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New Jersey Center for Teaching and Learning Iniciativa de Ciencia Progresiva

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Configuraciones electrónicas y la Tabla Periódica

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Slide 3 / 183 El Problema con el átomo nuclear El núcleo de un átomo es pequeño 1/10,000 el tamaño del átomo. Los electrones se encuentran fuera del núcleo, se mueven libremente dentro del gran vacío del átomo. El núcleo tiene carga positiva, el electrón negativa. Hay una fuerza eléctrica, F = kq q /r empujando a los electrones hacia el núcleo. No hay otra fuerza actuando sobre los electrones; sólo una fuerza total hacia el núcleo. E

1

2

2

Slide 4 / 183 El problema con el Modelo nuclear Si el modelo de Rutherford del átomo fuera correcta, el átomo debería emitir energía en forma de la órbita del electrón. Dado que el electrón se aceleraría al descomponerse, la cantidad de energía liberada debe ser de una frecuencia cada vez mayor. Esto crearía lo que se llama un espectro continuo que representa todas las frecuencias de la luz.

¿Porqué los electrones no se caen? ¿Porqué el átomo no colapsa dentro de su núcleo?

Slide 5 / 183 El problema con el Modelo nuclear Nuestras observaciones nos dicen que el modelo nuclear es insuficiente 1. La mayoría de los átomos son estables y no liberan energía completamente Si los electrones orbitaran continuamente el núcleo en movimiento circular uniforme estarían acelerados y la aceleración de las cargas libera energía. Esto no se observa.

Slide 6 / 183 El problema con el Modelo Nuclear Cuando los átomos absorven energía luego la liberan energía en forma de luz. Los electrones de los átomos pueden absorber la energía de las colisiones con fotones u otras partículas y pueden "excitarse". Los electrones excitados se mueven desde su estado inicial hasta un lugar más alejado del núcleo. Luego emiten energía en forma de luz y regresan a su forma original o inicial. http://ima gine .gs fc.na s a .gov/docs /te a che rs /le s s ons /xra y_s pe ctra /ba ckground-a toms .html

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El problema con el Modelo nuclear 2. Cuando los átomos energizados emiten energía, no se produce un espectro continuo; en su lugar, se produce un espectro de emisión y la luz emitida se presenta en longitudes de onda y frecuencias específicas.

ee-

Energía agregada externa (electricidad, luz, etc.)

energía de luz emitida

Espectro de emisión y el Modelo de Bohr Un científico llamado Niels Bohr interpretó estas observaciones y creó un nuevo modelo del átomo que explica la existencia de espectros de emisión y proporciona un marco para que puedan existir los electrones alrededor del núcleo.

Especto de emisión

núcleo

Slide 9 / 183 Espectro de emisión y el Modelo de Bohr Bohr sabía que las longitudes de onda observadas en el espectro de emisión del hidrógeno tenían un patrón regular. Cada una de las series llevan el nombre del científico que observa estas líneas espectrales particulares. Serie de Lyman (líneas espectrales en el rango UV)

Serie de Balmer (líneas espectrales en el rango visible y UV)

Serie de Paschen (líneas espectrales en la gama infrarroja)

Slide 10 / 183 Espectro de emisión y el Modelo de Bohr Nadie sabía lo que era "n". Bohr propuso que "n" se refiera a una órbita particular en torno al núcleo, donde podría estar un electrón. Bohr propuso que los electrones podían girar en el núcleo, como los planetas giran alrededor del sol ... pero sólo en ciertas órbitas específicas. Luego dijo que en éstas órbitas, no habrían de irradiar energía, como se esperaría normalmente de una tasa por la aceleración. Estas órbitas estables violarían de alguna manera esa regla. Cada órbita correspondería a un nivel de energía diferente para el electrón.

Slide 11 / 183 El átomo de Bohr El nivel de energía más bajo se denomina estado fundamental; los otros son estados excitados.

Slide 12 / 183 1 Una carga de aceleración emite energía luminosa Verdadero Falso

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2 Cuando los átomos de hidrógeno son energizados por la electricidad, ¿qué se observa?

3 ¿Por qué el Modelo Nuclear fue insuficiente? A No podría explicar la existencia de los espectros de emisión B No podría ser responsable de la estabilidad del átomo C Requiere a los electrones a estar en el núcleo y los protones en órbita alrededor del núcleo D AyB

A Un continuo espectro de luz B Un espectro de emisión de colores específicos únicamente. C Ninguna de las dos anteriores

E A, B, y C

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4 El modelo de Bohr del átomo de un electrón en su estado más bajo de energía... A está en el estado fundamental

Especto de emisión y el Modelo de Bohr Dado que los átomos normalmente no emiten radiación, Bohr creía que los electrones existían en órbitas estables discretas (n) alrededor del núcleo que variaban en energía en relación con su distancia desde el núcleo.

B está más lejos del núcleo n=

C está en un estado excitado

n=

n=

D emite energía

3

2

Incremento de energía

1

n 1 2 3

+

E ambas a y b

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Curiosamente, se encontró que las diferencias de energía entre las órbitas de Bohr para correlacionar exactamente con la energía de una determinada líneas espectrales en los ¡espectros de emisión de hidrógeno!

Especto de emisión y el Modelo de Bohr Bohr razonó que cada línea espectral estaba siendo producida por un electrón en "descomposición" de una órbita de Bohr de alta energía a una órbita de Bohr de energía más bajo. átomo de hidrógeno

n=3

n=1

Energía (J) -2.178 x 10-18 -5.445 x 10-19 -2.417 x 10-19

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Especto de emisión y el Modelo de Bohr

n=2

Bohr calculó la energía de cada una de estas órbitas.

átomo de hidrógeno

n=4 n=3 n=2

+

n=1

+

Energía de n = 3 = -2.417 x 10-19 J

Especto de emisión del hidrógeno

Energía de n = 2 = -5.445 x 10-19 J

Longitud de onda de la línea roja ( ) = 656.3 nm

E = (-2.417 x 10-19 J) - (-5.445 x 10-19 J) E = 3.03 x 10-19 J

¡¡IGUALES!!

E = h/ E = 3.033 x 10-19 J

Dado que sólo se produjeron ciertas frecuencias de la luz, sólo ciertas órbitas podían ser posibles.

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Especto de emisión y el Modelo de Bohr Estas posibles estados de energía para los electrones atómicos fueron cuantificados - sólo ciertos valores eran posibles. El espectro podría explicarse como transiciones de un nivel a otro.

