Quimica Parcial

8/17/2019 Quimica Parcial

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Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos

hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los

distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de"electrón"; as, configuración electrónica es la manera ordenada de

repartir los electrones en los niveles y subniveles de energa.

Cientficamente, diremos !ue es la representación del modelo atómicode chr#dinger o modelo de la mecánica cuántica. $n esta

representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales !ue

ocupan los electrones.

%ebemos acotar !ue aun!ue el modelo de chr#dinger es e&acto sólo para el átomo dehidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante apro&imaciones muy

buenas.

'ara comprender (visualiar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica)

es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

$n el conte&to de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el

concepto de órbita por el de orbital atómico. n orbital atómico es la región del espacio

alrededor del n*cleo en el !ue la probabilidad de encontrar un electrón es má&ima.

+a solución matemática de la ecuación de chr#dinger precisa de tres n*meroscuánticos. Cada tro de valores de estos n*meros describe un orbital.

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (, -, , /, 0, 1, 2)

y coincide con el mismo n*mero cuántico introducido por Bohr. $stá

relacionado con la distancia promedio del electrón al n*cleo en un determinadoorbital y, por tanto, con el tama3o de este e indica el nivel de energa.

Número cuántico secundario (l): +os niveles de energa, identificados con elnúmero cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian,

además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico

secundario (l). $ntonces, los valores del n*mero cuántico secundario dependendel número cuántico principal n!

As, la cantidad de subniveles de energa !ue posea cada nivel principal está dada por la

fórmula n " # (el valor del n*mero cuántico principal menos uno).

$odelo atómico

general!

Número

cuántico

principal

(n)!


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$ste n*mero cuántico secundario (l) nos indica en !ue subnivel se encuentra el electrón, y

toma valores desde 4 hasta (n 5 ), recordando !ue n es el valor del n*mero cuántico principal. As, para cada nivel n, el n*mero cuántico secundario (l) será6

l 7 4, , -, ,8, n5.

$9emplo6

i n 7 (n : 7 4), entonces l 7 4 (en el nivel de energa no hay subniveles de

energa, y para efectos de comprensión se considera este nivel como subnivel 4)

i n 7 - (n 5 7 ), entonces l 7 4, . $l nivel de energa - posee dos subniveles,identificados como 4 y

i n 7 (n : 7 -), entonces l 7 4, , -. $l nivel de energa posee tres subniveles,

identificados como 4, y -

i n 7 / (n : 7 ), entonces l 7 4, , -, . $l nivel de energa / posee cuatrosubnoiveles, identificados como 4, , - y

i n 7 0 (n : 7 /), entonces l 7 4, , -, , /. $l nivel de energa 0 posee cinco

subnoveles, identificados como 4, , -, y /

ambi


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Número cuántico magn&tico (ml): puede tener todos los valores desde

: l hasta > l pasando por cero. %escribe la orientación espacial delorbital e indica el n*mero de orbitales presentes en un subniveldeterminado.

'ara e&plicar determinadas caractersticas de los espectros de emisión seconsideró !ue los electrones podan girar en torno a un e9e propio, bien

en el sentido de las agu9as del relo9 o en el sentido contrario. 'ara

caracteriar esta doble posibilidad se introdu9o el número cuántico deesp'n (ms) !ue toma los valores de > ? o : ?..

'ara entender el concepto de configuración electrónica es necesario

asumir o aplicar dos principios importantes6

@ rincipio de ncertidumbre de *eisenberg6 $s imposible

determinar simultáneamente la posición e&acta y el momento e&acto delelectrónB

.

@ rincipio de +%clusión de auli6 %os electrones del mismo

átomo no pueden tener los mismos n*meros cuánticos id


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e representa la configuración electrónica !ue se obtiene usando el cuadro de las

diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

$s importante recordar !ue los orbitales se van llenando en el orden en !ue aparecen,siguiendo esas diagonales, empeando siempre por el s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar,

para cual!uier átomo, es la siguiente6

#s. .s. .p/ 0s. 0p/ 1s. 0d#2 1p/ 3s. 1d#2 3p/ /s. 1f #1 3d#2 /p/ 4s.

