• Like
Qbiol3
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

Qbiol3

  • 550 views
Published

 

Published in Education
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
    Be the first to like this
No Downloads

Views

Total Views
550
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3

Actions

Shares
Downloads
9
Comments
0
Likes
0

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. Configuración electrónica- Uniones QuímicasMario Ariel Aranda Fundación Docencia e Investigación para la salud Técnico Superior en Radiología
  • 2. Tabla Periódica-Repaso
  • 3. Radio Atómico Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derecha Al aumentar el número de electrones y de protones hace que aumenten las fuerzas atractivas Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo. Al aumentar el número de niveles energéticos aumenta el tamaño. Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia elemental
  • 4. Radio Iónico Su variación en la tabla periódica es equivalente al de los radios atómicos. Un anión, al ganar electrones presenta un aumento en la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio aniónico sea mayor que el atómico. Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio del catión sea menor que el atómico.
  • 5. Energía de Ionización Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso. En general, la energía de ionización varía de la forma: Este comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo. Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos y por tanto es más sencillo arrancarlos. En los elementos del mismo periodo este comportamiento no es siempre cierto, si bien al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más difícil arrancarles un electrón.
  • 6. Afinidad Electrónica Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón En general, la Afinidad Electrónica varía de la forma: Este comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo, excepto para los elementos del grupo 2 y los del grupo del nitrógeno. Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos, los núcleos atraen menos a los electrones y por tanto desprenden menos energía al aceptar un nuevo electrón. Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más fácil que atraigan a un nuevo electrón un electrón.
  • 7. Electronegatividad Marca la capacidad de un átomo a atraer electrones. En general, la Electronegatividad varía de la forma: Al descender en un mismo grupo, los electrones están más alejados del núcleo por lo que las fuerzas de atracción son menores. Al desplazarnos a la derecha en un mismo periodo, los electrones están mas cerca del núcleo y más atraídos por él.
  • 8. Números Cuánticos • En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición de los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón. • Número cuántico principal (n). Puede tomar valores n = 1, 2, 3,... • Este número está relacionado con la distancia promedio entre el núcleo y el electrón. Mayor distancia —› mayor energía —› menor estabilidad • Número cuántico del momento angular (l). Puede tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1 • Este número indica la forma de los orbitales
  • 9. Números Cuánticos • Número cuántico magnético (ml). Puede tomar valores ml = l…+1, 0, -1…-l • Este número describe la orientación del orbital en el espacio • Número cuántico de spin electrónico (ms). Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2 • Este número describe el campo magnético que genera un electrón cuando rota sobre si mismo. 1s(n=1, l=0); 2s (n=2, l=0); 2p (n=2, l=1)
  • 10. Orbitales atómicos
  • 11. Ejemplo • Para n= 1; l= 0; ml=0 • Para n= 2; l= 0 y 1; ml= -1, 0, -1 (Px, Py, Pz) + S • Para n= 3; l=0, 1 y 2; ml= -2, -1, 0, +1, +2 (Px, Py, Pz) +S +d • Para n=4 ? tarea
  • 12. Principio de exclusión de Pauli • Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales • Si dos electrones tienen iguales n, l y ml por tanto se encuentran en el mismo orbital • Es necesario que un electrón tenga un ms =1/2 y el otro un ms = -1/2
  • 13. Ejemplos: He(2 electrones): n = 1, l = 0, ml = 0 ms = +1/2, - 1/2 1s2 Ne(10 electrones): n = 1, l = 0, ml = 0 ms = +1/2, - 1/2 1s2 n = 2, l = 0, ml = 0 ms = +1/2, - 1/2 2s2 n = 2, l = 1, ml = -1 ms = +1/2, - 1/2 2px n = 2, l = 1, ml = 0 ms = +1/2, - 1/2 2py n = 2, l = 1, ml = 1 ms = +1/2, - 1/2 2pz La configuración electrónica será: 1s22s22p6 o bien [He]2s22p6 Repasando…
  • 14. Configuración electrónica
  • 15. Orden de llenado de los orbitales atómicos. Regla de Hund El orden de llenado de los orbitales se hace en orden creciente de energía. Según se muestra en la figura.
