numeros cuanticos configuracioin- tabla period

MECANICA CUANTICA

1. Números cuanticos 2. Configuración electrónica

3. Tabla periódica

1) LOS NUMEROS CUANTICOS

concepto: se define a los números cuanticos como constantes, parámetros, números, que se obtiene de la solución matemática de la ecuación de sehovodinger

sirve para tratar de ubicar la posición de un electrón en el átomo.

- N.c principal (n) - N.c magnético (m)

- N.c secundario (l) - N.c de sping (s)

Números cuánticos.

Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).

Los valores de éstos son los siguientes:– n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa)– l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (tipo de orbirtal)– m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital)– s = – ½ , + ½ (spín)

Tema 1. Estructura y propiedades

NúcleoCubierta electrónica

MODELO MECANOCUÁNTICO DE ÁTOMO

ORBITALES

Carácter ondulatorio de los electrones

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Caracterizados por números cuánticos:

n : número cuántico principal

l : número cuántico secundario

m: número cuántico magnético

NIVELES Y SUBNIVELES EN LA CUBIERTA ELECTRÓNICA

Tema 1. Estructura y propiedades

ORBITALES 1s y 2s

ORBITAL s

Tema 1. Estructura y propiedades

Orbital atómico 2px Orbital atómico 2py Orbital atómico 2pz

ORBITALES 2p

ORBITALES 2d

Tema 1. Estructura y propiedades

Orbitales atómicos

Cada electrón ocupa un orbirtal definido por los cuatro numeros cuánticos, en las denominadas aproximación del orbital.

Cada atomo se contruye à partir de los número cuánticos.

Valores cuanticos n l

(n-1)

ml

-ml,.0,.ml

ms

±½

Subnivel e- 4l+2

Nivel

e- 2n2

1 0 (1s) 0 +½, -½ 2 2

2 0 (2s)

1 (2p)

0

-1,0,1+½, -½

+½, -½

2

6

8

3 0 (3s)

1 (3p)

2 (3d)

0

-1,0,1

-2,-1,0,1,2

+½, -½

+½, -½

+½, -½

2

6

10

18

4 0 (4s)

1 (4p)

2 (4d)

3 (4f)

0

-1,0,1

-2,-1,0,1,2

-3, -2,-1,0,1,2,3

+½, -½

+½, -½

+½, -½

+½, -½

2

6

10

14

32

Números cuánticos

Se refiere a la descripción de la configuración Número principal n

– Nivel de energia n = 1, 2, 3 ,4 ,5 Número azimutal l

– Forma d ela región valores l = 0,1,2,3 (s,p,d,f) Número magnético ml

– Designa la orientción espacial ml = (-l), ..,0, (+l) Número de spín ms

– Designa la orientación del campo magnético ms= ±½ .

2) CONFIGURACION ELECTRONICA

es la distribución con que se ubican los electrones en los diferentes orbitales atómicos. Las propiedades químicas de un átomo están determinadas por su configuración electrónica.

Conceptos claves

Orbital atómico: función de probabilidad que define la distribución de la densidad electrónica en el espacio que rodea al núcleo atómico.

Electrones de valencia: se ubican en la capa más externa del átomo y participan en la formación de enlaces químicos. Los átomos de un mismo grupo tienen igual número de electrones de valencia.

Orbital: es la región del espacio atómico donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón. Un orbital queda descrito por los llamados números cuánticos.

Número cuántico principal (n) determina la energía del electrón en un átomo. Los valores que puede tomar este n son: 1,2,3 hasta el infinito. Cada valor de n determina un nivel o capa en el átomo. Si el valor de n aumenta, la distancia del electrón al núcleo y la energía que esta partícula posee también se incrementan.

Número cuántico secundario o azimutal (l) designa la forma del orbital. Los valores permitidos de l son: 0,1,2,3,…(n-1) denotados por los símbolos s, p, d, f, g, …, respectivamente. Los valores de l correspondientes a un mismo valor de n se llaman subniveles.

