementos. Al comprender cómo se organizan los electrones utilizando números cuánticos, se puede predecir cómo los átomos interactuarán, se unirán y reaccionarán entre sí.

Aplicaciones de los números cuánticos

La importancia de los números cuánticos va más allá de los aspectos teóricos. Tienen implicaciones prácticas en la determinación de configuraciones electrónicas, que son esenciales para predecir el comportamiento químico de los elementos. Los números cuánticos explican por qué los elementos exhiben propiedades específicas y cómo estas propiedades se reflejan en la tabla periódica.

Además, los números cuánticos son importantes en la espectroscopía y la mecánica cuántica, donde juegan un papel clave en la comprensión de los espectros atómicos y la distribución de probabilidad de los electrones.

Ejemplo de configuración electrónica

Considere la configuración electrónica del oxígeno: 1s² 2s² 2p⁴. Los números cuánticos ayudan a describir cada electrón en estos orbitales:

Para el primer electrón en 1s:
n = 1, l = 0, m l = 0, ms = +1/2

Para el segundo electrón en 1s:
n = 1, l = 0, m l = 0, ms = -1/2

Para el primer electrón en 2p:
n = 2, l = 1, m l = -1, ms = +1/2

Conclusión

En resumen, los números cuánticos son fundamentales para entender la estructura de los átomos y la disposición de los electrones dentro de ellos. Proporcionan un marco para describir el estado único de cada electrón en un átomo. Al dominar el concepto de números cuánticos, los estudiantes pueden desarrollar una comprensión más profunda de la teoría cuántica, las configuraciones electrónicas y los principios más amplios que gobiernan el comportamiento químico.

A medida que profundice en el estudio de la química y la mecánica cuántica, recuerde que los números cuánticos son su guía para desentrañar los misterios del mundo atómico y subatómico.


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Numeros cuánticos

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