3f #1 /d#2 4p/

ás adelante e&plicaremos cómo se llega este en9ambre de n*meros y letras !ue perturba

inicialmente, pero !ue es de una simplea sorprendente.

Configuración condensada

+os niveles !ue aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con ungas noble (elemento del grupo DEEE A, abla eriódica de los elementos), donde el

n*mero atómico del gas coincida con el n*mero de electrones !ue llenaron el *ltimo nivel.

+os gases nobles son Fe, Ge, Ar, =r, He y In.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simboliar

el spin de cada uno. $l llenado se realia respetando el principio de e&clusión de 'auli y la

Iegla de má&ima multiplicidad de Fund.

Configuración semidesarrollada

$sta representación es una combinación entre la configuración

condensada y la configuración desarrollada. $n ella sólo se representan

los electrones del *ltimo nivel de energa.

Ni-eles de energ'a o capas

i repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos

!ue en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. $l n*cleosera la estrella y los electrones seran los planetas !ue la circundan,

girando eso s (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas,

tanto !ue no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un

electrón (rincipio de ncertidumbre de *eisenberg).

+os electrones tienen, al girar, distintos niveles de energa seg*n la órbita

(en el átomo se llama capa o nivel) !ue ocupen, más cercana o más5igura de un

átomo sencillo

ilustrando lo

indefinido de sus

órbitas!

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/TablaPeriodica.htmhttp://www.profesorenlinea.cl/fisica/Atomo/AtomoModelosencillo.htmhttp://www.profesorenlinea.cl/fisica/Atomo/AtomoModelosencillo.htmhttp://www.profesorenlinea.cl/Quimica/TablaPeriodica.htm


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le9ana del n*cleo. $ntre más ale9ada del n*cleo, mayor nivel de energa en la órbita, por la

tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más ale9adas.

$ntendido el tema de las capas, y sabiendo !ue cada una de ellas representa un nivel deenerga en el átomo, diremos !ue6

#! +%isten 4 ni-eles de energ'a o capas donde pueden situarse los electrones para girar

alrededor del n*cleo, numerados del , el más interno o más cercano al n*cleo (el !ue tiene

menor nivel de energa), al 2, el más e&terno o más ale9ado del n*cleo (el !ue tiene mayornivel de energa).

$stos niveles de energa corresponden al n*mero cuántico principal (n) y además de

numerarlos de a 2, tambi


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tomadas de la

página6

http:66configrael

ectrones7

m-c!blogspot!com6

'ara determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay !ue saber cuantoselectrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empeando con los de menor

energa e ir llenando hasta !ue todos los electrones est


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electrones por ni-el de

energ'a o capa

Ensistiendo en el concepto inicial, repetimos !ue la configuración electrónica de un átomo

es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. +oselectrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energ'a

creciente (partiendo desde el más cercano al n*cleo) hasta completarlos.

Iecordemos !ue alrededor del n*cleo puede haber un má&imo de siete capas atómicas o

niveles de energa donde giran los electrones, y cada capa tiene un n*mero limitado deellos.

+a forma en !ue se completan los niveles, subniveles y orbitales está

dada por la secuencia !ue se grafica en el es!uema conocido como reglade las diagonales6

$s importante saber cuantos electrones e&isten en el nivel más e&terno

de un átomo pues son los !ue intervienen en los enlaces con otros

átomos para formar compuestos.

9egla de las diagonales

irve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica)

de un elemento.

$n otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar

usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha ro9a del es!uema de laderecha, comenando en #s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con

los electrones en forma correcta.

$n una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las

diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cual!uierelemento) es el siguiente6

#s. .s. .p/ 0s. 0p/ 1s. 0d#2 1p/ 3s. 1d#2 3p/ /s. 1f #1 3d#2 /p/ 4s.