Número cuántico azimutal 0 1 2 3 4 Nombre del orbital s p d f g

Número cuántico magnético (m) define las orientaciones del orbital en el espacio. Puede tener los valores –l, -l+l, … -1,0,+1, …+l…

Número cuántico de spin (ms) determina la orientación del giro del electrón frente a un cuerpo magnético. Puede tomar los valores +1/2 o -1/2

Los niveles de energía establecidos para los orbitales dependen, en el caso del hidrógeno, solo de n, y en los átomos polielectrónicos, de n y l.

Principio de Aufbau: es un conjunto de reglas por las que se obtiene la configuración electrónica de la mayoría de los átomos polielectrónicos en su estado fundamental (el de menor energía). Las reglas son:

A) Los e- se van ubicando en los orbitales de menor a mayor energía (regla de las diagonales).

B) Dos e- no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales (principio de Exclusión de Pauli). Cada orbital puede contener solo hasta 2e- con espines opuestos.

C) El orden en que los electrones ocupan un subnivel está determinado por la distribución que presenta un mayor número de espines paralelos, es decir, con igual número de espin (Regla de Hund o de la máxima multiplicidad de espin).

Electrón desapareado es el que se encuentra solo en un orbital. Las sustancias cuyos átomos tienen electrones desapareados son magnéticas (atraídas por un campo magnético) y se llaman paramagnéticas. En cambio, las sustancias que no tienen electrones desapareados se denominan diamagnéticas y son repelidas por un campo magnético.

Cómo son los átomos?Dalton, basado en las leyes de la combinación de la materia, nos llevó a creer en la existencia de los átomos. Sus ideas principales hablan de una partícula pequeña, indivisible, indestructible, constituyente de toda la materia.

Sin embargo, a comienzos del siglo XIX, poco a poco los científicos fueron encontrando las pruebas experimentales de que los átomos no son tan sencillos, como postulaba Dalton.

En efecto, los átomos estarían constituidos a su vez por otras partículas, aun más pequeñas y fundamentales. La diferencia entre los distintos átomos radica en la cantidad de estas partículas, e-,p+ y n°.

Diagrama de contorno de los orbitales1s, 2s y 3s

Todos los orbitales “s” son esféricos.

El tamaño de un orbital es proporcional a n2, donde n es el número cuántico principal. (n=1 estado de mínima energía. Estado fundamental máxima estabilidad)

Diagrama de contorno de superficie de los tres orbitales 2p

Estos orbitales tienen idéntica forma y energía, pero sus orientaciones son distintas. Los orbitales p de números cuánticos principales superiores tienen una forma parecida.

Diagrama de contorno de superficie de los cinco orbitales 3d

Diagrama de contorno de superficie de los cinco orbitales 3d. Aunque el orbital 3d parece distinto, en todos los sentidos es equivalente a los otros cuatro orbitales. Los orbitales d de números cuánticos principales superiores tienen una forma parecida.

Diagrama de contorno de superficie de los siete orbitales f

Niveles de energía de orbitales en un átomo de hidrógeno

Cada línea horizontal pequeña representa un orbital. Todos los orbitales que tienen el mismo número cuántico

principal (n) por lo tanto tienen la misma energía.

•El diagrama de energía es más complejo para los átomos poli-electrónicos que para el del átomo de hidrógeno. La energía de un electrón en estos átomos depende de su número cuántico de momento angular así como de su número cuántico principal.

Niveles de energía de orbitales en un átomo polielectrónico.

Observe que el nivel

de energía depende

tanto del valor de n

como el de l.

Para los átomos poli-electrónicos, el nivel energético 3d está muy cerca del nivel 4s. La energía total de un átomo, sin embargo, depende no sólo de la suma de las energías de los orbitales, sino también de la energía de repulsión entre los electrones de estos orbitales (cada orbital puede acomodar hasta dos electrones, como se verá más adelante. Resulta que la energía total de un átomo es menor cuando se llena el subnivel 4s antes que el 3d.

Orden de llenado de los orbitales atómicos en los átomos poli-electrónicos.

Se empieza con el orbital 1s y se continúa hacia abajo siguiendo la dirección de las flechas. El orden de llenado es:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d

Ejercicios

Para escribir la configuración electrónica de un átomo debemos:

Conocer su Z

Distribuir los e- en orbitalesen orden creciente de energía, respetando regla de las diagonales, el principio de Exclusión de Pauli y la regla de Hund.

