Muchos químicos, Mendeleev entre ellos, notaron que puedes agrupar elementos en períodos (filas de la tabla periódica). Los elementos en el mismo lugar en diferentes períodos (es decir, columnas) exhiben propiedades bastante similares. Están los gases nobles, que no reaccionan fácilmente con nada. Flúor o cloro altamente reactivo, que preferiblemente se unen con litio, sodio, potasio, etc. Por lo tanto, desde este punto de vista, los químicos sabían que tenía que haber una calidad innata de átomos que los hiciera tan parecidos en diferentes períodos.
Con el advenimiento de la mecánica cuántica descubrimos por qué es así. La ecuación central de la mecánica cuántica es la ecuación de Schrödinger. Si intenta resolverlo para el caso bastante simple de un átomo similar al hidrógeno (solo un electrón cerca de un atractivo potencial de Coulomb de la forma [matemática] 1 / r [/ matemática]), encontrará infinitos soluciones con energía negativa (= estados unidos). A cada una de estas soluciones corresponde un conjunto de números cuánticos, enteros, que pueden identificarse como algunas de las propiedades del electrón.
En la escuela secundaria deberías haber escuchado (o solo escucharás en el futuro) sobre estos números cuánticos. La forma en que aparecen en el cálculo real es bastante técnica, puede consultar Partícula en un potencial esféricamente simétrico: Wikipedia o cualquier otro recurso en línea para obtener una idea, pero para comprender realmente por qué uno tiene que hacer los cálculos, simplemente no hay forma de evitarlo eso.
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Si (o cuándo) lo haces, encontrarás varios números cuánticos. El número cuántico principal generalmente se llama [math] n [/ math] y es el que corresponde a diferentes shells. El primer shell tiene [math] n = 1 [/ math], el segundo shell [math] n = 2 [/ math] y así sucesivamente, solo se permiten enteros positivos distintos de cero. Luego hay dos números cuánticos que surgen debido a la simetría esférica del problema, el número cuántico de momento angular (o azimutal) [matemática] l [/ matemática] y el número cuántico magnético [matemática] m [/ matemática]. Estos están directamente relacionados con el hecho de que el potencial de Coulomb de una partícula cargada eléctricamente (el núcleo) tiene simetría esférica. Tras la solución, encontrará que [math] l [/ math] puede ser como máximo [math] n-1 [/ math]. Por ejemplo, si [matemática] n = 3 [/ matemática], entonces [matemática] l = 0, 1 [/ matemática] o [matemática] 2 [/ matemática], no hay otras opciones que satisfagan la solución. Tenga en cuenta que este es el número cuántico que especifica la subcapa, que llamamos por letras ([math] s, p, d, f [/ math]) que describieron históricamente la forma de los espectros observados debido a los niveles de energía en estas sub -conchas, de Scharf, Prinzipal, Diffus, Fundamental (sí, es del alemán, pero resulta ser lo mismo en inglés). Continuando, el número cuántico magnético [matemática] m [/ matemática] está relacionado con [matemática] l [/ matemática] a través del hecho de que [matemática] | m | \ leq l [/ math], o, en nuestro ejemplo de [math] n = 3 [/ math], [math] m = -2, -1, 0, 1 [/ math] o [math] 2 [/ matemáticas]. El último número cuántico tiene que ver con el giro del electrón, una propiedad intrínseca de todas las partículas. Los electrones son lo que llamamos fermiones, partícula con espín de medio entero (el electrón tiene un espín de la mitad). Los fermiones no se caen bien, no puede tener dos fermiones en el mismo estado, en este caso tener todos los números cuánticos idénticos. Pero dado que hay dos posibles proyecciones de la mitad de giro, comúnmente conocidas como [matemáticas] +1/2 [/ matemáticas] y [matemáticas] -1/2 [/ matemáticas]; o arriba y abajo: por cada [matemática] n [/ matemática], [matemática] l [/ matemática] y [matemática] m [/ matemática] podemos tener dos electrones con diferentes números cuánticos de proyección de espín [matemática] s [/ matemáticas].
Entonces, construyamos un átomo. A bajas temperaturas (lo que podría ser relativo, supongamos que estamos lo más cerca posible de cero Kelvin), todos los electrones querrán permanecer en el nivel de energía más bajo posible. Esos son los niveles correspondientes al mínimo posible [matemática] n [/ matemática] (para un átomo similar al hidrógeno, la energía aumenta como [matemática] -1 / n ^ 2 [/ matemática]). Entonces, el primer electrón irá al nivel con [matemáticas] n = 1 [/ matemáticas]. Mirando [math] l [/ math], la única posibilidad es [math] l = 0 [/ math] y por lo tanto también [math] m = 0 [/ math]. El segundo electrón puede tomar los mismos tres valores de [matemática] n [/ matemática], [matemática] l [/ matemática] y [matemática] m [/ matemática] ya que tomará una [matemática] s [/ matemática] diferente . Por lo tanto, hay dos configuraciones posibles en la primera capa, que corresponden al hidrógeno ([math] 1s ^ 1 [/ math]) y al helio ([math] 1s ^ 2 [/ math]). El siguiente shell tiene [math] n = 1 [/ math] y, por lo tanto, dos opciones posibles de [math] l = 0 [/ math] o [math] 1 [/ math]. [matemática] l = 0 [/ matemática] conduce a [matemática] m = 0 [/ matemática] y da como resultado orbitales [matemática] 2s [/ matemática]. Para [matemática] l = 1 [/ matemática] tenemos tres opciones de [matemática] m = -1, 0 [/ matemática] o [matemática] 1 [/ matemática], multiplicado por dos, debido al número cuántico de la proyección de espín: y, por lo tanto, seis orbitales [matemáticos] 2p [/ matemáticos] diferentes, que suman un total de 8 posibles soluciones en el segundo caparazón. Haciendo lo mismo para [matemática] n = 3 [/ matemática] encontrará dos orbitales [matemática] 3s [/ matemática], seis orbitales [matemática] 3p [/ matemática] y diez orbitales [matemática] 3d [/ matemática], 18 en total. Para el cuarto caparazón, tenemos 2 + 6 + 10 + 14 = 32 posibilidades y así sucesivamente.
Cuanto más pesado es el núcleo (en términos del número de protones), mayor es su carga positiva y, por lo tanto, también su fuerza de atracción sobre los electrones. Por lo tanto, los electrones más cercanos al núcleo tendrán energías de unión muy altas (energía muy negativa; en otras palabras, necesitamos agregar mucha energía para liberar el electrón del átomo). Están tan unidos que no les importan otros átomos que puedan volar. Solo los electrones en las capas y subcapas más altas (en términos de energía) se verán significativamente afectados por ellas. Esta es la razón por la cual la química tiene que ver principalmente con los electrones de valencia (la capa más externa). Ahora, basado en el número cuántico principal, hay varias posibilidades de [math] l [/ math], de la subcapa. Hay una sub-shell [math] s [/ math] en cada shell, una sub-shell [math] p [/ math] para todos menos el primero y así sucesivamente. Los electrones en la misma subcapa de diferentes capas son muy similares en su comportamiento, lo que luego se traduce directamente en propiedades químicas muy similares, ya que no importa mucho que dos átomos difieran en 50 electrones si la capa más externa tiene la misma configuración. en ambos para un punto de vista químico.
Con suerte, esto es útil.