Especto de emisión y el Modelo de Bohr Según el modelo de Bohr, primero un electrón es excitado a partir de su estado fundamental mediante la absorción de energía. n=4 n=3

Los electrones sólo podrían irradiar cuando se movieran entre las órbitas, no cuando estuvieran en una órbita.

n=2

fotón

n=1

alta

e-

e-

+

alta

baja

baja

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Especto de emisión y el Modelo de Bohr

Una vez que un electrón se excita, puede tomar cualquier camino para volver a su estado fundamental, siempre y cuando la liberación de energía sea cuantificada en paquetes discretos.

Revisión: Emisión del Espectro del Hidrógeno Los átomos de hidrógeno tienen un protón y un electrón. El espectro de emisión de hidrógeno muestra todas las diferentes longitudes de onda de la luz visible posibles, emitidos cuando un electrón excitado vuelve a un estado de menor energía. Transición

Aquí vemos 2 emisiones independientes procedentes del mismo electrón. El electrón puede ir a partir de n = 3 a la derecha n = 1 o puede ir de n = 3 a n = 2 a n = 1. n=4 n=3

n=4 n=3

n=2

luz emitida

6

2

410 nm

4

2

486 nm

3

2

656 nm

+

n=2 n=1 n=1

+

+

Click aquí para una animación del Modelo de Bohr

Ambos ocurrirán y son aceptables.

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Espectro de emisión y el Modelo de Bohr La diferencia de energía entre las órbitas disminuye a medida que se va alejando del núcleo. n=3

n=2

n=1

+

Transición

Longitud de onda Energía (J) producida de la recta espectral (nm)

3 --> 2

656

3.03 x 10-19

2 --> 1

122

1.63 x 10-18

Espectro de emisión y el Modelo de Bohr Debido a los diferentes números de protones en el núcleo y el número de electrones alrededor de ellos, cada átomo produce un espectro de emisión única después de ser energizados.

Dado que el espectro de emisión de cada elemento es único, puede utilizarse para identificar la presencia de un elemento en particular.

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Slide 26 / 183 Ensayos a la llama Cuando un átomo excitado emite luz, vemos todas las líneas espectrales combinadas y un solo color es visible para nosotros. Se necesita un prisma o una rendija de difracción para ver el espectro de emisión.

luz de un átomo excitado

rectas espectrales prisma

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Slide 28 / 183 Ensayos a la llama

Ensayos a la llama Sin embargo, para muchos de los elementos, se pueden identificar simplemente por el color producido por todas las líneas espectrales juntas. Un ensayo a la llama es un procedimiento utilizado en química para detectar la presencia de ciertos iones metálicos, basados en la emisión característica del espectro de cada elemento.

Aplicación: Los fuegos artificiales hacen uso del hecho que los átomos emiten luz visible cuando son excitados con energía. Además, hacen uso del hecho de que cada elemento tiene su propio espectro de emisión único que producen los diferentes colores que se ven.

El Calcio produce el naranja-rojo de color

El Sodio produce el color amarillo

Slide 29 / 183 5 ¿Cuál de los siguientes explica mejor por qué los átomos producen espectro de emisión y no espectro continuo?

Slide 30 / 183 6 ¿Cuál de los siguientes NO es cierta en relación con el modelo de Bohr del átomo?

A No todos los átomos contienen suficiente cantidad de electrones para producir espectro continuo

A Los electrones pueden existir sólo en ciertas órbitas cuantificadas alrededor del átomo

B Un espectro continuo requiere el movimiento de los neutrones

B Cuando "n" se hace mayor, la energía de la órbita es mayor también

C Los electrones sólo pueden existir en ciertos orbitales estables de energías específicas

C La órbita de menor energía en la que un electrón está en se conoce como el estado fundamental

D Los electrones pueden existir y moverse en cualquier lugar alrededor del núcleo y no están vinculados a una órbita específica

D Al volver de un estado excitado, un electrón puede sólo moverse entre el conjunto de órbitas de Bohr.

E Ninguna de las anteriores

E Todas las anteriores son ciertas

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7 ¿Cuál de las siguientes transiciones electrónicas producirían la recta espectral de mayor energía?

Absorción vs. Emisión Como los electrones sólo pueden efectuar la transición entre el conjunto de órbitas de energías de los átomos, deben absorber la energía en las mismas frecuencias en las que la emiten.

A 5 --> 4 B 3 --> 2 C 4 --> 3 D 2 --> 1 E 6 --> 5

Monitoreando las frecuencias de la luz en la que son absorbidas, pueden ayudar a determinar qué elemento o molécula está presente.

Slide 33 / 183 8

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¿La imagen de abajo ilustra una emisión de fotones o absorción? n=4

El electrón en el átomo de hidrógeno que se encuentra por debajo de las transiciones a partir de n = 6 para n = 2 y emite luz con una longitud de onda de alrededor de 410 nm. ¿Corresponde a que color en el espectro visible?

9

n=3

A

Emisión

B

Absorción

n=2

n=1

+

C Ninguna D Ambas

A

Rojo

B

Naranja

+

C Azul

Slide 35 / 183 El electrón en el átomo de hidrógeno que se encuentra por debajo de las transiciones a partir de n = 3 a n = 2, ¿emite de qué color la luz?

Slide 36 / 183 11

El espectro de emisión del Cloro se muestra a continuación. ¿Cuál de los siguientes representa el espectro de absorción correspondiente del Cloro?

+

10

Rojo Naranja C Azul D Violeta A B

656 nm

Espectro de emisión del hidrógeno

486 nm

410 nm

D Violeta

A

B

C

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Slide 38 / 183 El átomo de Bohr del átomo y radios atómicos

12 Un átomo de hidrógeno puede producir todo el espectro de emisión de hidrógeno.

Otra pieza que se usa como evidencia para apoyar el modelo de Bohr, era que también fue capaz de predecir con precisión el tamaño de un átomo utilizando la fuerza de Coulomb y su concepto de órbita. Primero, un electrón se mantiene en órbita por la fuerza de Coulomb:

Verdadero Falso

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Slide 40 / 183 El átomo de Bohr

El átomo de Bohr

Los radios de las órbitas de un átomo de hidrógeno están dadas por la siguiente fórmula, para la órbita más pequeña,

Con el uso de la fuerza de Coulomb, podemos calcular los radios de las órbitas. Estos corresponden a los tamaños de los átomos conocidos muy bien.

rn =

n2 r1

Z

r = 0.53 x 10 m. 1

-10

n = 1, 2, 3, 4, .... Donde: rn = radio de la órbita de Bohr "n"

Z = carga nuclear

r1 = radio de la órbita de Bohr 1

Observe que las órbitas aumentan de tamaño con el cuadrado de n, por lo que se hace mucho más grande a medida que n aumenta.

