UNIVERSIDAD ESTATAL PENINSULA DE SANTA ELENA FACULTAD DE CIENCIAS AGRARIAS Carrera Agropecuaria Química Inorgánica Configuración electrónica Orbitales Enlaces Christian Quinteros Freire, MVZ MgS

CONFIGURACION ELECTRONICA

Números cuánticos Las soluciones de la ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n, l, m l y s. nNúmero cuántico principal (n = 1, 2, 3, …) lNúmero cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1)) mlml Número cuántico magnético (m l = -1, 0, + 1) sNúmero cuántico de spin ( s = +/- ½ ) El número cuántico principal está relacionado con el tamaño del orbital y el valor de la energía. El número cuántico secundario esta relacionado con la forma del orbital, con el momento angular y con la energía del orbital. Se le asignan las letras: l = 0  s (sharp, definido); l = 1  p (principal); l = 2  d (difuso); l =3  f (fundamental). El número cuántico magnético está relacionado con la orientación del orbital en el espacio. El número cuántico de spin está relacionado con la rotación sobre su eje del electrón, generando un campo magnético con dos posibles orientaciones según el giro.

Forma de los orbitales

Configuración electrónica de los átomos La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de configuración electrónica. Cuando ésta es la de menor energía se trata de la configuración electrónica fundamental. En cualquier otra configuración electrónica permitida con un contenido energético mayor del fundamental se dice que el átomo está excitado. La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de tres reglas: Principio de exclusión de Pauli Principio de máxima multiplicidad de Hund Principio de mínima energía o Aufbau

Principio de mínima energía (aufbau) La distribución electrónica de una átomo se realiza en orden creciente a su E R Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

ORDEN ENERGETICO DE LOS SUB-NIVELES 7P 6d 5f 7S 6P 5d 4f 6S 5P 4d 5S 4P 3d 4S 3P 3S 2P 2S 1S ↑ Energía

1 s 2 s 3 s 2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = ; l = ; m = ; s =

Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Ningún orbital de un mismo subnivel puede contener dos electrones antes que los demás contengan por lo menos uno. Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

Principio de exclusión de Pauli. “En un átomo no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuantiaos iguales deben diferenciarse al menos en el spin”

Propiedades magnéticas Si la molécula tiene electrones desapareados  paramagnética. Si la molécula no tiene electrones desapareados  diamagnética. H 2 es diamagnética. ¿ H 2 + ?

DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA. Según modelo ACTUAL, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. Nivel o capa n Numero máximo de electrones

SUBNIVELES DE ENERGÍA

DEFINICIÓN Son regiones más pequeñas, más angostas donde se localizan los electrones. Son parte de los niveles de energía y son nombrados según la característica de las líneas espectrales de la emisión atómica Se llaman también número quántico secundario o azimutal. Se representa con la letra l Son 4 los subniveles: SUBNIVELNOMBRECARACTERÍSTICA DEL ESPECTRO s SharpNítidas pero de poca intensidad p PrincipalLíneas intensas d DifusoLíneas difusas f FundamentalLíneas frecuentes

FÓRMULA PARA DETERMINAR EL N o DE e - EN CADA SUBNIVEL Se aplica la fórmula 2( 2 l + 1) Valor cuántico de los subniveles: s=0, p=1, d=2 y f=3. SUBNIVELFÓRMULA 2( 2 l + 1) S2(2(0)+1)= 2e - p2(2(1)+1)= 6e - d2(2(2)+1)= 10e - f2(2(3)+1)= 14e -

Dentro de cada nivel,existen además subniveles u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones. Nivel Max de e - Subnivel u orbitalesMax de e - 12s2 28 s2 p6 318 s2 p6 d s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 f s2 p6 d10

NIVELSUB-NIVELORBITALES 11S0 22S0 2P-1,0,+1 33S0 3P-1,0,+1 3d-2,-1,0,+1,+2 44S0 4P-1,0,+1 4d-2,-1,0,+1,+2 4f-3,-2,-1,0,+1,+2,+3

REGLA DE MOELLER Esquema simplificado que ayuda a ubicar los electrones en niveles y subniveles en orden de energía creciente. Se le conoce también como la regla de SARRUS y comúnmente denominada “regla del serrucho” 1s2s3s 4s 7s6s 5s 2p3p4p7p6p5p 3d4d6d5d 4f5f

Tipos de Configuración Electrónica Desarrollada: Semidesarrollada: Abreviada:

Configuración electrónica Configuración electrónica del 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Nivel de energía Subnivel de energía Número de electrones Número de electrones Electrón de valencia

Escribe la configuración electrónica y la estructura atómica del potasio en su estado fundamental. Z = 19, A = 39. Solución: Como Z = 19, quiere decir que en la corteza tenemos 19 electrones; * Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 * Estructura atómica Número másico (A) = número de protones (A) + número de neutrones Þ ▪ Núcleo; 19 protones y 20 neutrones ( ) ▪ Corteza ; 19 electrones.