3f #1 /d#2 4p/

+os valores !ue se encuentran como superndices indican la cantidad má%ima de

electrones !ue puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de lossubniveles).

er: ;


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regunta 20>.223

regunta 24>.22/

La abla eriódica, punto de partida

$n la tabla periódica, entre los datos !ue encontramos de cada uno de loselementos se hallan el Número atómico y la +structura electrónica o

8istribución de electrones en ni-eles.

$l G*mero atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones!ue tiene un elemento.

+a $structura electrónica o %istribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen

los electrones en los distintos niveles de energa de un átomo (lo !ue vimos más arriba con

la regla de las diagonales).

'ero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel,Mcómo puedo hacer para averiguarloN

Oa vimo !ue la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realiar dicho

cálculo.

'ara escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario6

aber el n*mero de electrones !ue tiene el átomo; para ello basta conocer el número

atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Iecuerda !ue el n*mero de electrones en un

átomo neutro es igual al n*mero atómico (P).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energa, comenando desde el nivelmás cercano al n*cleo (nivel ).

Iespetar la capacidad má&ima de cada subnivel (s 7 -e5, p 7 1e5, d 7

4e5 y f 7 /e5).

upongamos !ue tenemos !ue averiguar la %istribución electrónica enel elemento sodio, !ue como su n*mero atómico indica tiene

electrones, los pasos son muy sencillos6 debemos seguir las diagonales,

como se representan más arriba.

$n el e9emplo del sodio sera6 s-, como siguiendo la diagonal no tengonada busco la siguiente diagonal y tengo -s-, como siguiendo la

diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo -p1,

siguiendo la diagonal tengo s-.

iempre debo ir sumando los superndices, !ue me indican la cantidadde electrones. i sumo los superndices del e9emplo, obtengo -, !uiere

+l sodio en la

tabla!

lustración

simplificada de

un átomo!

http://www.profesorenlinea.cl/PSU/Quimica/Preguntas/Pregunta03_2005Quimica.htmlhttp://www.profesorenlinea.cl/PSU/Quimica/Preguntas/Pregunta07_2006.htmlhttp://www.profesorenlinea.cl/PSU/Quimica/Preguntas/Pregunta07_2006.htmlhttp://www.profesorenlinea.cl/Quimica/TablaPeriodica.htmhttp://www.profesorenlinea.cl/PSU/Quimica/Preguntas/Pregunta03_2005Quimica.htmlhttp://www.profesorenlinea.cl/PSU/Quimica/Preguntas/Pregunta07_2006.htmlhttp://www.profesorenlinea.cl/Quimica/TablaPeriodica.htm


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decir !ue tengo un electrón de más, ya !ue mi suma para ser correcta debe dar , por lo

!ue al final debera corregir para !ue me !uedara s.

'or lo tanto, para el sodio ( electrones), el resultado es6 #s. .s. .p/ 0s#

'rimer nivel6 - electrones (los - en subnivel s, en un orbital);egundo nivel6 L electrones (- en subnivel s, en un orbital, y 1 en subnivel p, con - en cada

uno de sus orbitales);

tercer nivel6 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

;

$n la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio6 - 5 L 5

Jtros e9emplos6

C+JIJ6 2 electrones

#s. .s. .p/ 0s. 0p3

Q nivel6 - electrones

-Q nivel6 L electronesQ nivel6 2 electrones

$n la tabla periódica podemos leer6 - 5 L 5 2

AGRAG$J6 -0 electrones

#s. .s. .p/ 0s. 0p/ 1s. 0d3

Q nivel6 - electrones

-Q nivel6 L electronesQ nivel6 electrones

/Q nivel6 - electrones

$n la tabla periódica podemos leer6 - 5 L 5 : -

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que encada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

$l G*mero má&imo de electrones por nivel es .(n). (donde n es la

cantidad de subniveles !ue tiene cada nivel).

Fagamos un e9ercicio6

upongamos !ue deseamos conocer la configuración electrónica de la

plata, !ue tiene /2 electrones.

'or lo ya aprendido, sabemos !ue el orden de energa de los orbitales es

s, -s, -p, s, p, /s, d, /p, 0s, /d, 0p, etc.

