Capítulo 3

Configuración electrónica

Chemistry
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Capítulo 3

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Configuración electrónica
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Tags: Chemistry
  1. Capítulo 3

    Slide 1 - Capítulo 3

    • Configuración electrónica y
    • Tabla periódica
  2. Modelos atómicos

    Slide 2 - Modelos atómicos

    • Rutherford asumió que los electrones viajaban alrededor del núcleo como un sistema solar.
    • Bohr asumió que los electrones estaban confinados en estados específicos de energía (órbitas).
    • Broglie propuso que el electrón tenía un comportamiento dual: partícula y onda, conocido como Principio de dualidad.
    • Heisenberg demostró es imposible determinar simultáneamente la trayectoria (momentum) del electrón y su posición exacta en el espacio, conocido
    • como Principio de incertidumbre.
  3. Ecuación de onda de SchrödingerModelo de la Mecánica Cuántica

    Slide 4 - Ecuación de onda de SchrödingerModelo de la Mecánica Cuántica

    • Propuso una ecuación que incorpora tanto los términos de onda como de partícula del electrón e indica las formas y orientaciones de las distribuciones de probabilidad estadística de los electrones.
    • La mecánica cuántica se basa en los números cuánticos.
    • Orbital.- Zona del espacio donde hay una gran probabilidad de encontrar al electrón.
    • Números cuánticos.- Describen un orbital.
  4. Modelos Atómicos

    Slide 5 - Modelos Atómicos

  5. Números cuánticos

    Slide 6 - Números cuánticos

    • Significado físico
    • Valores permitidos
    • principal (n)
    • Energía total del electrón
    • (nivel energético en que se
    • encuentra el electrón)
    • Distancia del electrón al núcleo
    • 1, 2, 3....hasta 7
    • secundario o azimutal (l)
    • Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n.
    • Forma del orbital:   
    • l = 0: orbital s (esférico)
    • l = 1: orbital p (bilobulado) (un orbital p en la dirección de cada eje coordenado: px, py, pz)
    • l = 2: orbital d
    • Desde 0, hasta (n-1)
  6. Números cuánticos

    Slide 7 - Números cuánticos

    • Significado físico
    • Valores permitidos
    • magnético (m)
    • Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo.
    • (-l, pasando por 0,
    • hasta + l )
    • espín (s)
    • Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje.
    • ± 1/2
  7. Números cuánticos.

    Slide 9 - Números cuánticos.

    • n Número cuántico principal. Nos indica la energía del orbital o nivel energético donde se localiza el electrón.
    • l Número cuántico azimutal. Nos indica la forma del orbital en donde se localiza el electrón.
    • m Número cuántico magnético. Nos indica la orientación del orbital en donde se localiza el electrón.
    • s Número cuántico de spin. Nos indica el giro del electrón.
  8. Orbitales s

    Slide 11 - Orbitales s

  9. Orbitales p

    Slide 12 - Orbitales p

  10. Orbitales d

    Slide 13 - Orbitales d

  11. Orbitales f

    Slide 14 - Orbitales f

  12. Principio de exclusión de Pauli

    Slide 15 - Principio de exclusión de Pauli

    • Establece que no pueden haber dos electrones en un mismo átomo, que tengan el mismo conjunto de los cuatro números cuánticos n, l,ml y ms.
    • Solamente asignando valores diferentes a ms.
    • Un orbital puede contener un máximo de dos electrones, y que ellos deben tener spines opuestos.
  13. Configuración electrónica.

    Slide 18 - Configuración electrónica.

    • Arreglo de los electrones en un átomo en los diferentes subniveles u orbitales.
    • Principio de construcción progresiva. También llamado principio de maxima sencillez. Se ocupan primero los subniveles con menor suma n+l, si dos subniveles tienen la misma suma, se llena primero aquel con menor n.
    • Todos los orbitales de menor energía deben ocuparse antes de los de mayor energía.
    • El número de electrones de un átomo neutro es igual al número atómico.
  14. Orden de Aufbau

    Slide 19 - Orden de Aufbau

  15. Configuración electrónica

    Slide 20 - Configuración electrónica

    • 1s22s1
    • El primer número (1, 2)indica el nivel energético o número cuántico principal.
    • La letra (s) indica el subnivel energético (tipo o forma de orbital).
    • El superíndice (2, 1)indica la cantidad de electrones del subnivel.
  16. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.

    Slide 21 - Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.