2.- Escribe la configuración electrónica y la estructura atómica de las especies siguientes, K+, Cl-. ( K ® Z = 19, A = 39 ), ( Cl ® Z = 17, A = 35 ). Solución: * K+ : El potasio tiene 19 electrones en la corteza, pero el K+ tiene un déficit de 1 electrón por estar cargado positivamente por lo que en la corteza tendrá 18 electrones. Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Estructura atómica Núcleo; 19 protones y 20 neutrones Corteza; 18 electrones

* Cl- : El cloro tiene 17 electrones en la corteza, pero el Cl- tiene un exceso de 1 electrón por estar cargado negativamente por lo que en la corteza tendrá 18 electrones. Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p Estructura atómica Núcleo; 17 protones y 18 neutrones Corteza; 18 electrones A las especies que poseen el mismo número de electrones se les denomina isoelectrónicas.

Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Imposible. (n < 1) Imposible. (l = n) Posible. Orbital “1 s” Imposible (m  - 1,0,1) Posible. Orbital “2 p” w Series n l m s  w I ½ w II ½ w III –½ w IV 2 1 –2 +½ w V 2 1 –1 +½

Actividad de Aprendizaje Realizar la distribución electrónica de los siguientes elementos: Bromo, estroncio, telurio, cobre, zinc, estaño, yodo, plomo, potasio, francio, calcio, criptón, vanadio, germanio, mercurio, fósforo, helio, plata, bario, oro, fluor, níquel, boro, arsénico, americio, xenón, fierro, carbono, hidrógeno, azufre, platino, radio.

2.1. ORBITALES ATÓMICOS Y NÚMEROS CUÁNTICOS ¿Dónde se encuentran los electrones en el átomo? Química

El modelo cuántico sustituye al de Bohr, cambiando las órbitas por orbitales Ahora, el electrón es considerado como una nube de carga negativa que se localiza alrededor del núcleo.

Los orbitales están descritos por los tres números cuánticos n, l, m l

Los experimentos muestran la existencia de un 4º número cuántico, el spin del electrón

Distribución de los orbitales en el átomo Cada capa electrónica o nivel energético, contiene varios subniveles o tipos de orbitales (s, p, d y f). m l proporciona el número de orbitales que hay de cada tipo. Cada nivel energético tiene los mismos subniveles energéticos que el nivel anterior más un nuevo tipo. Cada capa electrónica o nivel energético, contiene varios subniveles o tipos de orbitales (s, p, d y f). m l proporciona el número de orbitales que hay de cada tipo. Cada nivel energético tiene los mismos subniveles energéticos que el nivel anterior más un nuevo tipo.

Los orbitales no tienen forma definida, pero CONVIENE representarlos con una figura La forma de los orbitales depende del número cuántico l.

Los orbitales no tienen forma definida, pero CONVIENE representarlos con una figura El tamaño de los orbitales depende del número cuántico n.

Resolviendo la ecuación de Schrödinger para el átomo de HIDRÓGENO se obtiene la energía de orbitales de una capa

Para el resto de átomos POLIELECTRÓNICOS, las repulsiones entre electrones generan inestabilidad y no se cumple la expresión

Regla (n + l) para la energía de un orbital 1. La energía aumenta cuando lo hace (n + l) 2. Si (n + l) es igual, tiene mayor energía el de mayor n 1. La energía aumenta cuando lo hace (n + l) 2. Si (n + l) es igual, tiene mayor energía el de mayor n A.1. En el cuarto nivel de un átomo polielectrónico: a)¿Cuántos orbitales pueden existir en dicho nivel? b)¿Cuántos son de tipo s, p, d y f? c)Ordena dichos orbitales de menor a mayor energía, indicando cuál de ellos es el más estable.