Slide 41 / 183 13

(para el Hidrógeno, Z = 1)

Slide 42 / 183

El radio de la órbita para el tercer estado excitado (n=4) del hidrógeno es ______r . 1

14

El radio de la órbita para el quinto estado excitado (n=6) del hidrógeno es ____ x 10 m. r = 0.50 x 10 m -10

1

-10

Slide 43 / 183 Hipótesis de De Broglie y el modelo de Bohr La teoría de las ondas de De Broglie de la materia, también explica las órbitas de Bohr. Mientras que la longitud de onda de un electrón en órbita era la misma que la circunferencia de la órbita, no irradiaría y ni se movería en el núcleo.

De Broglie proponía que los electrones en órbitas específicas producirían ondas estacionarias en longitudes de onda específicas, frecuencias y energías.

Slide 45 / 183 Mecánica Cuántica El objetivo era explicar por qué los electrones en un átomo no se encuentran en el núcleo. Un electrón, como una partícula cargada, se vería afectada en la causa de la Segunda Ley de Newton. #F = ma Pero los electrones, en los átomos, no son partículas, son ondas. Ondas que no siguen la Segunda Ley de Newton. Schrodinger tuvo que inventar una nueva ecuación para la mecánica ondulatoria.

Slide 44 / 183 Física Cuántica Mientras se daba un gran paso hacia adelante, el modelo de Bohr sólo era útil en la predicción de la frecuencia de la recta espectral de los átomos que tenían un electrón, como el hidrógeno o ciertos átomos ionizados. La idea era, que el electrón era una partícula en la órbita alrededor del núcleo, pero con propiedades ondulatorias que sólo permitían ciertas órbitas, esto era factible sólo para el hidrógeno. Las explicaciones semi-clásicas no fueron ciertas a excepción del hidrógeno. Resultó ser un golpe de suerte que dejó de funcionar incluso en ese caso.

Slide 46 / 183 Electrones: ¿ondas, partículas o ambas? Recordemos que los electrones pueden comportarse como una partícula y una onda. Teniendo esto en cuenta, para encontrar dónde se encuentran en el átomo debemos tener en cuenta tanto la naturaleza de la partícula y onda del electrón. El modelo atómico simple de Bohr no era suficiente para explicar la posición de los electrones, por lo que era necesario un nuevo modelo.

deslizar para ver la H# = nueva E# ecuación

Slide 47 / 183 Mecánica cuántica - Una nueva teoría

Slide 48 / 183 Mecánica cuántica - Una nueva teoría

La mecánica cuántica es una rama de la física que proporciona una descripción matemática de la dualidad onda-partícula, y exitosamente se explican las siguientes 2 ideas:

En general es aceptada como la teoría fundamental que subyace en todos los procesos físicos.

(1) los estados de energía en átomos y moléculas complejas

La mecánica cuántica es esencial no sólo para la comprensión de los átomos y las moléculas, sino que también puede tener efectos a mayor escala.

(2) el brillo relativo de las rectas espectrales

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La función de onda y su interpretación

Interpretación de la Función de onda(Ψ) El cuadrado de la función de onda en cualquier punto es proporcional al número de electrones que allí se espera calcular.

Una onda electromagnética (luz) está hecha de campos eléctricos y magnéticos oscilantes.

Ψ2

¿Qué está oscilando en un electrón o en una onda de materia?

∞# electrones

Para un solo electrón, la función de onda es la probabilidad de encontrar el electrón en ese punto.

La función onda Ψ (psi), describe el estado y comportamiento de un electrón. Los dos campos de la onda están marcados en azul y rojo en la animación.

Ψ = Probabilidad de hallar el electrón

Cada frecuencia de onda es proporcional al nivel de energía posible del oscilador.

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El experimento de la doble rendija

Experimento de la doble rendija de Young Esta serie de fotos fue hecha por electrones siendo despedidos uno por vez a través de dos rendijas.

Recordemos el patrón de interferencia observado después que varios electrones han pasado por las rendijas.

Cada exposición se hizo después de un tiempo un poco más largo.

Luz o electrones

intensidad en la pantalla

Si enviamos los electrones a través de uno a la vez, no podemos predecir la trayectoria que tomará un solo electrón, pero podemos predecir la distribución general.

El mismo patrón emerge como fue hallado por la luz. La única explicación es que cada electrón se comporta individualmente como una onda a medida que pasa a través de ambas rendijas. Pero cada electrón debe ser una partícula cuando golpea la película, o no tendría un punto en la película, tal como se llevó a cabo.

Esta imagen mostró que la materia es una onda como una partícula.

Slide 53 / 183 15 La probabilidad de encontrar un electrón en un lugar específico es directamente proporcional a:

A su energía

B su momento

C su función de onda D el cuadrado de su función de onda

Slide 54 / 183 El principio de incertidumbre de Heisenberg La mecánica cuántica nos dice que hay límites inherentes a la medición. Esto no es debido a los límites de nuestros instrumentos, sino que es debido a la dualidad onda-partícula, y para la interacción entre el equipo de observación y el objeto observado.

Con esto en mente, en 1926 un hombre llamado Werner Heisenberg propuso lo que se conoce como el Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

Slide 55 / 183 El principio de incertidumbre de Heisenberg

Slide 56 / 183 Explicación alternativa de la Principio de Incertidumbre Piense en electrones como bolas pequeñas que ruedan alrededor de un gran lugar.

Imagínese tratando de ver un electrón con un microscopio de gran alcance.

No podemos ver directamente (o escuchar) electrones porque son muy pequeñas, así que imaginamos que el lugar está totalmente oscuro y estamos usando tapones para los oídos.

Al menos un fotón debe dispersarse fuera el electrón y entrar en el microscopio. Sin embargo, al hacerlo, transferirá parte de su impulso al electrón.

En este experimento, con el fin de encontrar un electrón se le da un palo para rozar por el suelo de manera de "sentir" los electrones (para que podamos "sentir" u observar un efecto electrón).

Slide 57 / 183 Experimento de rodamiento ¿Qué sucede con la posición de los rodamientos una vez que se ha localizado golpeando con el palo? Si ignoramos la fricción, e incluso permitimos que nuestro electrón hipotético vuele alrededor de la habitación en 3 dimensiones (como los electrones realmente hacen) ¿podríamos en algún momento saber realmente dónde está el rodamiento EXACTAMENTE? Por supuesto que no! Lo mismo pasa con los electrones. Son tan pequeños que en el mismo acto de observar su posición, su posición cambia.

