ENERGÍAS DE ENLACE Y ENTALPÍA

Cuando  no se dispone de datos de entalpía de formación de las sustancias y la reacción química no se puede llevar a cabo, un método aproximado para calcular la entalpía de reacción consiste, como ya sabeis, en utilizar las energías de enlace:



INTERCAMBIOS DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Pulsa sobre la imagen para repasar algunos conceptos importates:

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Y FORMA DE LAS MOLÉCULAS

ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO

En la siguiente animación podeis ver como se justifica la estructura del agua mediante la formación de puentes de hidrógeno:



ENLACE METÁLICO Y SU PROPIEDADES

ENLACES SIGMA Y PI EN EL ETENO

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS

MODELOS MOLECULARES

TRPECV

DISOLUCIÓN DE UN CRISTAL IÓNICO

Pulsando sobre la imagen podreis ver como se produce la disolución de un cristal iónico en un disolvente polar:



ELECTRONES DE VALENCIA

En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: “Si los elementos se colocan por orden creciente de número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas”

A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un e^– de un átomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma...

Se clasifica en cuatro bloques:

·       Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2.

·       Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18.

·       Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12.

·       Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla.

El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), claramente en el grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración “s¹” y “s²” respectivamente.

Solo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano. Por lo general, los electrones del interior no se afectan mucho y tampoco los electrones en las subcapas d y f llenas.

Los electrones en los niveles de energía externos son aquellos que serán utilizados en la formación de enlaces y a los cuáles se denomina electrones de valencia.

Electrones de valencia para Elementos Representativos:

Para los elementos representativos el número de electrones de valencia corresponde al número del grupo. Por ejemplo, el sodio tiene un electrón de valencia y está ubicado en el grupo 1, el magnesio (grupo 2) tiene dos, el aluminio tiene tres, el silicio cuatro, el fósforo tiene cinco, el azufre tiene seis y el cloro tiene siete.

Electrones de valencia para Elementos de Transición:

Para los elementos de transición los electrones s (en orbitales s) de los niveles de energía más externos son utilizados en la formación de enlaces al igual que los electrones de los orbitales d. Para la primera mitad de la serie de transición, todos los electrones d son electrones de valencia, pero a pesar de esto solamente algunos de los electrones d son utilizados, siendo seis el número máximo.

 

Bloque	Grupo	Nombre	Configuración capa de valencia
s	1 2	Alcalinos Alcalino-térrreos	ns1 ns2
p	13 14 15 16 17 18	Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles	ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np4 ns2 np6
d	3 - 12	Elementos de transición	ns2 (n – 1) d1-10
f		Elementos de transición interna (lantánidos y actinidos)	ns2 (n – 1) d1 (n – 2) f1-14

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Pulsa sobre la imagen para que puedas acceder a un simulador de configuraciones electrónicas:



PROBLEMAS PAEG C-LM TEMA1

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DE BROGLIE Y EL 2º POSTULADO DE BOHR

En 1923 De Broglie sugirió que los electrones podían tener también naturaleza ondulatoria (a parte de su naturaleza corpuscular), y propuso que se podía utilizar la siguiente ecuación para calcular su longitud de onda:

El discutido segundo postulado de Bohr puede explicarse a partir de esta idea: una órbita será posible cuándo la onda electrónica sea estacionaria, y esto ocurre cuando la longitud de la órbita sea un múltiplo entero de la longitud de onda electrónica.



Esta condición se puede interpretar diciendo que en el caso de las órbitas permitidas se forma una onda de materia estacionaria, mientras que en los demás casos la interferencia destructiva de dicha onda consigo misma daría lugar a que el resto de las órbitas no fueran posibles.

MODELO DE BOHR

En el siguiente enlace podreis ver como se explican los fenómenos de absorción y emisión atómica mediante el modelo atómico de Bohr:



ESPECTROS ATÓMICOS

En la siguiente imagen podeis acceder a los espectro de absorción y emisión de buena parte de los elementos de la tabla periódica. Recuerda que el estudio de los espectros son una técnica analítica de primer orden, ya que dichso espectros son deiferentes para cada elemento ("huella dactilar"):



EFECTO FOTOELÉCTRICO

Haciendo click en la imagen podrás acceder a una simulación sobre el efecto fotoléctrico y repasar sus pricipales propiedades:



RADIACIÓN DE CUERPO NEGRO

Cuando se estudió la relación entre la temperatura y la gama de longitudes de onda emitidas por un cuerpo negro, se comprobó que los resultados experimentales y los predichos por la física clásica no se ajustaban. En la siguiente figura se ilustran las curvas experimentales de distribución de energía según longitud de onda para distintas temperaturas:



Se observa que la cantidad total de energía emitida es tanto mayor cuanto más alta es la temperatura, y además la radiación de intensidad máxima se desplaza hacia longitudes de onda cortas a medida que aumenta la temperatura.

Cuando se intentó dar una explicación física basada en el modelo clásico a estas curvas de distribución de energía, se llegó a un completo fracaso. A grandes longitudes de onda, los modelos clásicos proporcionan datos concordantes con los experimentales, pero a longitudes de onda cortas se producen grandes discrepancias ya que según el modelo clásico cuando la longitud de onda tiende a cero  la intensidad de la energía emitida por el cuerpo tiende a infinito, lo cual es imposible.

Tratando de resolver el problema, Max Planck propuso en 1900 una fórmula empírica para explicar la radiación del cuerpo negro que coincidía con las curvas experimentales en todo rango de longitudes de onda. Para ello previamente se vio obligado a abandonar una de las ideas fundamentales de la teoría electromagnética clásica y proponer una revolucionaria hipótesis según la cuál la energía electromagnética no se intercambia de manera continua con la materia, sino en cantidades discretas, cuyo valor depende de la frecuencia de la radiación y de una constante universal:

E = nhυ

PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS

Haciendo click en la imagen podrás acceder a una notas históricas sobre los primeros modelos atómicos, para ello es necesario que al abrirse la nueva página pincheis en el enlace átomos del menú que sale a vuestra izquierda: