BORH aplica la teoría cuántica de Planck y también las leyes de Newton para enunciar sus tres POSTULADOS:

1. Primer postulado:

   el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias (en las que no emite ni absorbe energía).

2. Segundo postulado:

   Sólo son posibles ciertas órbitas, en las que el momento angular del electrón sea múltiplo entero de h/2π: L = m·r·v = n·, donde n = 1, 2, 3 … es el número cuántico principal.

3. Tercer postulado:

   Al pasar el electrón de una órbita de mayor energía a otra de menor emite la diferencia de energía entre los dos niveles en forma de radiación electromagnética de frecuencia ν: ∆E =h·ν, así explicaba los espectros.

MODELO MECANICOCUÁNTICA:

• Dualidad onda corp´´usculo, de Broglie 1924:

  Pensó que, si la luz podía exhibir tanto propiedades ondulatorias como corpusculares, las partículas también presentarían dicha dualidad. La longitud de onda asociada a cualquier partícula en movimiento se puede calcular como: λ = = , siendo p la cantidad de movimiento: p = m·v Si el electrón es una onda, en su órbita deben caber un número entero de longitudes de onda:
  2·π·r = n·λ; λ = ; Sustituyo λ con la ec. De de Broglie: = ; m·r·v = n·, y así el 2º postulado de Bohr aparece de forma natural.

• Principio de incertidumbre, Heissemberg:

  Cuando se estudia el comportamiento de una partícula, es imposible determinar simultáneamente y con total exactitud el valor de la posición, x, y su cantidad de movimiento, p = m·v. el producto de las imprecisiones de estas dos magnitudes debe cumplir la siguiente expresión: ∆p·∆x≥ h’, siendo h’ = h/4π. Es decir, cuanto más preciso sea el dato de posición, mayor incertidumbre tendremos en la velocidad, y viceversa; por lo que no podemos hablar de órbitas, en el sentido de Bohr.

• Ecuación de Schrödinger, 1926:

  El comportamiento del electrón puede describirse mediante una función, llamada función de onda, ψ; al resolverla se obtienen una serie de soluciones, cada una de las cuales describe un estado de energía para el electrón en el átomo. Cada solución viene dada por los valores de tres números cuánticos que describen un orbital atómico (región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar el electrón). Ψ 2 indica la probabilidad de encontrar el electrón en una región determinada. El número de orbitales en un nivel energético es igual a n 2.

NUMEROS CUANTICOS Y NIVELES DE ENERGÍA:

• Número cuántico principal, n:

  indica el nivel de energía (o la capa electrónica) de un electrón. También está relacionado con su distancia al núcleo o tamaño del orbital. n = 1,2,3…

• Número cuántico azimutal, orbital o secundario, l:

  indica los distintos subniveles energéticos en un nivel dado; cada subnivel corresponde con un tipo de orbital. l = 0,1, 2…(n-1) Valores de l 0 1 2 3 orbital s p d f.

• Número cuántico magnético, m:

  lo introdujo Zeeman para explicar el desdoblamiento de algunas líneas espectrales en presencia de campos magnéticos. Representa la orientación espacial de orbitales degenerados (de igual energía), y también el número de orbitales de cada tipo (2l+1). m = -l…..0….+l
  Ejemplo: cuando l =1 existen 3 valores para m =-1, 0, 1, que corresponden con los 3 posibles orbitales p, cada uno con diferente orientación espacial: px, py, pz.

• Número cuántico de spin, s o m:

  indica el giro del electrón sobre sí mismo; representa las dos posibles orientaciones que puede tomar el campo magnético del electrón en presencia de un campo magnético externo. S = ±1/2.

• Niveles de energía, subniveles y orbitales:

  El nivel de energía viene dado por n, el número de subniveles coincide con el valor de n (en n =1 hay un solo subnivel, en n = 2 hay 2 subniveles y así…) y los subniveles se diferencian por el valor de l, como indica la tabla que relaciona el valor de l y el tipo de orbital. El número de orbitales viene dado por el número de valores de m, es decir, 2l+1. En cada orbital caben como máximo 2 electrones con sus spines opuestos, ósea, que el número máximo de electrones en un nivel es 2n 2.

ORBITALES ATÓMICOS:

• Orbitales s:

  hay uno para cada nivel, cada vez de mayor tamaño, tienen simetría esférica.

• Orbitales p:

  hay 3 en cada nivel, empezando desde n = 2, tienen forma de doble huso (forma lobulada) y su dirección sigue los ejes de coordenadas: px, py, pz.

• Orbitales d:

  hay 5 en cada nivel, empezando en n =3, tienen 4 lóbulos casi todos.

• Orbitales f:

  hay 7 cada nivel, desde n = 4, tienen formas más complejas.