Slide 58 / 183 El principio de incertidumbre de Heisenberg La incertidumbre en el momento del electrón se toma como el impulso del fotón; lo que significa que no podría transferir ninguno de su impulso o la totalidad de un impulso. en nuestro ejemplo, el palo podría golpear el rodamiento y rebotar, o hacer que el rodamiento rebote

Además, la posición sólo puede ser medida hasta aproximadamente una longitud de onda del fotón en nuestro ejemplo, podríamos perder el rodamiento completamente

¡Es un círculo vicioso!

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El principio de incertidumbre de Heisenberg

El principio de incertidumbre de Heisenberg

Combinando, encontramos la combinación de incertidumbres:

(

x) (

px )

h

Este es específicamente el rincipio P de incertidumbre de Heisenberg. Nos dice que la posición y el momento de una partícula no pueden ser medidos con precisión al mismo tiempo.

Esto también se puede escribir como la relación entre la incertidumbre en el tiempo y la incertidumbre en la energía:

( E) (

t)

h

Esto nos dice que si un estado de energía sólo dura por un tiempo limitado, su energía será incierta. También nos dice que la conservación de la energía puede ser violada si el tiempo es lo suficientemente corto.

Slide 61 / 183 16 La razón por la que no se puede especificar la ubicación de una partícula con precisión infinita es por el:

A

principio de exclusión

B C

efecto fotoeléctrico

D

principio de la relatividad

principio de incertidumbre

Slide 63 / 183 18 Si la precisión en la medición de la velocidad de una partícula aumenta, la precisión en la medición de su posición:

A

aumentará

B

disminuirá

C

permancerá igual

D

será incierta

Slide 62 / 183 17 Si la precisión en la medición de la posición de una partícula aumenta, la precisión en la medición de su velocidad:

A

aumentará

B C

disminuirá

D

será incierta

permanece igual

Slide 64 / 183 Implicaciones Filosóficas: Probabilidad frente al Determinismo Como sabemos, el mundo de la mecánica de Newton es determinista. Si conocemos las fuerzas que actúan sobre un objeto y su velocidad inicial, se puede predecir a dónde irá.

La mecánica cuántica es muy diferente. Se puede predecir lo que la mayoría de los electrones harán en promedio, pero se puede tener poca idea de lo que va a hacer cualquier electrón en forma individual.

Slide 65 / 183 Mecánica cuántica vs. Clásica En la física clásica, las predicciones sobre cómo los objetos responden a las fuerzas se basan en la segunda ley de Newton: #F = ma En la física cuántica, esto ya no funciona; las predicciones se basan en la ecuación de onda de Schrödinger. H# = E#

Slide 66 / 183 Ecuación de onda de Schrödinger's H# = E# Resolver esta ecuación está mucho más allá de este curso. Y sólo se puede determinar algunas probabilidades de los resultados ... no se puede determinar específicamente qué va a pasar en cada caso. Sin embargo, esta ecuación se ha resuelto desde muchos casos concretos y vamos a utilizar esas soluciones para comprender los átomos, las moléculas y los enlaces químicos.

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¿Schrödinger y su gato?

19 La mecánica cuántica provee una definición matemática para la:

Erwin Schrödinger recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por el desarrollo de la ecuación de Schrödinger.

A onda- como propiedades del electrón únicamente

B partícula-como propiedades del electrón únicamente

Además es conocido por su famoso experimento imaginario donde aplicó la mecánica cuántica a los objetos cotidianos... específicamente un gato.

C fuerza clásica de Newton que regula átomos D onda-dualidad de partículas de electrones

Click aquí para una breve explicación del "Gato de Schrodinger"

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Mecánica cuántica - Vista de átomos Dado que no podemos decir exactamente dónde está un electrón, la imagen del átomo de Bohr, con sus electrones en órbitas ordenadas, no puede ser cierta.

La teoría cuántica describe una distribución de probabilidad de electrones; esta figura muestra la distribución para el estado fundamental del hidrógeno.

Números cuánticos Las soluciones a la ecuación de onda de Schrödinger toman la forma de conjuntos de números. Hay cuatro números cuánticos diferentes: n, l, ml, ms necesitados para especificar el estado o probable ubicación de un electrón en un átomo.

n = principal

l = azimutal ml = magnético

n=4

Y

n=3 n=2

n=1

+

En esta imagen, la probabilidad de encontrar un electrón en alguna parte está representada por la densidad de puntos en esa ubicación.

X Z

nivel de energía/ distancia desde el núcleo

forma del orbital

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Un orbital es una región del espacio donde es más probable que se encuentre un electrón.

Los valores de n son enteros mayores que o igual a 1: n≥1 En general, cuanto mayor sea el valor de n, el núcleo está más alejado de dónde debe encontrarse el electrón.

orientación del orbital en el espacio

20 El principal número cuántico, n, determina la____________ del orbital. n=4 n=3 n=2

n=1

+

A B

Orientación

D

Capacidad

C

Energía

Forma

+

dirección del electrón girado

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(n): Número cuántico principal

El número cuántico principal, n, describe el nivel de energía del orbital.

ms = girado

Slide 73 / 183 21 Según n aumente, la energía orbital ________ .

A B

C D

Aumenta

Slide 74 / 183 (l): Número cuántico azimutal (ml): Número cuántico magnético Cada región orbital tiene una forma muy específica basada en la energía de los electrones que ellos ocupan y una orientación específica en el espacio.

Disminuye

Permanece constante Aumenta y luego disminuye

El número cuántico l designa la forma del orbital. Hay cuatro formas de orbitales: s,p,d,f El número cuántico ml designa la orientación del orbital en el espacio.

Slide 75 / 183 Forma orbital del electrón y orientaciones This quantum number defines the shape of the orbital, and gives the angular momentum.

Slide 76 / 183 Orbitales s Los orbitales s tienen forma esférica. El radio de la esfera aumenta con el valor den. Si estás observando un electrón en un orbital s, la dirección que observas no importa, sólo tienen una sóla orientación en el espacio.

1 1

2 2

Si l = s forma ml = 1 orientación 1 orbital por nivel de energía http://che mwiki.ucda vis .e du/@a pi/de ki/file s /4826/=S ingle _e le ctron_orbita ls .jpg

Slide 77 / 183 Orbitales p Los orbitales p tienen dos lóbulos con un nodo entre ellos. Para los orbitalesp, la densidad de cantidad de electrones y la probabilidad de encontrar un electrón depende tanto de la distancia desde el centro del átomo, como la dirección.