  • 16. Configuración electrónica La configuracion más estable en los subniveles es aquella que tenga mayor multiplicidad. La multiplicidad se define como: P = 2S+1 Donde: Caso A: Caso B: A es mas estable que B Supongamos 2 electrones en los orbitales p, existen dos posibilidades
  • 17. Regla de Hund • Esta regla dice: Que el orden de llenado de un subnivel es aquel en el que hay el máximo de números de orbitales semillenos. Los electrones de estos orbitales tienen spínes paralelos
  • 18. Configuración electrónica Excepciones a la regla de llenado. Los orbitales semilleros presentan una estabilidad extra.
  • 19. Configuración electrónica Externa 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f La configuración electrónica de los electrones que pertenecen a los niveles más externos forma la configuración electrónica externa ( CEE ). Consiste en escribir cómo se encuentran distribuidos los electrones en la parte más externa de un átomo.
  • 20. Configuración electrónica externa Ejemplos: 7N CE: 1s2, 2s2, 2p3 CEE: 2s2, 2p3 48Cd CE: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 CEE: 5s2, 4d10 35Br CE: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 CEE: 4s2, 4p5 26Fe CE: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 CEE: 4s2, 3d6
  • 21. Ejemplos sencillos Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo.
  • 22. Ejemplos sencillos Configuración electrónica de Metales de Transición.
  • 23. La configuración electrónica en iones monoatómicos Los electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía más alto.
  • 24. Y en la tabla Periódica…
  • 25. Problemas 1-Hallar la configuración electrónica y diagrama de orbitales de: a) Manganeso b) Azufre c) Níquel 2-Indicar la CEE de cada caso anterior 3-Indicar los números cuánticos de el/los electrón/es del Orbital P de la CEE de cada caso anterior 4-Ubicar en la tabla periódica el elemento cuya CEE es: 3s1 Indicar grupo y periodo, número de protones, neutrones y electrones del ión que es mas probable que forme 5-Para el nitrógeno, indicar: configuración electrónica, diagrama de orbitales y números cuánticos de cada electrón.
  • 26. Isoelectrónico • La palabra “isoelectrónico” significa “igual cantidad de electrones”. Entonces dos especies químicas son isolectrónicas si poseen ambas el mismo número de electrones. • Por ejemplo: el catión 19K+ ( 18 electrones ) es isoelectrónico con el átomo 18Ar ( 18 electrones ). Propiedades magnéticas: Átomos paramagnéticos: son aquellos que son fuertemente atraídos por un campo magnético a causa de disponer de electrones desapareados. Diamagnéticos: son repelidos por un campo magnético por tener todos sus electrones apareados
  • 27. Regla del Octeto • Lewis observo que los átomos de los gases nobles son muy estables al disponer de una configuración electrónica externa particular • Sugirió que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos o cediéndolos, formando enlaces, y adquiriendo la estructura electrónica del gas noble mas próximo.Los átomos forman uniones hasta rodearse de 8 electrones en su capa más externa, para tener la misma configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos en la tabla. Las excepciones a esta regla son: el H ( gana un solo electrón, y tiene la CE del He ), el Li (que pierde un electrón para ser como el He) y el Be ( que pierde 2 electrones )
  • 28. Problemas 1- Ubicar en la tabla periodica (Grupo, periodo y nombre del elemento) el elemento X, sabiendo que forma un catión X3+ isoelectronico con 10Ne • Indicar configuración electrónica de cada especie indicando la CEE 2- Señala cuáles de estas afirmaciones son correctas. a) En el subnivel f caben 10 electrones como máximo b) En el nivel tercero nos encontraremos con tres subniveles: s, p, d y f c) Los electrones no pueden estar en cualquier sitio, deben encontrarse en determinadas posiciones / órbitas. Entre medias nunca podrán estar.
  • 29. 3- La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Con esta única información determinar I) el grupo al que pertenece el elemento en la tabla periódica II) el número atómico del elemento III) el período al que pertenece el elemento en la tabla periódica. 4- La configuración electrónica de un elemento es 1s22s22p2. Con esta información se puede afirmar que dicho elemento • I) tiene cuatro electrones de valencia • II) tiene incompleto su segundo nivel • III) se ubica en el grupo cuarto de la tabla periódica 5- Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y Z responden a las siguientes características: • V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1 • W: pertenece al 2 do período grupo III A. • X: Z= 54 • Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5 • Z: es un alcalino térreo del cuarto período. • a)Ordene V, W, Y y Z según el orden creciente de electronegatividad.