¿Qué es la periodicidad? Mendeleev MendeleevAl observar semejanzas físicas y químicas entre los elementos conocidos, fue necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y agruparlos. Entre los sistemas de clasificación que se han propuesto, debe mencionarse el de Mendeleev, quien señaló que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos.Mendeleev Esta tabla periódica conste de 7 periodos (arreglo horizontal) y 18 columnas llamadas grupos (arreglo vertical), que están subdivididos en subgrupos A y B. MendeleevAños más tarde, Werner modificó la clasificación de Mendeleev, separando los subgrupos A y B. La “tabla larga” de Werner es una de las que más se utilizan actualmente, con algunas adaptaciones, y coincide con las configuraciones electrónicas de los elementos. Este sistema periódico se rige por la ley periódica de Moseley: las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.Moseley MoseleyMoseley demostró experimentalmente que en el átomo existe una cantidad fundamental que varía en forma escalonada de un elemento a otro y que fue llamada “número atómico”.

¿Cómo se aplica? La periodicidadLa periodicidad se describe como una propiedad de los elementos químicos. Indica que lo elementos que pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla periódica tienen propiedades muy similares. Considerando que la Tabla Periódica esta ordenada de acuerdo a su número atómico (Cantidad de Protones) ascendente, las propiedades se repiten cada 18avo. elemento. Por ejemplo: La columna más a la derecha de la T.P. es la de los gases raros, nobles o inertes, su característica principal es que NO REACCIONAN de manera natural con ningún otro elemento o compuesto (POR ESO SE LES LLAMA INERTES), si te fijas su número atómico va de 18 en 18. al Helio le corresponde el 2. como ese renglón solo tiene ocho elementos, pues nos dan 10 que es número atómico del siguiente elemento o sea el Neón. sumamos otros 8 y nos da el de el Argón, pero de allí en adelante, los siguientes renglones, van de 18 en 18. Cada Columna o familia, tiene propiedades PERIÓDICAS similaresLa periodicidad La periodicidad Tabla Periódica

HISTORIA DEL SISTEMA PERIODICO Triadas de DobereinerTriadas de Dobereiner A principios del Siglo XIX, Dalton propuso su teoría atómica, y años más tarde, Proust formuló que las masas atómicas de los elementos son múltiplos de la masa del hidrógenos. Una consecuencia de estos hechos fue el descubrimiento de un gran numero de elementos. A medida que el número de elementos conocidos aumenta se observaron semejanzas físicas y químicas entre ellos y fue necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y agrupar aquellos que tuvieran un comportamiento similar. La primera clasificación basada en las propiedades atómicas fue propuesta por Dobereiner, quien en 1817 informó que existía cierta relación entre los pesos atómicos de los elementos químicamente análogos cuando se agrupan en tríadas, es decir, en grupos de tres, y presentan dos situaciones.Dobereiner 1.- Sus pesos atómicos son casi idénticos 2.- El peso del elemento central tiene un valor muy cercano al promedio de los otros dos.

Clasificación de Newlands IIIIIIIVVVIVIIVIII LiBeBCNOFNe NaMgAl----- En 1863, el químico inglés J. A. Newlands vislumbró algunas de las bases de las clasificaciones periódicas que propuso en su ley de las octavas : " si se ordenan los elementos de acuerdo con sus pesos atómicos, el octavo elemento contado a partir de uno de ellos, es una especie de repetición del primero, como la octava nota en la escala musical ".

Contribución de Werner y Moseley La tabla periódica larga que en 1895 presentó Alfred Werner, es sin lugar a dudas una de las que más se utiliza actualmente con algunas adaptaciones y que fue el primer sistema periódico con la estructura larga que permite separar a los grupos A de los grupos B. Werner Al ordenar los elementos en la tabla periódica, fue natural dar a cada uno un número que indicara su posición en ella, aunque no se le concedió ningún significado físico hasta que Rutherford impuso su modelo atómico con un núcleo central diminuto y positivo.Rutherford

TABLA PERIODICA LARGA ¿Qué es la TABLA PERIODICA LARGA ? La tabla periódica La tabla periódica larga contiene información diversa sobre cada elemento, como: número atómico, masa atómica, estado de agregación, símbolo, puntos de fusión y de ebullición, radio atómico, potencial de ionización, número de isótopos estables y el de los radiactivos, que permite conocer por la posición en la tabla si un elemento es metal o no metal, etcétera. También incluyen el estado de agregación, numero atómico, masa atómica, periodo y grupo e indican si el elemento es un metal, no metal, gas noble, metal de transición o metaloide. Asimismo, la tabla periódica larga está formada por siete periodos, siete grupos A y siete B; además, incluye al grupo de los gases nobles que se denomina grupo 0 o también VIIIA y las tres columnas encabezadas por Fe, Co y Ni que se llaman grupo VIIIB. Está dividida en cuatro bloques dependiendo del subnivel en que se encuentre colocado el electrón diferencial. -Elementos “s” son llamados Metales Alcalinos y Alcalinotérreos. -Elementos “p” son llamados Semimetales/ Metaloides, no Metales y Gases Nobles. -Elementos “d” son llamados Elementos de Transición. -Elementos “f” anteriormente Llamados Tierras raras, don los Lantánidos y Actínidos.