$n cada subnivel s (!ue tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

$n cada subnivel p (!ue tienen orbitales) cabrán 1 electrones.

lustración más

comple?a y más

realista de la

estructura de un

átomo!


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$n cada subnivel d (!ue tienen 0 orbitales) cabrán 4 electrones.

$n cada subnivel f (!ue tienen 2 orbitales) cabrán / electrones.

iguiendo esta regla debemos colocar los /2 electrones del átomo de plata, la cual debe

!uedar as66

#s., .s., .p/, 0s., 0p/, 1s., 0d#2, 1p/, 3s., 1d@

donde sólo se han puesto S electrones en los orbitales d (!ue son cinco) de la capa cuarta

para completar, sin pasarse, los /2 electrones de la plata.

9ecomendamos -er un -ideo clarificador y e%plicati-o en:

http:66AAA!youtube!com6Aatch-hbn2Dd*EfFc

$n -) es igual a 4,

$l ión g>- tiene 4 electrones.

MCómo se determina su configuración electrónica o lo !ue es lo mismo cómo se distribuyen

esos electrones en los orbitales del átomoN

$mpeamos por el nivel inferior (el más cercano al n*cleo)6 , !ue sólo tiene un orbital s, y

sabemos !ue cada orbital tiene como má&imo - electrones (s-).

http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGchttp://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc


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'asamos al segundo nivel, el -, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres)

(-s y -p -p -p).

$n -s hay sólo - electrones6 -s- y en cada -p hay dos electrones6 s- -s- -p1 (este -p1 es losmismo !ue -p- > -p- > -p-7 -p1)

Gtro e?emplo:

Configuración electrónica del fósforo (')

GQ atómico P 7 0

0 protones y 0 electrones

s- -s- -p1 s- p

9elación de la Configuración electrónica con la abla eriódica

%e modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento

podemos predecir e&actamente el número atómico, el grupo y el per'odo en !ue se

encuentra el elemento en la tabla periódica.

'or e9emplo, si la configuración electrónica de un elemento es #s. .s. .p/ 0s. 0p3, podemos hacer el siguiente análisis6

'ara un átomo la suma total de los electrones es igual al n*mero de protones; es decir,

corresponde a su número atómico, !ue en este caso es 2. $l per'odo en !ue se ubica el

elemento está dado por el má%imo ni-el energ&tico de la configuración, en este casocorresponde al perodo , y el grupo está dado por la suma de los electrones en los

subniveles s y p del *ltimo nivel; es decir, corresponde al grupo 2.


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El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual estáfundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse unelectrón en un átomo.

El desarrollo de está teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribucionesde destacados científicos entre ellos Einstein, Planck 1!"!#19$%&, de 'ro(lie, 'o)r 1!!"#19*2&, +c)rdin(er 1!!%#19*1& - eisenber(..

/a si(uiente fi(ura muestra las modificaciones ue )a sufrido el modelo del átomo desdealton )asta +c)rdin(er.


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NÚMEROS CUÁNTICOS

1) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)epresenta los ni3eles ener(éticos. +e desi(na con números enteros positi3os desde n41)asta n4% para los elementos conocidos.Para calcular el número má5imo de electrones ue acepta cada ni3el se calcula con lafórmula 2n donde 6n6 es el ni3el.

El 3alor de 6n6 determina el 3olumen efecti3o.E7ms8

:;E/ n&

úmero má5imo deelectrones

12 1 & 4 2

22 2 & 4 !


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<2 < & 4 1!

$2 $ & 4


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EE>?@:=A n & contenidos en el ni3el

1 1

2 2

3 3

+e desi(na con números ue 3an de cero a n#1, los cuales se identifican con las letras s, p,d, f.

