Química - Diagrama de Moller y forma de los orbitales.

El diagrama de Möller es una esquematización del principio de Aufbau o regla de las diagonales. Indica cual es la secuencia que siguen los electrones cuando van ubicándose en los distintos subniveles del átomo. (nota: la imágen presenta error. Las esferas en rosa representan a los subniveles 4 y 5f)

Los orbitales f, por su complejidad, no aparecen representados en la animación. 

Química - Introducción a "Configuración electrónica".

          La clase pasada vimos que los electrones son partículas subatómicas muy pequeñas (las de menor masa, de hecho) cargadas negativamente, que dotan al átomo de la capacidad para interactuar con otros átomos y que conforman, además, su periferia, es decir orbitan alrededor del núcleo. 

          Esto no siempre se entendió así. Rutherfor fue el primero que dedujo que el átomo estaba formado por partes (Dalton pensaba que eran esferas sólidas y Thomson que los electrones estaban 'adentro' de una nube de carga positiva). A partir de entonces se formula el modelo de capas electrónicas: las cargas positivas están confinadas en una estructura llamada núcleo, alrededor del cual se ubican las cargas negativas, los electrones. 

          El lugar exacto, sin embargo, por donde se movían esos electrones quedaba por dilucidar. Rutherford y Bohr formularon un modelo que fue fundamental. Un modelo atómico en el que los electrones se movían en órbitas, trayectorias circulares alrededor del núcleo. Las órbitas eran concéntricas: algunas, las de menor energía, estaban más cerca del núcleo y otras, con mayor energía, más lejos. El electrón sólo podía moverse por esas órbitas, enumeradas desde el 1 en adelante (ese número se denominó número cuántico principal o n) y cuando 'saltaban' de una órbita de mayor energía a otra de menor, emitían radiación (que es, también, energía) con una longitud de onda específica. Esto se vía como luz de diferentes colores. 

          Este modelo, a pesar de todo, dejaba algunas cosas sin explicar. Estudios conjuntos de otros científicos (Sommerfeld, Broglie y Heisenberg), aplicados al estudio del átomo, modificaron ciertos aspectos del modelo atómico de Bohr. Se determinó que no era posible precisar la posición del electrón debido a las características de su movimiento, por lo que se planteó ver su disposición según probabilidades. Es decir, identificar las zonas del espacio en donde era más probable que estuviera la partícula según su nivel energético. Y se introdujo, de acuerdo a esta definición, el concepto de orbital. 

          Los orbitales, a diferencia de las órbitas de Bohr, no son circulares sino que adquieren formas diversas y se orientan en el espacio según los ejes cartesianos x, y y z. Cada orbital tiene un nombre específico que se designa con una letra (s, p, d y f) y puede contener únicamente dos electrones. Cada orbital determina un subnivel energético.

          El modelo de orbitales atómicos es el modelo actual que explica la estructura del átomo. Decimos, en conclusión que.

• Los electrones se ubican alrededor del núcleo según su nivel de energía y ocupando con mayor probabilidad diferentes zonas del espacio que se denominan orbitales. 

• Los niveles de energía continúan designándose con el número cúantico principal (del 1 en adelante). El primero es el más chico, el que menor energía posee y el que está más cerca del núcleo.

• Cada nivel de energía presenta diferentes orbitales. Por ejemplo: el nivel 1 tiene solo orbital s (1s). El nivel dos tiene orbitales s y p (2s y 2p). El nivel tres incorpora al orbital d (3s, 3p y 3d) y en el nivel cuatro aparece el orbital f (4s, 4p, 4d y 4f). Esta especificación de nivel y orbital es el subnivel de energía (ej.: subniveles del nivel 3: 3s, 3p y 3d). El orbital 1s es distinto del 2s únicamente en su tamaño (como el 2s tiene más energía está más lejos del núcleo por lo que es más grande), sigue albergando únicamente dos electrones y conservando su forma. 