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida. La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.elementos representativos

¿Cómo se sitúan los elementos? Un elemento está situado en la tabla periódica dependiendo de su número atómico y del tipo de subnivel en el que se encuentre colocado el último electrón (electrón diferencial, que es el último electrón de un elemento que entra en una configuración electrónica y que permite diferenciarlo del que le antecede y del que le sucede. Por el número d elementos conocidos actualmente, solo se han ocupado los orbitales de los subniveles s, p, d y f. Debido a esto, los elementos se dividen en cuatro conjuntos o bloques: elementos del bloque s, los del bloque p, los del d y aquellos que integran el bloque f.

GRUPO I A: Llamado de los metales alcalinos. Son elementos de color blanco como la plata, blandos y ligeros, se funden a bajas temperaturas, ocasionan quemaduras al tocarlos y reaccionan con el aire, además no se encuentran libres en la naturaleza. Son llamados alcalinos por su reacción con el agua formando bases. Son agentes reductores fuertes. Presentan un e- en su último nivel de energía. GRUPO II A: Llamados metales alcalino - térreos. Entran en la composición de las rocas corrientes, todos sus isótopos son radioactivos. Todos se pueden separar por electrólisis de sus sales fundidas. El berilio es utilizado en la fabricación de transmisiones, muelles y otras partes de maquinaria. GRUPO III y IV A: Grupos del Boro y del Carbono. Poseen elementos metálicos y No metálicos. Presentan tres y cuatro e- en su último nivel de energía. El Boro es considerado elemento puente.

GRUPO V y VI A Los elementos sólidos y gaseosos existen en la naturaleza en más de una forma (alotropía). Presenta 5 o 6 e- en su último nivel de energía. GRUPO VII A: Halógenos. El hidrógeno es único entre los elementos. Su núcleo consiste en un p+ alrededor del cual gira un e-, se le agrupa con los metales alcalinos por su número atómico. Además es un gas activo. Tienen siete e- en su último nivel de energía, el término halógeno significa que producen sales. GRUPO VIII A ó grupo cero. Gases nobles o inertes. Son constituyentes de la atmósfera en menos del 1%. Su configuración electrónica está totalmente saturada. No ceden ni absorben e-, debido a ésta característica. CLASES LOS ELEMENTOS SE CLASIFICAN TAMBIÉN TOMANDO CIERTOS ATRIBUTOS QUE SE DENOMINAN PROPIEDADES METÁLICAS Y NO METÁLICAS.

LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA Metales Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico). No Metales Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.

¿Quién es Henry Gwyn Jeffreys Moseley? Henry Gwyn Jeffreys Moseley (23 de noviembre de 1887 – 10 de agosto de 1915) fue un físico y químico inglés. Su principal contribución a la ciencia, fue la justificación cuantitativa del concepto de número atómico en la Ley de Moseley, en química avanzada proporcionó un apoyo fundamental al modelo de Bohr definido con detalle por Rutherford/ Antonius Van den Broek mencionando que los núcleos atómicos contienen cargas positivas iguales a su número atómico. número atómicoLey de Moseley

¿Quién es Newlands? John Alexander Reina Newlands (26 de noviembre de de julio de 1898) fue un químico analítico inglés que preparó en 1864 una tabla periódica de los elementos establecida según sus masas atómicas, y que señaló la 'ley de las octavas' según la cual cada ocho elementos se tienen propiedades similarestabla periódicamasas atómicasley de las octavas

¿Quién es Dmitri Mendeléyev? Dmitri Ivánovich Mendeléyev fue un químico ruso, creador de la Tabla periódica de los elementos.rusoTabla periódica de los elementos Su investigación principal fue la que dio origen a la enunciación de la ley periódica de los elementos, base del sistema periódico que lleva su nombre. En 1869 publicó su libro Principios de la química, en el que desarrollaba la teoría de la Tabla periódica de los elementos.

Otros Proyectos Tabla Periódica Enlaces Estructuras de Lewis Modelo Atómico de Bohr