Slide 78 / 183 Orbitales d

Alta probabilidad de encontrar un electrón

Baja probabilidad de encontrar un electrón

Los orbitales d tienen forma más complejas. Hay 5 posibles orientaciones en el espacio, entonces podemos tener 5 posibles orbitales d.

Los orbitalesp tienen 3 posibles disposiciones espaciales, entonces podemos tener 3 posibles orbitales.

l = p forma ml = 3 orientaciones 3 orbitales por nivel de energía

l = d forma ml = 5 orientaciones 5 orbitales por nivel de energía

3 3

Slide 79 / 183 Orbitales f Hay 7 posibles orbitales.

Slide 80 / 183 22 El número cuántico, l, determina la____________ del orbital.

A

Orientación

B

Energía

C

Forma

D

Capacidad

l = f forma ml = 7 orientaciones 7 orbitales por nivel de energía

Slide 81 / 183 23 El número magnético, m , determina la _________ del orbital.

l

Slide 82 / 183 24 Un orbital A(n)___ tiene la forma de lóbulo.

A Orientación

A s

B C

Energía

p

Forma

B C

D

Capacidad

D

f

d

Slide 83 / 183 25 Un orbital s tiene _____ orientación(es) posible(s) en el espacio.

Slide 84 / 183 26 Un orbital f tiene____ orientación(es) posible(s) en el espacio.

A 1

A 1

B C

3

3

5

B C

D

7

D

7

5

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Slide 86 / 183

Número cuántico, m (espín)

Número cuántico (espín), m

s,

s

En los años 1920, se descubrió que dos electrones en el mismo orbital no tienen exactamente la misma energía.

El "espín" de un electrón describe su campo magnético, lo que afecta a su energía. El número cuántico espín, puede ser negativo o positivo. Esto implica que los electrones son de alguna manera, capaz de emparejarse, a pesar de que se repelen entre sí debido a la fuerza electromagnética.

Esto llevó a un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín, m . s

- espin

+ espin

Cada orbital, por lo tanto, puede contener un máximo de 2 electrones.

Slide 87 / 183

Slide 88 / 183 28 Los electrones dentro del mismo orbital deben tener

27 El número cuántico espín, ms

A puede tener sólo dos valores B se relaciona con el espín del electrón C se relaciona con el espín del átomo D Ambas A y B

E

A, B y C

Slide 89 / 183 Los cuatro números cuánticos

l, número cuántico azimutal que designa la forma del orbital: s,p,d,f ml, número cuántico magnético que designa la orientación del orbital. ms, designa el espín del electrón Click aquí para ver un video

el mismo espín ningún espín

espines opuestos los electrones no pueden ocupar el mismo orbital

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El estado cuántico de un electrón es caracterizado por los cuatro números cuánticos; dos electrones no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.

n, Principal número cuántico que designa la capa de energía.

A B C D

Vocabulario de números cuánticos Recuerda: un orbital es un lugar con alta probabilidad de encontrar un electrón. Capa - se refiere al primer número cuántico, n

+ -

Subcapa - se refiere al segundo número cuántico, / y el tipo específico de orbitales (s,p,d, or f) dentro de una capa dada. Orbital - se refiere al tercer número cuántico, ml

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Slide 92 / 183 Subniveles de números cuánticos

Capas y subcapas de energía Algunas combinaciones de números cuánticos son imposibles:

Los orbitales con el mismo valor de n forma un nivel. Diferentes tipos de orbitales dentro de capas o niveles son subcapas o subniveles.

Si n = 1, un electrón puede solamente ocupar un subnivel s. Si n = 2, un electrón puede solamente ocupar niveles s o p. Si n = 3, un electrón puede solamente ocupar subniveles s, p o d. Si n = 4, un electrón puede solamente ocupar subniveles s, p, d o f.

Slide 93 / 183 29 Si n=1 ¿un electrón puede ocupar cuál de las subcapas o subniveles?

A B C D

1s

Slide 94 / 183 30 Un orbital puede mantener un máximo de ____ electrones A 1

B

2s

C D

2p 3s

2 4 infinitos

Slide 95 / 183 31 ¿Cuál es el máximo número de electrones que puede ocupar el orbital f?

A

10

Slide 96 / 183 32 ¿Cuántos conjuntos posibles de números cuánticos o estados del electrón hay en el orbital 4d?

A

2

18

B

8

D 22

C

10

D

14

B 14 C

Slide 97 / 183 33 Un electrón está en el estado 6f. Determinar el principal número cuántico.

A B

5

C

6

Slide 98 / 183 34 Un electrón está en el estado 6d. ¿Cuántos electrones están permitidos en este estado?

3

D 14

A B

7

C

10

6

D 14

Slide 99 / 183 35 ¿Cuántos electrones completarán el orbital 4f?

A

3

B

7

C

14

D

4

Slide 100 / 183 36 Un electrón está en el estado 6f. ¿Cuántos electrones están permitidos en este estado?

A B

7

C

10

6

D 14

Slide 101 / 183 Inventario de electrones Aprenderemos cómo enumerar los electrones de un átomo basado en el orbital en el que cae cada electrón. Para ello también necesitaremos saber todo acerca del orden de los orbitales, en base a la energía que se necesita para poner los electrones en ellas.

Slide 102 / 183 Inventario de electrones Para entender cada uno de los temas, vamos a necesitar conocer el tema que viene, antes que el diagrama siguiente del triángulo. Esto puede ser un poco confuso, pero tengamos en cuenta lo siguiente: el concepto no se forma hasta que todas las partes están en orden. Orden de los orbitales

Esto afectará a determinados elementos y hará que algunos otros elementos sean excepciones a la orden general de los orbitales. Excepciones a la orden

Energía de los orbitales

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Energías de orbitales

Energías de orbitales A medida que el número de electrones aumenta, también lo hace la repulsión entre ellos.

Para un electrón en un átomo de hidrógeno, los orbitales sobre los mismos niveles de energía tienen la misma energía.

Los átomos complejos contienen más de un electrón, por lo que en la interacción entre los electrones debe tenerse en cuenta los niveles de energía.

Degenerado es el término que hace referencia al hecho de que las energías son iguales.

Esto significa que la energía depende tanto de n y l. Por lo tanto, en los átomos con muchos electrones, los orbitales que están en el mismo nivel de energía ya no son degenerados.

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Energías de orbitales Todos estos gráficos muestran cómo la energía depende de n y l, sólo que en diferentes representaciones.