Una forma abreviada de escribir las configuraciones electrónicas es usar la del gas noble más cercano al elemento estudiado, en la tabla periódica. En el caso del flúor, corresponde al helio. Por lo tanto, la configuración electrónica abreviada del flúor es:

(2He) 2s2 2p5

ejemplo

3) TABLA PERIODICA

– Grupo 18. No participa en ningún enlace químico.

– Grupo 1. Altamente reactivos pues ceden 1 electrón con facilidad. Son muy solubles y forman soluciones alcalinas.

– Grupo 2. Similar al 1 pero con moderación.

– Grupo 17. Altamente reactivos y solubles. Son electronegativos pues ganan fácilmente un electrón.

– Grupos 13-16 Son relativamente menos reactivos y forman enlaces covalentes

– Grupos 3-12. Son muy variables. En general no son solubles ni muy reactivos.

– Las tierras raras. Tienen 2 electrones libres en su orbital 6s y por lo tanto se comportan de forma similar. Su radio iónico decrece sistemáticamente.

En Resumen

Algunas propiedades químicas de los elementos

– Valencia: El número de electrones que un átomo es capaz de ceder o aceptar.

– Radio Iónico: Se deduce a partir de la distancia del enlace cuando un átomo está unido con otro. Controla:

Las sustituciones en las redes cristalinas

La solubilidad

La tasa de difusión

+R

adio

r(anión)=d-r(catión)

Algunas propiedades químicas de los elementos– Potencial de Ionización: Energía que se requiere para quitar un

electrón de la capa más externa. Energía para formar cationes.

– Electronegatividad: Cuantifica la capacidad de un elemento para atraer un electrón y compartirlo con otro elemento.

¡Algunas de las moléculas más comunes están formadas por átomoslocalizados en los extremos de la tabla!

La Tabla Periódica de los Elementos Las propiedades químicas de los elementos son una

función periódica del número atómico...

D.I. Mendeleyev (1834 – 1907)

Propiedades de los elementosNúmero Atómico (Z):

– Es el número de protones presentes en un átomo– Es la propiedad más importante de un átomo pues controla su

configuración electrónica (número de electrones) y por lo tanto sus propiedades químicas

Propiedades de los elementosMasa Atómica (Z+N):

– Es la suma de neutrones y protones en un átomo– La masa atómica de los elementos es variable y depende

del número de neutrones presentes

Núm

ero

Ató

mic

o (Z

)

Isótopos

Isotones Isóbaros

Número de Neutrones (N)

El Peso Atómico– Peso en Unidades de Masa Atómica (amu)

– 1 amu = 1/12 de la masa del 12C

– Peso atómico del 12C = 12 amu

– Peso atómico Masa atómica

– Peso Atómico depende:

Peso de cada isótopo (amu)

Abundancia (%)

Peso Abundan Peso x Ab

35Cl 34.96885

0.7577 26.4958

37Cl 36.96590

0.2423 8.9568Peso Atómico del Cl = 35.453 amu

Nota Bene: 1 Gramo = 600,000,000,000,000,000,000,000 amu

Estructura electrónica y tabla periódica

© Grupo ANAYA. S.A. QUÍMICA 2º Bachillerato

Na, Gpo 1, tiene 11 e-, 1 e- en su capa externa

Al, Gpo 13, tiene 13 e-, 3 e- en su capa externa

Mg, Gpo 2, tiene 12 e-, 2 e- en su capa externa

Si

PS

Cl

Ar, Gpo 18, tiene 18 e-, 8 e- en su capa externa

Grupo 14

Periodo 3

C, tiene 2 capas

Si, tiene 3 capas

Ge, tiene 4 capas

Sn, tiene 5 capas

Pb, tiene 6 capas

Configuración electrónica

La posición de un elemento en la tabla periódica nos permite conocer sus propiedades químicas...

Periodos:

– Distintos niveles energéticos (capas)

Grupos:

– Misma configuración en la capa más externa

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Gracias por su atención