:;E/

+B':;E/

número asi(nado&/E@C

1 l = 0 s

2l = 0

l = 1

sp

3

l = 0

l = 1

l = 2

spd

C continuación se muestra la forma de los $ subni3eles8 s, p, d, f

=ada subni3el acepta un número má5imo de electrones8

s 4 2 e#p 4 * e#


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0 1 0 #1H2

$ 2 #< I1H2

1 0 0 0

#2 1 #1 I1H2

< 1 I2 #1H2

* #2 0 I1H2

< 2 #1 I1H<

2 < #1 #1H2

* " #" <

$ 2 I< #1H2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.uestra el acomodo de los electrones en el átomo en ni3eles - suni3eles./a confi(uración electrónica puede mostrarse en dos formas8

a& =ondensadab& esarrollada

a& =AE+CC.# +olo muestra el ni3el, el subni3el - el número de electrones.E7m8

P:=:P:A E E:M:=C=:N PA>E+:;C A E>/C E CBMC'B

+stablece Hue: " Los electrones van formando los orbitales atómicos de menor a mayor

contenido de energía."


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=ada uno de los subni3eles con su respecti3o ni3el principal de ener(ía, tiene diferenteener(ía. /os subni3eles están ordenados de acuerdo co su incremento de ener(ía en lasi(uiente lista el símbolo O se lee 6menor ue6.&

1s O 2s O 2p O


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E7emplos de confi(uraciones electrónicas condensadas

úmero de masa de pI I de no&

1%=l8 1s , 2s , 2p ,


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$.#"1+b

b& E+CA//CC.# En este tipo de confi(uración se muestran los cuatro númeroscuánticos8 n, l, m - s.El número cuántico por spin s & se representa con flec)as, una )acia arriba, otra )aciaaba7o, si están 7untas en el mismo orbital8

El realiGar la confi(uración electrónica desarrollada si(ue ciertas re(las tales como8

8++9$NICGN 8+ F9


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En cada grupo aparecen los elementos que presentan el mismonúmero de electrones en el último nivel ocupado o capa devalencia. !or eemplo, todos los elementos del grupo +0 contienen 0electrones en su capa más externa y el 'ltimo electrón queda en unorbital p5

6 #1 2 7$: +s--s--p1.4l #1 2 +0$: +s--s--p30s-0p1.

/a tabla periódica es una cuadricula en la cual se ubican los elementosseg'n su distribución electrónica. !ara determinar la ubicación de cadaelemento se debe determinar la ila y la columna o grupo a partir de laconiguración electrónica: /a ila está dada por el máximo coeiciente delsubnivel S y la columna por la terminación de la distribución electrónica.Existen ( zonas #s, p, d, $1ona s con dos columnas s+ y s- 1ona p con seis columnas desde p+ &asta p3 1ona d con +8 columnas desde d+ &asta d +8

1ona con +( columnas desde + &asta +(

DETE!"#$%" DE E'E%TE( DE )$'E#%"$ * )$'E#%"$

E'E%TE( DE )$'E#%"$+ /os electrones de valencia de unelemento químico son el total de electrones que tiene en el nivel másalto. El nivel más alto se puede determinar directamente de laconiguración electrónica, eemplo:9 #12$ 2 +s- -s- -p( el nivel más alto es el -

;na vez determinado el nivel más alto, se deben localizar los subniveless y p y sumar los electrones de cada uno. En el caso del oxigeno es lasuma de los electrones en los subniveles s y p es igual a 3. Estos sonlos electrones de valencia del oxígeno.

)$'E#%"$+ Son los electrones que puede recibir o perder un átomopara ser más estable y no se debe conundir con los electrones devalencia. /a mayoría de los elementos deben tener electrones en el


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'ltimo nivel, menos el +

?esumiendo, el oxígeno tiene 3 electrones en su 'ltimo nivel, por lo quepara ser estable necesita ganar - electrones, su valencia es -. !ara el%alcio, sus electrones de valencia son - y tiene dos opciones, una ganar3 electrones o perder -5 es más ácil perder los - electrones del 'ltimonivel porque queda el nivel 0 con electrones de los subniveles s y p,por lo tanto su valencia es *-. El @odo tiene > electrones de valencia ynecesita ganar + para ser estable, por lo tanto su valencia es +.!or lo tanto la valencia dependerá de la cantidad de electrones quecontenga el elemento en su 'ltimo nivel, si tiene muc&os la tendencia esganar electrones, si tiene pocos, la tendencia es perderlos.)ormalmente los no metales #como oxigeno y yodo$ tienden a ganarelectrones y se quedan con carga negativa5 los metales tienden a perderelectrones y se quedan con carga positiva.