Energías de orbitales Tengamos en cuenta de lo cerca que están los orbitales de energía d y f son los orbitales s de niveles de energía posteriores. Esto tendrá un impacto sobre las excepciones a varias reglas, discutiremos más tarde este capítulo.

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Diagrama de orbitales Cada cuadro en el diagrama representa un orbital.

3 reglas para el llenado de orbitales del electrón

Los orbitales en el mismo subnivel son dibujados juntos.

Regla principal

Las flechas representan los electrones. La dirección de las flechas representan el espín relativo (+ o - ) del electrón.

8

Los electrones se añaden uno a la vez a los orbitales de más baja energía que estén disponibles, hasta que todos los electrones del átomo se hayan contado. Principi de exclusión de Pauli Un orbital puede contener un máximo de dos electrones. Para ocupar el mismo orbital, dos electrones deben girar en direcciones opuestas.

O 1s

2s

2p

La regla de Hund Los electrones ocupan orbitales de igual energía, de modo que un número máximo de electrones resulten desapareados.

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Slide 110 / 183 Principio de exclusión de Pauli

Principio de Aufbau Aufbau toma su nombre de una palabra alemana que significa "construir"

No puede haber dos electrones en un mismo átomo con la misma energía.

correcto El estado cuántico es

Desarrollado en la década de 1920 por Bohr y Pauli, establece que los orbitales de los electrones se llenan primero con los niveles de energía más bajos.

Imaginemos esto, en términos de inquilinos haraganes - los inquilinos en un edificio de varios pisos, llenan el nivel superior del suelo primero, para no tener que subir escaleras.

Slide 111 / 183 La regla de Hund

especificado por los cuatro números cuánticos; dos electrones no pueden tener el mismo conjunto

1s2

2s2

2p1

incorrecto

de números cuánticos (ms = + o -) 1s2

2s2 2p1

Slide 112 / 183 Diagrama de nivel de energía

Cada orbital en un subnivel está ocupado por separado con un electrón antes de que ningún orbital sea ocupado doblemente, y todos los electrones en los orbitales ocupados por separado, tienen el mismo espín.

incorrecto

correcto

1s2

2s2

2p2

1s2

Complete el diagrama de nivel de energía para el Magnesio (Mg):

2s2 2p2

Pensemos esto como un bus/colectivo vacío. La gente no se sentará al lado de otra persona hasta que ese asiento esté ocupado.

Slide 113 / 183 Diagrama de nivel de energía

Complete el diagrama de nivel de energía para el Cloro (Cl):

Slide 114 / 183 Diagrama de nivel de energía

Completar el Diagrama de Nivel de energía para el Hierro (Fe):

Slide 115 / 183 Configuraciones electrónicas

Slide 116 / 183 Configuraciones electrónicas Las configuraciones electrónicas muestran las distribuciones de todos los electrones en un átomo. Cada componente consta de: Un número que denota el nivel de energía

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Configuraciones electrónicas

Configuraciones electrónicas

Las configuraciones electrónicas muestran las distribuciones de todos los electrones en un átomo.

Las configuraciones electrónicas muestran la distribución de todos los electrones en un átomo.

Cada componente consta de:

Cada componente consta de:

Un número que denota el nivel de energía, Una letra que denota el tipo de orbital

Un número que denota el nivel de energía, Una letra que denota el tipo de orbital, y Un super índice que denota el número de electrones en esos orbitales.

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Regla Nemotécnica

Configuración electrónica del Sodio

Por ejemplo, acá tenemos la configuración electrónica del estado fundamental del Sodio:

1s2 2s2 2p6 3s1 (Todos los números elevados se suman al número total de electrones)

23 11

Na

átomo de Sodio

Slide 121 / 183 Diagrama de nivel de energía

Slide 122 / 183 Diagrama de nivel de energía

Escribe la configuración del estado fundamental para el Cloro (Cl):

Escribe al configuración electrónica del estado fundamental para el Magnesio (Mg):

Configuración electrónica

Configuración electrónica

Slide 123 / 183 Diagrama de nivel de energía

Slide 124 / 183 Diagrama de nivel de energía Estado de excitación

Escribe la configuración de su estado fundamental para el Hierro (Fe):

Configuración electrónica

En una lámpara de vapor de sodio, los electrones de los átomos de sodio, son excitados en el nivel 3p por una descarga eléctrica y emiten luz de color amarilla, y vuelven a su estado fundamental.

Slide 125 / 183 Energía de orbitales

Na: Diagrama de niveles de energía del estado de excitación

Slide 126 / 183 37 Un átomo neutral tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p63s23p2 ¿Qué elemento es?

C silicio D germanio Click para ver una animación interactiva de la Tabla Periódica para cada elemento Click aquí para ir al juego de orbitales

Respuesta

A carbono B nitrógeno

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Slide 128 / 183

38 Un átomo neutral tiene una configuración electrónica de 1s 2s 2p 3s 3p . ¿Cuál es su número atómico? 2

6

2

2

Respuesta

A 5 B 11 C 14 D 20

Slide 129 / 183 40 ¿Cuál de los siguientes representa la configuración electrónica del estado excitado del electrón para el Sodio (Na)?

A

1s22s22p63s1

B

1s22s22p7

C

A

1s22s22p63s1

B

1s22s22p7

C

1s22s32p6

Respuesta

2

39 Un átomo neutral tiene una configuración electrónica de 1s2 2s2 2p6 . Si un átomo neutral gana un electrón adicional ¿Cuál es la configuración de su estado fundamental?

D ninguna de las respuestas dadas

Slide 130 / 183 Configuraciones abreviadas Los elementos en la columna de la derecha de la tabla periódica tienen sus subniveles completamente llenos. Este grupo de elementos se los conoce como "gases nobles". Los elementos gases nobles se utilizan para escribir las configuraciones electrónicas abreviadas. Gases nobles

1s22s22p63p1

D ninguna de las respuestas dadas

Slide 131 / 183 Configuraciones abreviadas Para escribir la configuración abreviada de un elemento:

Slide 132 / 183 Configuraciones abreviadas Ejemplo: Sodio (Na)

(1) Escribe el símbolo del elemento de un gas noble de la fila que se encuentre antes entre corchetes [ ]. (2) Agrega los electrones que faltan comenzando en el orbital s de la fila en que el elemento está con la configuración que se ha completado.

Configuración electrónica:

1s22s22p63s1 configuración electrónica del Neón

Configuración abreviada:

[Ne] 3s1

Slide 133 / 183

Slide 134 / 183

Completa los espacios con la configuración abreviada

41 ¿Cuál es la configuración electrónica correcta para el Li?