Orden de llenado de los orbitales:

se corresponde con el principio de mínima energía que viene dado por el diagrama de Möeller.

PROPIEDADES PERIÓDICAS:

• Configuración electrónica:

  los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica externa y por ello similares propiedades químicas. Además, cada elemento de la tabla periódica tiene un electrón más que su antecesor, llamado electrón diferenciador.

• Radio atómico:

  es la mitad de la distancia de enlace entre los átomos de una molécula diatómica homonuclear. Aumenta al descender en un grupo (efecto pantalla) y disminuye al avanzar por un periodo.

• Radio iónico:

  el ión + es menor que el elemento, ya que su nube electrónica está atraída por la misma carga nuclear.

• Energía de ionización:

  es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso: M(g) +EI M + (g) + 1e -. En un grupo al aumentar el número atómico disminuye la energía de ionización, ya que electrón que arrancamos se encuentra más alejado del núcleo y está menos atraído por efecto pantalla de los electrones internos. En un periodo, al aumentar el número atómico hay más electrones en la misma capa por lo que se encuentran más atraídos y costará más arrancarlos. Podemos arrancar tantos electrones como tenga el átomo, así que hay 2ª EI, 3ª EI…, siempre la 2ª EI>1ªEI, ya que el segundo electrón lo arrancamos de un ión positivo que tiene sus electrones más atraídos por la misma carga nuclear. Pero a veces no es mucho mayor de manera que el proceso global es favorable.

• Afinidad electrónica:

  Energía intercambiada cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón: X(g) + 1e –  X – + AE. Normalmente es energía desprendida y cuanto mayor sea más favorable es el proceso de formación del ión negativo; los no metales tienen alta afinidad electrónica. En un grupo al aumentar el número atómico disminuye la afinidad electrónica, ya que el electrón que le damos estará menos atraído por efecto pantalla de los electrones internos. En un periodo al aumentar el numero atómico aumenta la afinidad electrónica, puesto que el electrón estará más atraído.

• Electronegatividad:

  Cuanto mayor es la energía de ionización y mayor la afinidad electrónica mayor es la electronegatividad; la electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha: el elemento más electronegativo es el flúor, que tiene una electronegatividad de 4 en la escala de Pauling, y el menos electronegativo el Francio (0,7).

• Reactividad:

  los metales tienen baja energía de ionización, baja afinidad electrónica y electronegatividad; tienden a ceder electrones (poder reductor). Su reactividad, o carácter metálico aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en el sistema periódico. Los no metales tienen alta energía de ionización, alta afinidad electrónica y electronegatividad; tienden a ganar electrones (poder oxidante). Su reactividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha.

TEORIA DE HIBRIDACIÓN ORBITALES ATÓMICOS:

Según esta teoría, los orbitales atómicos se hibridan entre sí antes de formarse los enlaces obteniéndose los orbitales híbridos; con las siguientes características: se obtienen tantos orbitales híbridos como orbitales de partida, son idénticos entre sí en energía y forma, y son direccionales; es decir, se colocan lo más separados posible entre sí para que la repulsión sea mínima. Antes de producirse la hibridación los electrones pueden promocionar entre orbitales del mismo nivel electrónico para quedar desapareados (s –> p, p –> d) y poder formar enlaces.

Tipos:

• Hibridación sp:

  s + p  2 orbitales hibridos sp, 180º, lineal. Ej: BeH 2.

• Hibridación sp 2:

  s + 2p  3 orbitales hidridos sp 2, 120º, plana triangular. Ej: BH 3.

• Hibridación sp 3:

  s + 3p  4 orbitales hibridos sp 3, 109,5º, tatraédrica. Ej: CH 4, hidrocarburos saturados.

Cambios en la fórmula de las moléculas:

1. pares solitarios: si hay pares solitarios alrededor del átomo central crean más repulsiones y disminuyen los ángulos de enlace, como ya se ha dicho.
2. enlaces múltiples: los electrones que van a formar enlaces π no se tienen en cuenta en la hibridación.

Polaridad: ya se ha explicado antes la polaridad del enlace, debido a la diferencia de electronegatividad de los átomos que forman la molécula se crea un momento dipolar; su módulo μ =q·d, la molécula será apolar si la suma de los vectores momento dipolar de cada enlace es cero: ∑ = 0; por el contrario, será polar si la suma de los momentos dipolares de cada enlace es distinta de cero: ∑ ≠ 0. Ej: apolares: CH 4, CO 2, BCl 3, BeH 2; polares: H 2 O, NH 3, SO 2. En general, en moléculas simétricas o regulares el sumatorio de vectores se anula, siendo apolares (CCl 4), si no hay simetría perfecta, o pares solitarios son polares (CHCl 3).