)$'E#%"$( !'T".'E( E# $'G#&( E'E!E#T&(

4lgunos elementos presentan valencias m'ltiples, como es el caso del%arbono, que tiene de valencias *-, *(, (. El carbono es un no metal ypor tanto puede admitir electrones de los no metales./a coniguración electrónica del carbono es +s- -s- -p-, para ser establenecesita ( electrones procedentes de los metales. AambiBn puedecompartir - electrones cuando reacciona con no metales como el9xígeno, porque tiene - electrones desapareados #los de los orbitalesp$, y diríamos que tiene valencia *-. En este caso ormaría %9#monóxido de carbono$. !ero como &ay poca dierencia de energía entrelos electrones -s y los electrones -p, entonces un electrón de -s puedesaltar a un orbital vacío de -p, con lo cual &abrá ( electronesdesapareados, y diríamos que tiene valencia *(. En este caso seormaría %9- #dióxido de carbono$.El 9xígeno por eemplo tiene 3 electrones en su 'ltima capa, por tantopuede admitir - electrones de los metales y además no puededesaparear más que dos electrones entre sus orbitales vacíos, por esoact'a siempre con valencia -. Existen casos como el cloro #que tiene >


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electrones en su 'ltima capa$ por tanto puede actuar con valencia +,generalmente. !ero cuando se combina con otros no metales puedeactuar con valencia *+, *0, *7 y *>. C!or quBD Esto es porque al tener0 capas admite orbitales d #que están vacíos$ y tiene por tanto orbitalespor donde colocar electrones desapareados. Si no salta ning'n electrón

originalmente, tendría + electrón desapareado en 0p. Si salta + electrónde 0p a 0d entonces tendrá 0 electrones desapareados. Si saltan -electrones de 0p a 0d a&ora tendrá 7 electrones. desapareados, y sisaltan 0 electrones de 0p a 0d tendrá a&ora > electrones desapareados.Esta es la explicación de sus m'ltiples valencias. El luor por eemplotiene tambiBn > electrones en su 'ltima capa pero sólo tiene valencia +,porque el nivel - no admite orbitales d y por tanto no pueden saltarelectrones de -p a -d.


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En la Mecánica uántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posiciónde los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el

comportamiento de un electrón.

Número cuntico !rinci!al (n). 'uede tomar valores n #, ., 0,!!!

$ste n*mero está relacionado con la distancia promedio entre el n*cleo y el electrón.

ayor distancia TUV mayor energa TUV menor estabilidad

Número cuntico del momento angular (l). 'uede tomar valores l 7 4, , -, ..., n 5

$ste n*mero indica la forma de los orbitales

Número cuntico magntico (ml). 'uede tomar valores ml 7 5l , 5(l 5),WWW,4,WWW,(l 5),l

$ste n*mero describe la orientación del orbital en el espacio

Número cuntico de s!in electrónico (ms). 'uede tomar dos valores m s 7 >X-, 5X-

$ste n*mero describe el campo magn


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Grbitales p

Grbitales d


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Números cuánticos y orbitales

Configuraciones electrónicas

+nerg'a de los orbitales

'ara el átomo de hidrógeno la energa está

determinada por el n*mero cuántico principal

'ara el átomos polielectrónicos la

energa está determinada por el n*mero

cuántico principal y por el n*merocuántico secundario


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rincipio de e%clusión de auli

!os electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales

i dos electrones tienen iguales n, l y ml por tanto se encuentran en el mismo orbital

$s necesario !ue un electrón tenga un ms 7X- y el otro un ms 7 5X-

+?emplo:

Fe(- electrones)6n 7 , l 7 4, ml 7 4 ms 7 >X-,

5X- #s.