A

Deslizar para ver la respuesta

B

1s3 1s1 2s2

C

1s2 2s1

D

1s2 1p1

Slide 135 / 183

Slide 136 / 183

42 ¿Cuál de las siguientes sería la configuración electrónica correcta para el Mg?

43 ¿Cuál de las siguientes sería la configuración electrónica correcta para el ión Mg2+ ion?

A 1s22s23s23p64s2

E Ninguna de éstas

Respuesta

D 1s22s22p63s2

B 1s22s23s23p6 C 1s22s22p6 D 1s22s22p63s2 E Ninguna de éstas

Slide 137 / 183

Respuesta

A 1s22s23s23p64s2

B 1s22s23s23p6 C 1s22s22p6

Respuesta

Configuración abreviada

Elemento

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44 ¿Cuál de las siguientes sería la configuración electrónica correcta para el ión Cl-?

45 ¿Cuál "abreviatura" se esperaría para la configuración electrónica para el Azufre (S)? A [He]3s23p4 B [Ar]3s24p4

A 1s22s23s23p6

C [Ne]3s23p3

B 1s22s23s23p5

E Ninguna de éstas

E [Ne]3d1

Respuesta

D 1s22s22p63s1

D [Ne]3s23p4 Respuesta

C 1s22s22p6

Slide 139 / 183

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46 ¿Cuál "abreviatura" se esperaría para la configuración electrónica del Vanadio (V)?

Estabilidad

A [He]4s23d1 B [Ar]4s23d104p1 C [Ar]4s23d3 D [Kr]4s23d1 Respuesta

E [Ca]3d1

Cuando se estudiaron los elementos, los científicos notaron que algunos de ellos no reaccionan en determinadas situaciones en las que otros lo hacen. Estos elementos fueron etiquetados como "estables" debido a que no cambian fácilmente. Cuando estos elementos estables se agruparon, se observó que periódicamente, había patrones en la aparición de elementos estables. En la actualidad reconocemos esa diferencia en la estabilidad debido a la configuración electrónica.

Slide 141 / 183

Slide 142 / 183 Estabilidad

Grupos de números

Los elementos de estabilidad variable caen en una de las 3 categorías. Los átomos más estables tienen niveles de energía completamente llenos. ~Nivel completo de energía ~Subnivel completo (s, p, d, f) ~Subnivel medio completo ( d , f ) 1 2 3 4 5 6 7 5

Hay dos métodos para marcar los grupos, el método más antiguo se muestra en negro en la parte superior y el nuevo método se muestra en azul en la parte inferior.

6 7

Slide 143 / 183

Slide 144 / 183

Estabilidad El orden siguiente es la estabilidad de los elementos con subniveles completos. ~Nivel completo de energía ~Subnivel completo (s, p, d, f) ~Subnivel medio completo ( d , f ) 5

1 2 3 4 5 6 7 6 7

7

7

Estabilidad Por último, los elementos con subniveles medio llenos, también son estables, pero no tan estables como los elementos con los niveles o subniveles completos de energía. ~Nivel completo de energía ~Subniveles completos (s, p, d, f) ~Subnivel medio completo ( d , f ) 1 2 3 4 5 6 7 5

6 7

7

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Slide 146 / 183 Excepciones en la configuración electrónica Cromo

Excepciones en la configuración electrónica Debemos saber las excepciones básicas en los subniveles d y f. Estos se dividen en las áreas que se encuentran con un círculo en la siguiente tabla.

1 2 3 4 5 6 7

Esperado: [Ar] 4s2 3d4

Para algunos elementos, con el fin de obtener al menos un subnivel medio lleno, los electrones de un subnivel s se moverán al subnivel d. Para ver por qué esto puede suceder, tenemos que examinar cuán "cerrados" están los subniveles d y s.

1 2 3 4 5 6 7

6 7

Real: [Ar] 4s1 3d5

Cr

6 7

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Slide 148 / 183 Excepciones en la configuración electrónica

Energía de los orbitales

(Es parecido a pedir prestado una taza de azúcar a un vecino. Le pedimos prestado a alguien que está cerca y sólo si lo necesitas.)

7d

7

7p

6

7s

5

6s

4

5s

3

4s

2

3s

1

6p 5p 4p

6d 5d

6f 5f 4f

4d

3d

3p

2p

Cobre Esperado: [Ar] 4s2 3d9

Real: [Ar] 4s1 3d10

El Cobre gana estabilidad cuando un electrón del orbital 4s completa el orbital 3d.

1 2 3 4 5 6 7

Cu

6 7

2s

1s

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Slide 150 / 183

47 Los elementos remarcados pertenecen al

48 Los elementos remarcados pertenecen al bloque:

A bloque s B bloque d C bloque p

A bloque s B bloque d C bloque p

D bloque f

Respuesta

D bloque f

Respuesta

Energía

Según la proximidad que estén los orbitales f y d con los orbitales s de un electrón, pueden moverse fácilmente desde el orbital s (dejándolo a medio llenar) al orbital f o d, causando que también queden a la mitad.

7f

Slide 151 / 183

Slide 152 / 183

49 Los elementos remarcados pertenecen al bloque

50 La configuración electrónica para Cobre (Cu) es: A [Ar] 4s24d9

A bloque s B bloque d

B [Ar] 4s14d9

C bloque p

C [Cr] 4s23d9

D bloque f

D [Ar] 4s23d9 Respuesta

Respuesta

E [Ar] 4s13d10

Slide 153 / 183

Slide 154 / 183

51 ¿Cuál sería la configuración electrónica "abreviada" esperada para Plata (Ag)?

52 ¿Cuál sería la configuración electrónica "abreviada" esperada para el Molibdeno (Mb)?

A [Kr]5s25d9

A [Kr]5s25d4

B [Ar]5s 4d

B [Ar]5s24d4

2

9

C [Ar]5s 4d 1

C [Ar]5s14d5

10

D [Kr]5s14d5 Respuesta

D [Kr]5s24d9 E [Kr]5s14d10

Slide 155 / 183 La Tabla periódica Ahora que sabemos dónde (o tenemos una ubicación aproximada) para encontrar las partes de los átomos, podemos empezar a entender cómo todos estos factores se unen para afectar cómo vemos a los elementos. Podemos verlos como productos químicos que todavía interactúan individualmente, y somos capaces de agruparlos en base, no sólo de las propiedades que presentan de manera aislada, sino también las propiedades que revelan cuando se exponen a otros elementos o compuestos.