    • La tabla periódica puede utilizarse como guía para la configuración electrónica.
    • El periodo corresponde al valor de n.
    • Los grupos 1 A y 2 A tienen lleno el orbital s.
    • Los grupos 3A al 8A tienen llenos los orbitales s y p.
    • Los lantánidos y los actínidos tienen llenos los orbitales f.
  17. Configuraciones electrónicas y Tabla periódica

    Slide 22 - Configuraciones electrónicas y Tabla periódica

  18. Configuración Serie A

    Slide 24 - Configuración Serie A

  19. Configuración Serie B

    Slide 25 - Configuración Serie B

  20. Propiedades periódicas

    Slide 26 - Propiedades periódicas

    • Las propiedades periódicas son aquellas que siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla periódica, es decir, que varían más o menos continuamente a lo largo de un período y de un grupo.
    • Las variaciones de estas propiedades dependen de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa externa y de su distancia con respecto al núcleo.
  21. Carga nuclear efectiva (Zef )

    Slide 27 - Carga nuclear efectiva (Zef )

    • Es la carga que experimenta un e- en un átomo con muchos e-
    • Cada e- es atraído hacia el núcleo y repelido por los otros e-
    • La Zef de un e- depende de su distancia al núcleo y del número de e- internos.
    • Z= # protones núcleo
    • S= #e-entre núcleo y el e- en cuestión.
  22. Carga nuclear efectiva

    Slide 28 - Carga nuclear efectiva

    • Si el # de e- internos aumenta (S), la carga nuclear efectiva Zef, disminuye.
    • Si la distancia al núcleo aumenta, S aumenta y Zef disminuye.
  23. Tamaños atómicos

    Slide 29 - Tamaños atómicos

    • De acuerdo al modelo de la mecánica cuántica, el átomo no tiene límites definidos que determinen su tamaño.
    • La fuerza con la que el núcleo atómico es capaz de atraer hacia sí los electrones más externos determina el tamaño de los átomos.
    • El radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes, de un elemento en una molécula.
  24. Radio atómico

    Slide 30 - Radio atómico

  25. Tamaño atómico

    Slide 31 - Tamaño atómico

    • En un grupo, el radio aumenta de arriba hacia abajo.
    • En un período , el radio tiende a crecer de derecha a izquierda.
  26. Tamaño de los iones

    Slide 32 - Tamaño de los iones

    • Los tamaños de los iones se basan en las distancias entre iones en los compuestos iónicos.
    • Tanto el tamaño atómico, como el iónico dependen de su carga nuclear, del número de electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de capa externa.
  27. Catión

    Slide 33 - Catión

    • La formación de un catión desocupa los orbitales más extendidos en el espacio y también reduce las repulsiones electrón-electrón totales.
    • Se dice que los cationes son más pequeños que sus átomos progenitores.
    • Na  Na + + e-
    • 1s22s22p63s1 1s22s22p6
  28. Anión

    Slide 34 - Anión

    • Cuando se forma un anión, se añaden electrones que se extienden más en el espacio y aumentan las repulsiones electrón-electrón.
    • Se dice que los aniones son más grandes que sus átomos progenitores.
    • Cl + e- → Cl -
    • 1s22s22p63s13p5 1s22s22p63s13p6
    • Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos en un grupo.
  29. Serie isoelectrónica

    Slide 36 - Serie isoelectrónica

    • Una serie isoelectrónica es un grupo de iones que tienen en el mismo número de electrones. Ejemplo:
    • aumenta el # atómico
    • O -2 F - Na + Mg +2 Al +3
    • radio iónico disminuye
  30. Energía de ionización

    Slide 37 - Energía de ionización

    • Es la facilidad con que los electrones se pueden remover de un átomo.
    • La energía de ionización de un átomo o ion es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón desde el estado basal del átomo o ion gaseoso aislado.
    • La primera energía de ionización (I1) es la energía requerida para quitar el electrón de un átomo neutro.
    • La segunda energía de ionización (I2) es la energía requerida para quitar el segundo electrón.
  31. Energía de ionización

    Slide 38 - Energía de ionización

    • Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón. La energía de ionización aumenta conforme se eliminan electrones sucesivos I1<I2< I3
    • En un período la I aumenta al aumentar el número atómico. Los metales tienen menor I que los no metales.
  32. Energía de ionización

    Slide 39 - Energía de ionización

    • En un grupo la I disminuye ligeramente al aumentar el número atómico.
    • La variación de la I es mayor en los elementos representativos que en los metales de transición. En general en los metales de transición las I aumentan de izquierda a derecha en un período.
  33. Afinidad electrónica

    Slide 40 - Afinidad electrónica

    • Es el cambio de energía (cantidad de energía absorbida o liberada) cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso.
    • X(g) + e- → X-(g)
    • Por convención se asigna valor positivo a la energía absorbida y negativa a la que se desprende.
  34. Afinidad electrónica

    Slide 41 - Afinidad electrónica

    • En un período aumenta de izquierda a derecha (se hace más negativa).
    • En un grupo no cambian mucho, aunque tiende a disminuir de arriba hacia abajo.
  35. Electronegatividad

    Slide 42 - Electronegatividad

    • Es la capacidad de un átomo en una molécula, para atraer electrones hacia sí.
    • Los valores de electronegatividad fueron establecidos por Pauling.
    • Tendencia:
    • En un período aumenta
    • de izquierda a derecha.
    • En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.