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Configuracion Presentation Transcript

  • 1. Es la unidad básica de la cual está compuesta la materia y todo cuánto existe; Etimológicamente la palabra átomo significa: Sin Partes
  • 2.  Núcleo Atómico.- Es la parte central donde podemos encontrar : a) Protones(p+).- Son partículas con carga positiva. Fue descubierto por E. Rutherford en 1918. b) Neutrones(n°).- Son partículas con carga neutra. Fue descubierta por J. Chadwick en 1932.  Nube electrónica.- Es la zona que se encuentra desde el núcleo hasta el último electrón, podemos encontrar: a) Electrones(e-).- Son partículas con carga negativa, fue descubierta por J.J. Thomsom en 1897. b) Orbital.- Son líneas imaginarias por donde transitan los electrones.
  • 3. Cada elemento químico se caracteriza por un número atómico que es igual al número de protones y como el átomo debe ser eléctricamente neutro, es también igual al número de electrones. Z = p+= eLos elementos en la tabla periódica están ordenados por el número atómico. Todos los átomos con igual numero atómico corresponden al mismo elemento químico. Hidrogeno = 1 Carbono = 6 Oxigeno = 8
  • 4. Se define como número de masa a la sumatoria de protones y neutrones. Se simboliza con la letra A A = p+ + n° Tanto el número atómico y el número de masa se escriben en la tabla periódica de la siguiente manera.
  • 5. Números cuánticos         El número cuántico principal (N) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. l = 0 orbital s (sharp) l = 1 orbital p (principal) l = 2 orbital d (diffuse) l = 3 orbital f (fundamental) El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: m l=-2, -1, 0, 1, 2. El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
  • 6. Configuraciones electrónicas  Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.  Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.
  • 7. 1. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente: Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la serie anterior.
  • 8.  En cada nivel de energía ingresan un determinado número de subniveles. En cada subnivel un determinado número de electrones y orbitales.  En cada orbital sólo ingresan un par de electrones Nivel 1 2 3 4  En el 1er nivel ingresa un subnivel(s), un orbital, y 2 electrones .  En el 2do nivel ingresan 2 subniveles(s,p)  En el 3er nivel ingresan 3 subniveles(s,p,d)  En el 4to nivel ingresan 4 subniveles(s,p,d,f)
  • 9. Subnivel Número máximo de electrones Número de orbitales 0 S 2 1 1 P 6 3 2 d 10 5 3 f 14 7 Subnivel Número de orbitales s 1 0 p 3 -1 ; 0 ; +1 d 5 -2; -1 ; 0 ; +1; +2 f 7 -3; -2; -1 ; 0 ; +1 +2; +3
  • 10.  Ejemplos al momento de configurar los electrones para Mg, Al, Si, Cl Mg: 1s22s22p63s2 12 13Al: 1s22s22p63s23p1 14Si: 1s22s22p63s23p2 15P: 1s22s22p63s23p3 16S: 1s22s22p63s23p4 17Cl: 1s22s22p63s23p5