Ge(4 electrones)6 n 7 , l 7 4, ml 7 4 ms 7 >X-,

5X- #s.

n 7 -, l 7 4, ml 7 4 ms 7 >X-,5X- .s.

n 7 -, l 7 , ml 7 5 ms 7 >X-,

5X- #!%


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n 7 -, l 7 , ml 7 4 ms 7 >X-,

5X- #!y

n 7 -, l 7 , ml 7 ms 7 >X-,

5X- #!K

+a configuración electrónica será6 s-- s-- p1 o bien Y "eZ- s-- p1

Grden de llenado de los orbitales atómicos! 9egla de *und

$l orden de llenado de los orbitales sehace en orden creciente de energa.

eg*n se muestra en la figura.

9egla de *und

#a configuración más estable en los subniveles es aquella que tenga mayor

multiplicidad.

#a multiplicidad se define como$

% & -' %onde6

upongamos - electrones en los orbitales p, e&isten dos posibilidades


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Caso

a:

a es más estable

Hue b

Caso

b:

+%cepciones a la regla de llenado!

+os orbitales semilleros presentan una estabilidad e&tra.

$sto hace !ue en metales de transición, elementos como el Cromo llenen antes los orbitales

d !ue se llene completamente el orbital /s

Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo!


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Configuración electrónica de $etales de ransición!

La tabla periódica y las configuraciones electrónicas


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La configuración electrónica en iones monoatómicos

#os electrones se aaden o se quitan de subniveles del nivel de energía más alto.

ropiedades periódicas


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9adios atómicos

'e define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia

elemental

8isminuye en un mismo

periodo de iKHuierda a

derecha

Al aumentar el n*mero de

electrones y de protones hace!ue aumenten las fueras

atractivas

Iumenta en un mismo grupo

de arriba aba?o!

Al aumentar el n*mero deniveles energ


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u variación en la tabla periódica es

e!uivalente al de los radios atómicos.

n anión, al ganar electrones presenta un

aumento en la repulsión entre loselectrones, lo !ue hace !ue el radio

aniónico sea mayor !ue el atómico.

n catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los

electrones, lo !ue hace !ue el radio del catión sea menor !ue el atómico.

+nerg'a de ioniKación

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.

$n general, la energa de ioniación vara de la forma6


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$ste comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo. Al descender en el

grupo los electrones se encuentran en niveles energ


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upongamos los tres primeros cationes del segundo periodo !ue hemos estudiado

anteriormente6 +i>, [e> y [>.

$l +i> tiene su *ltima capa completa por lo !ue es muy estable, el [e> si pierde un electrón

tendrá su *ltima capa completa por lo !ue ad!uirirá una alta estabilidad y el [> no

ad!uirirá una estabilidad especial, por lo !ue6

E* ( #i) \ E* ( +>) \ E* ( +e>)

+n general, todos los átomos tienden a adHuirir la configuración electrónica del gas

noble más cercano!

Ifinidad +lectrónica!

Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón

$n general, la Afinidad $lectrónica vara de la forma6


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$ste comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo, e&cepto para los

elementos del grupo - y los del grupo del nitrógeno. Al descender en el grupo los

electrones se encuentran en niveles energ


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us configuraciones electrónicas serán6

$l ]5 tiene su *ltima capa completa por lo !ue es muy estable, el J 5 si gana un electróntendrá su *ltima capa completa por lo !ue ad!uirirá una alta estabilidad y el G 5 no ad!uirirá

una estabilidad especial, por lo !ue6

E (-5) \ E ( 5) \ E ( / 5)

+lectronegati-idad:

Marca la capacidad de un átomo a atraer electrones.

$n general, la $lectronegatividad vara de la forma6

Al descender en un mismo grupo, los electrones están más ale9ados del n*cleo por lo !ue


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las fueras de atracción son menores.

Al desplaarnos a la derecha en un mismo periodo, los electrones están mas cerca del

n*cleo y más atrados por

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