  • 30. 6- Completar el siguiente cuadro: Símbol o Z A p e- N Configuració n Electróni ca C 6 6 Fe 56 26 S 32 16 K+ 20 1s22s22p63s2 3p6 O-2 10 8 Mn 25 55 Ag 108 [Kr] 5s2 4d9 Rb+ 85 37 Zn 30 357-El elemento M forma un ion estable isoelectrónico con el anión X2-. El isótopo 40M tiene 21 neutrones en su núcleo. a) Indicar símbolo y carga de dicho ion de M b) Indicar la C.E.E. del elemento X
  • 31. Uniones Químicas Se define la unión química como la fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos con intensidad suficiente como para mantenerlos juntos en una especie diferente
  • 32. Uniones Químicas
  • 33. Electrones de Valencia • Son los electrones que se encuentran en la capa externa de la configuración electrónica • El numero de electrones de valencia es igual al numero de grupo en la tabla periódica • Solo son los electrones de valencia los que intervienen en una unión química Ejemplo: átomo de F: 1S2 2S2 2P5 átomo de Na ?Electrones de valencia Grupo VII
  • 34. Estructura de Lewis • Lo que hizo Lewis fue buscar una manera de representar las uniones químicas de los elementos mostrando alrededor del símbolo de cada uno sus electrones externos o de valencia • Por ejemplo, para el oxígeno ( de símbolo químico O y con 6 electrones externos o de valencia ) la representación correcta sería: • El Nitrógeno que está en la V:
  • 35. Enlaces iónicos • Este enlace se da cuando la diferencia de las electronegatividades de los átomos que se unen es muy grande ( igual o mayor que 2 ). Dicho de otra manera, por lo general la unión iónica se da entre un metal y un no metal. • Por ejemplo, si buscamos la electronegatividad del Potasio (K) es 0,8 y la del Bromo (Br) es 2,8. Entonces como la diferencia es de 2, sabemos que su unión será por enlace iónico • Como resultado de una unión iónica quedarán dos partículas, una positiva y otra negativa • Como regla general, los metales forman cationes perdiendo entre 1 y 3 electrones y los no metales forman aniones, ganando entre 1 y 3 electrones.
  • 36. Entonces, si queremos unir el K, que tiene 1 electrón externo, con el Br, que tiene 7, sucederá lo siguiente: KBr: Las uniones iónicas se pueden dar con más de un catión o anión, como por ejemplo:
  • 37. Para practicar • Hacer la estructura de Lewis para los siguientes compuestos: • a) NaCl b) KI c) FeBr3 d) Na2S e) MgCl2
  • 38. Enlace covalente • se da entre dos átomos que tienen una diferencia de electronegatividad menor a 2 y tienen electronegatividades altas. • El enlace covalente se da entre dos átomos de no metales, que pueden ser iguales o distintos. • En las uniones de este tipo no hay transferencia de electrones, sino que los dos átomos comparten los electrones del enlace.
  • 39. Enlace covalente • Puede pasar que se comparta un solo par de electrones, como en el metano, o dos o tres pares, dando lugar a la formación de enlaces dobles o triples. En ese caso, las uniones se simbolizan de la siguiente manera...
  • 40. enlace covalente dativo o coordinado • En este caso, el par electrónico compartido es de un solo átomo. O sea, un átomo “ sede ” dos electrones a otro átomo, pero el otro átomo no aporta electrones al enlace. Para ver si se cumple el octeto no se cuenta los electrones del átomo con el que se hace la unión dativa. • La unión dativa se ve, por ejemplo, en el SO3:SO3:
  • 41. Para pensar Como seria la Estructura de Lewis del siguiente compuesto? SO42- Si en cambio el ión tuviese carga positiva, como el NH4 + ( ión amonio)
  • 42. Para Practicar • Hacer la estructura de Lewis y la desarrollada para lo siguientes compuestos: • a) H2 • b) NO2 - • c) H2SO4 • D) HNO3
  • 43. Características de los Compuestos covalentes • Polaridad del enlace • Que un enlace sea polar o no polar depende de la distancia a la que esté el par de electrones que comparte una unión de los núcleos de los átomos. Y esta distancia depende de la electronegatividad de los átomos que participan del enlace • Uniones covalentes no polares: ocurren entre átomos iguales o de electronegatividad muy similar: H2, O2, Cl2 ,etc • Uniones Covalentes polares: son aquellas en las que intervienen elementos con
  • 44. Para resumir
  • 45. Resumen Tipo de unión Diferencia de electronegativid ad Ejemplos Iónica Mayor a 2 Na+Cl- o K+Br- Covalente polar Menor que 2 y mayor que 0.4 HCl o H2O Covalente no polar De 0.4 a 0 CH4 PH3