Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
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Números cuánticos


Entender la estructura de los átomos es fundamental en química. Los átomos, que son las unidades básicas de la materia, están compuestos por protones, neutrones y electrones. De estos, los electrones juegan un papel importante en los enlaces químicos y determinan las propiedades químicas de un átomo. Los electrones residen en regiones de espacio alrededor del núcleo llamadas orbitales. Estos orbitales pueden describirse usando números cuánticos.

Los números cuánticos son conjuntos de valores numéricos que proporcionan soluciones a la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Describen diversas propiedades de los orbitales y las propiedades de los electrones dentro de estos orbitales. Hay cuatro números cuánticos, cada uno de los cuales detalla un aspecto específico de la configuración del electrón: el número cuántico principal (n), el número cuántico azimutal (l), el número cuántico magnético (ml) y el número cuántico de espín (ms).

1. Número cuántico principal (n)

El número cuántico principal, n, indica el nivel de energía principal o capa en la cual reside el electrón. Es un número entero positivo (1, 2, 3, ...). El valor de n indica el tamaño relativo y la energía de los orbitales atómicos. Cuanto mayor es el valor de n, mayor es la distancia del electrón al núcleo y, por ende, mayor es el orbital atómico.

Número cuántico principal (n) n=1 n=2 n=3

Por ejemplo, en la configuración electrónica de un átomo, podrás ver signos como estos:

1s 2 2s 2 2p 6

Aquí, 1 y 2 representan el número cuántico principal. Cuando n es igual a 1, indica la primera capa, y n igual a 2 indica la segunda capa, y así sucesivamente.

El número de electrones que una capa puede contener se da por la siguiente fórmula:

2n 2

Por lo tanto, la primera capa (n = 1) puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda capa (n = 2) puede contener un máximo de 8 electrones, y así sucesivamente.

2. Número cuántico azimutal (l)

El número cuántico azimutal, l, también conocido como el número cuántico del momento angular, define la forma del orbital. Puede tomar valores enteros desde 0 hasta n - 1 para cada capa.

Los valores de l corresponden a diferentes subshells o tipos de orbitales. La nomenclatura común para estos es:

  • l = 0: s-orbital
  • l = 1: p-orbital
  • l = 2: d-orbital
  • l = 3: f-orbital
Número cuántico azimutal (l) s-orbital (l=0) p-orbital (l=1) d-orbital (l=2)

s-orbital es esférico, p-orbital tiene forma de mancuerna, y d-orbital puede tener formas más complejas a menudo descritas como un trébol.

El número cuántico azimutal l no solo caracteriza la forma del orbital sino que también contribuye a la energía del electrón. Dentro del mismo número cuántico principal, los orbitales con diferentes valores de l tienen niveles de energía ligeramente diferentes.

3. Número cuántico magnético (ml)

El número cuántico magnético, m l, describe la orientación del orbital en el espacio en relación con otros orbitales. Puede tomar valores enteros de -l a +l, incluyendo cero.

Por ejemplo, si l = 1 (un orbital p), entonces m l puede ser -1, 0, o +1. Esto resulta en tres posibles orientaciones para el orbital p, a menudo denotadas como p x, p y, y p z.

Número cuántico magnético (ML) pz orbital (ml=0)

Este número cuántico es importante en los campos magnéticos, donde determina el desplazamiento en los niveles de energía. Por esta razón, se llama el número cuántico "magnético".

4. Número cuántico de espín (ms)

El número cuántico de espín, ms, describe el espín del electrón, que puede ser +1/2 o -1/2. El espín del electrón es una propiedad fundamental, como la carga o la masa, y da lugar a las propiedades magnéticas del átomo.

En un orbital determinado, el principio de exclusión de Pauli establece que no hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos. Así, si hay un par de electrones en un orbital, sus espines deben ser opuestos: uno +1/2 y el otro -1/2.

Número cuántico de espín (ms) MS=+1/2 MS=-1/2

El espín del electrón es importante para entender fenómenos como el emparejamiento de electrones y la reactividad química de las sustancias.

Aplicaciones de los números cuánticos

Los números cuánticos son fundamentales para entender las diversas propiedades y comportamientos de los átomos y moléculas. Son herramientas esenciales para los químicos para entender la disposición de los electrones en un átomo. Aquí están algunas aplicaciones:

  • Configuración electrónica: Los números cuánticos nos permiten escribir la configuración electrónica de los átomos, que muestra la distribución de electrones entre los orbitales.
  • Espectroscopia: En espectroscopia, los números cuánticos explican las líneas espectrales. Diferentes transiciones de electrones entre niveles de energía cuantizados resultan en líneas espectrales que son específicas para cada elemento.
  • Enlace químico: El emparejamiento de electrones, regido por números cuánticos, es importante en la formación de enlaces covalentes e iónicos.
  • Magnetismo: El número cuántico de espín ayuda a explicar las propiedades magnéticas de los materiales. Los materiales con electrones desapareados exhiben magnetismo.

Conclusión

Los números cuánticos identifican de manera única la ubicación y propiedades de un electrón dentro de un átomo. Comprender estos conceptos proporciona una mejor comprensión de la teoría atómica y las reacciones químicas. Este conocimiento es la columna vertebral de la química moderna y juega un papel vital en los avances científicos en química, física y ciencia de materiales.


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