E [Kr]5s24d4

Slide 156 / 183 Historia de la Tabla periódica Dmitri Mendeleev, basándose en las ideas de los químicos antes de él, desarrolló la tabla periódica moderna. Argumentó que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos. Ahora sabemos que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su número atómico. Por propiedades elementales, estamos describiendo las propiedades físicas y químicas.

Los átomos se enumeran en la tabla periódica en filas, según el número de protones.

Slide 157 / 183 Información en la Tabla periódica

Slide 158 / 183 Tabla periódica

Una tabla periódica usualmente tiene la siguiente información: Nombre del átomo

La tabla periódica, está compuesta por filas y columnas:

Símbolo del elemento - una o dos letras que designan al átomo

Las columnas en la tabla periódica son llamadas Grupos.

Número atómico - el número de protones en ese átomo en particular.

los Grupos algunas veces son conocidas como Familias, pero "grupos" es la forma más tradicional.

Las filas en la tabla periódica son llamadas Periodos.

Masa atómica - el masa atómica promedio del átomo.

NOTA: Una tabla periódica puede tener más información o menos información, dependiendo del editor y el uso previsto.

Slide 159 / 183 grupos

Tabla periódica La tabla periódica es "periódica" debido a ciertas tendencias que se observan en los elementos.

1 2

períodos

Slide 160 / 183

Las propiedades de los elementos son funciones de su número atómico. Los elementos del mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas similares.

3 4 5

Los átomos se enumeran en la tabla periódica en filas, basados en el número de protones, que es igual al número de electrones en un átomo neutro.

* **

6 7

6 7

* **

Slide 161 / 183 53 ¿Cuál es el número atómico para el elemento en el período 3, grupo 16?

Slide 162 / 183 54 ¿Cuál es el número atómico para el elemento en el período 5 y grupo 3?

Slide 163 / 183

Slide 164 / 183

Grupos especiales

Grupos de Elementos

Algunos grupos tienen propiedades que los distinguen y tienen nombres especiales.

Disfrute de la famosa canción de los elementos de Tom Lehrer.

Slide 165 / 183

Slide 166 / 183

Grupo 1 Metales alcalinos (metales muy reactivos)

Metales alcalinos

Metales alcalino-térreos

Grupo 2 Metales alcalino térreos (metales reactivos)

Slide 167 / 183 Grupos 3 - 12 Metales de transición (baja reactividad, metales típicos)

Metales de transición

Slide 168 / 183 Grupo 16 Familia del oxígeno (elementos de fuego)

Slide 169 / 183 Halógenos (altamente reactivos, no metales)

Gases nobles

Grupo 18 Gases nobles (prácticamente inertes)

Halogenos

Grupo 17

Slide 170 / 183

Slide 171 / 183

Slide 172 / 183 Metales, no metales y metaloides

Metales de transición

Gases nobles

Halógenos

Metales alcalinos Metales alcalino-térreos

La tabla periódica también puede ser dividida en metales (azul) y los no metales (amarillo). Algunos elementos conservan algunas de las propiedades de los metales y no metales, se llaman metaloides (rosa).

metales me

Slide 173 / 183

Si

ta Ge As lo Sb Te id ? es

no metales

Slide 174 / 183

Elementos diatómicos

Configuración electrónica

Siete elementos en la tabla periódica son siempre diatómicos. En la forma elemental, se ven siempre como dos átomos unidos.

H2 , O2, N2 , Cl2 , Br2 , I2 , F2 H

B

NO F Cl Br I

Dado que las familias se basan según su reactividad, y al lado, de acuerdo a como reaccionan y organizan sus electrones.

. . . ahora sabemos que los elementos en la misma familia tiene configuraciones electrónicas muy similares

Slide 175 / 183

Slide 176 / 183

Nombres de grupos

55 Los elementos en la tabla periódica que tienen sus capas o subcapas completamente llenas se conocen como:

Halógenos - Grupo 17, terminan en s2p5 Muy reactivos, necesitan un electrón para tener una capa externa completa.

A

B C D

Metales alcalinos - Grupo 1, terminan en s1 Muy reactivos Metales alcalino-térreos - Grupo 2, terminan en s2 Reactivos

gases nobles

halógenos

metales alcalinos

elementos de transición

Respuesta

Gases nobles - Grupo 18, terminan en s2p6 Tienen una capa externa llena

Metales de transición (bloque d) - Grupos 3 - 12 metales típicos algo reactivos, terminan en ns2, (n-1)d Metales de transición interna (bloque f) - las dos filas inferiores un poco radiactivo y reactivo, terminan en ns2, (n-2)f

Slide 177 / 183

Slide 178 / 183 57 Los elementos de la tabla periódica que tienen un sólo electrón externo se conocen como:

halógenos

metales alcalinos

elementos de transición

gases nobles

B C D

halógenos

metales alcalinos

elementos de transición

Slide 179 / 183

Slide 180 / 183

58 ¿Cuál de los siguientes representa una configuración electrónica de un metal alcalino-térreo [He]2s1 [Ne]3s23p6 [Ar]4s23d2 [Kr]5s24d105p4 [Xe]6s2

A B C D E Respuesta

A B C D E

59 ¿Cuál de los siguientes representa una configuración electrónica de un Halógeno [He]2s1 [Ne]3s23p5 [Ar]4s23d2 [Kr]5s24d105p4 [Xe]6s2 Respuesta

B C D

gases nobles

Respuesta

A

A

Respuesta

56 Los elementos en la tabla periódica que carecen de un electrón en una capa llena se conocen como:

Slide 181 / 183

Slide 182 / 183

60 ¿La configuración electrónica [Ar]4s23d5 pertenece a que grupo de la tabla periódica?

Metales alcalinos Metales alcalino-térreos Metales de transición Halogenos E Gases nobles

A B C D

A Metales alcalinos B Metales alcalino-térreos C Metales de transición

Respuesta

D Halogenos E Gases nobles

Slide 183 / 183 Mirando hacia atrás en la Tabla Periódica de los elementos Los átomos con el mismo número de electrones en sus capas externas o misma configuración electrónica externa, tienen un comportamiento químico similar. Ellos aparecen en la misma columna de la tabla periódica. La tabla periódica de los elementos puede ser agrupada en grupos basados en la configuración electrónica de los átomos s, p, d, y en grupos de f que tendrán el último electrón en el átomo de llenado en estos subniveles respectivamente. Los elementos con subniveles exteriores completos, totales o parciales son los más estables.

61 ¿La configuración electrónica que termina en ns2p6 pertenece a que grupo de la tabla periódica?