• Dada su forma, algunos orbitales pueden presentar diferentes variantes espaciales. Por ejemplo: el orbital s es una esfera, por lo que no varía su posición sobre x, y o z. Pero el orbital p puede obicarse sobre los tres ejes. Esto quiere decir que el subnivel s contiene siempre dos electrones, pero el p contiene 6, porque cada variante del orbital p (px, py y pz) contiene dos electrones cada uno. Por tal, podemos calcular también cuántos electrones podrá soportar cada nivel de energía (el uno, 2; el dos, 8; etc)

Química - Masa atómica

          Las masas atómicas relativas de los elementos químicos dadas en u son calculadas con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento; es decir que la masa atómica promedio o relativa de los átomos de un elemento (el número másico A que aparece en la Tabla Periódica) se calcula sumando los productos del peso de los distintos isótopos del elemento que aparecen en la naturaleza y el porcentaje en el que lo hacen y luego se divide el resultado por cien.

Por ejemplo: el silicio tiene 3 isótopos:

Isótopo y masa atómica absoluta	Abundancia
28 Si                          27,98 u	92 %
29 Si                          28,98 u	5 %
30 Si                          30,98 u	3 %

          Para calcular entonces la masa atómica relativa del silicio, hay que sumar el producto entre las masas atómicas de cada isótopo y su porcentaje de abundancia y dividir el resultado entre cien:

A_r(Si) = (27,98 u × 92) + (28,98 u × 5) + (29,98 u × 3) = 2574,16 u + 144,9 u + 89,94 u = 2809 u

A_r(Si) = 2809 u/100 = 28,09 u (Así se obtiene el A que vemos en la Tabla Periódica)

[Recordar: A es "masa atómica". El subíndice "r" hace referencia a "relativa"]

La masa atómica absoluta de un elemento dado es la suma de sus protones y sus neutrones.

Partícula subatómica	Masa
Protón	1 (1,67 x 10 -24 g)
Neutrón	1 (1,68 x 10 -24 g)
Electrón	1/1830 (9,11 x 10 -28 g)

1 u.m.a. (u) = 1,67 x 10 ^-24 g ó 1,67 x 10 ^-27 kg

          La unidad de masa atómica corresponde a la doceava parte de la masa atómica del isótopo más abundante del carbono: el carbono 12. Esta unidad equivale aproximadamente a la masa de un protón. Tiene como símbolo la letra u y es también llamada Dalton (Da).

          Así, cuando decimos, por ejemplo, que el litio (Li) tiene una masa de 6,94 Da queremos decir que un átomo de litio tiene la misma masa que 6,94 veces la masa de 1/12 parte de un átomo de carbono-12.

          Los datos de la composición y masa atómica de los distintos átomos, isótopos y moléculas surgen de las mediciones realizadas con un artefacto denominado espectómetro de masas.

Química - Constante de Avogadro (ex Número de Avogadro).

          La constante de Avogadro (L o NA) es el número de entidades elementales (átomos o moléculas) existentes en un mol de una sustancia cualquiera. Debe su nombre al científico italiano de principios del siglo XIX Amedeo Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos, o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas. El físico francés Jean Perrin propuso en 1909 nombrar la constante en honor de Avogadro. Perrin trabajó en la determinación de la constante de Avogadro mediante varios métodos diferentes, ninguno posible de realizar durante la época en la que vivió Avogadro.

          El valor de la constante de Avogadro fue indicado en primer lugar por Johann Josef Loschmidt que, en 1865, estimó el diámetro medio de las moléculas en el aire por un método equivalente a calcular el número de partículas en un volumen determinado de gas. Este último valor, la densidad numérica de partículas en un gas ideal, que ahora se llama en su honor constante de Loschmidt, es aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro.

          Los métodos de medición utilizados son la coulombimetría (que divide la constante de Faraday, F (carga eléctrica transportada por un mol de electrones) por la carga elemental, e), el método de la masa de electrones (que divide el producto entre la masa molar del electrón y la constante de masa molar por la masa en reposo del electrón) y el método de la densidad del cristal por rayos X.