Clase 5 enviado a gilma fernandez

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Clase 5 enviado a gilma fernandez

  1. 1. Configuración Electrónica• Es la forma como los electrones están distribuidos en los diferentes orbitales.• Esta distribución determina las principales propiedades de un átomo.• Los ē se llenan primero los orbitales de menor energía (mas cercano al núcleo) hasta el de mas energía, siguiendo un orden determinado.
  2. 2. Reglas para determinar la distribución de ē Principio de exclusión de Pauli. • Establece que en un átomo determinado no hay dos electrones que tengan exactamente los mismos 4 números cuánticos. Regla de Hund • El arreglo mas estable de electrones en una subcapa ó subnivel es aquella con el mayor número de spines paralelos.
  3. 3. Ejemplo REGLA DE HUNDEl arreglo mas estable de electrones en las subcapas esaquel con el mayor numero de spines paralelos. 8C SI 1s2 2s2 2p2 NO 8C 1s2 2s2 2p2 NO 8C 1s2 2s2 2p2
  4. 4. Otras Reglas• Cada capa o nivel (n), contiene n subcapas o subniveles.• Cada subcapa o subnivel (l) contiene (2l +1) orbitales.• Solo puede colocarse un máximo de 2 ē en cada orbital.• El número máximo de ē en cada capa es 2n2. Donde n es el número de capa.
  5. 5. La regla del serruchoEs una regla mnemotécnica para recordar elorden del llenado de los orbitales.Puedes hacerlo siguiendo los siguientes pasos:
  6. 6. • Los orbitales se van llenando con ē ocupándose primero los de menor energía.• Por ejemplo: El subnivel 3d tiene mas energía que el 4s, entonces se llena primero 3d y después 4s.• Estos elementos con 3d incompleto se llaman metales de transición.
  7. 7. • Dibuja 4 columnas y 7 filas.• Asigna a cada columna s, p, d y f.• Asigna a cada fila números del 1 al 7.• En cada s p d casillero f escribe 1s, 2s 1 1 s2 … según corresponda. 2 2 s2 2p 6• Coloca los 3 3 s2 3p 6 3 d10 superíndices 4 4 s2 4p 6 4 d10 4 f14 2, 6, 10 y 14 a s, p, d y f 5 5 s2 5p 6 5 d10 5 f14 respectiva- 6 6 s2 6p 6 6 d10 6 f14 mente. 7 7 s2 7p 6 7 d10 7 f14
  8. 8. El serrucho 1s2 Traza flechas en el 2s2 2p6 sentido indicado de arriba hacia 3s2 3p6 3d10 abajo. 4s2 4p6 4d10 4f14 Y escribe los 5s2 5p6 5d10 5f14 orbitales que vayas atravesando así: 6s2 6p6 6d10 6f14 7s2 7p6 7d10 7f141s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
  9. 9. Ejemplo(Z = 27), con el diagrama obtendríamos:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 →(2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 7 = 27) 3d 7 número de ē totales n en el subnivel 3d nivel 3 el subnivel d tiene 5 orbitales. l cada orbital subnivel 3d contiene hasta 2 ē.
  10. 10. Notación abreviadaSe escribe indicando el kernell o configuracióndel gas noble inmediatamente precedente,entre corchetes y posteriormente solo lorestante. Para (Z = 27):Gas noble anterior 18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6Entonces para Z = 27 → [Ar]18 4s2 3d7
  11. 11. Llenado de orbitalesLos ē se representan en un orbital mediante flechas.Hacia arriba indica spin +½. Hacia abajo indica -½↑↓ Electrones apareados Cuando hay un par de ē en posición antiparalela.↑ Electrón Cuando hay un solo ē el spin desapareado es +½, se dibuja hacia arriba.
  12. 12. Ejercicios
  13. 13. Llenado de orbitales (Z = 8) : 1s2 2s2 2p4 -1 0 +1Números cuánticos del último electrón( 2,1,-1,-½ )
  14. 14. configuraciones electrónicas de tres elementos del grupo IIAperíodo 2 Be (Z = 4) 1s2 2s2 3 Mg (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2 4 Ca (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
  15. 15. EXCEPCIONES 29Cu 4p 3d4s 29Cu 3d10 4s1 4p 3d4s 24Cr 4p 3d4s 24Cr 3d5 4s1 4p 3d4s
  16. 16. Configuraciones electrónicas y Tabla periódica
  17. 17. Valencia• Es la capacidad de combinación de un átomo.• Se relaciona con el número de electrones de valencia o de la última capa.• Son valores sin carga y único para cada elemento.Ejemplo: Elemento Cloro Sodio grupo VII A IA N° de ē en la última capa 7 1
  18. 18. Número de oxidación (n.o.)• Se llama también estado de oxidación e.o.• Es el número de ē que un elemento gana, pierde o comparte al combinarse.• En compuestos iónicos simples corresponde a la carga del ión.• En compuestos covalentes se siguen algunas convenciones arbitrarias.• Algunos elementos tienen un único n.o.• Los elementos con mas de un valor de n.o. usan diferentes valores de n.o. según el caso.• Se encuentran listados en la tabla periódica.
  19. 19. Reglas para asignar el n.o.1. El número de oxidación de cualquier elemento libre no combinado es 0. n.o. se escribe Na → 0 Na0 Incluye a las moléculas diatómicas de gases: n.o. se escribe H2 → 0 H20 Las cargas neutras de valor 0 (verde) en general no se escriben.
  20. 20. 2. Para un ión monoatómico simple la carga corresponde a su número de oxidación. Ejemplo: Na1+ → 13. Para un ión poliatómico la carga corresponde a la suma de los números de oxidación de los átomos constituyentes. Ejemplo: SO3= [S+4 O-23]2- = 1(+4) + 3(-2) = -24. La suma de los números de oxidación de todos los átomos constituyentes de compuestos iónicos o covalentes es igual a cero. Na2SO3 [Na1+2 S4+ O2-3]0 = 2(+1) + 1(+4) + 3(-2) = 0
  21. 21. 5. El hidrógeno siempre participa con número de oxidación 1+ excepto cuando se combina con elementos del grupo IA. En este caso su n.o. es 1-. HF [H1+ F1-]0 NaH [Na1+ H1-]0
  22. 22. 6. Los metales alcalinos (grupo IA) siempre participan con número de oxidación 1+.Ejemplos NaH [Na1+ H1-]0 K3PO4 [K1+3 P5+ O2-4]07. Los metales alcalino térreos (grupo IIA) siempre participan con número de oxidación 2+.Ejemplos MgCl2 [Mg2+ Cl1-2]0
  23. 23. 9. El oxígeno se combina con n.o. 2- excepto cuando forma peróxidos en cuyo caso su n.o. es 1 -.Ejemplo: Cr2O72- [Cr6+2 O2-7]2-10. Los elementos del grupo IIIA participan con n.o. 3+. Excepto el talio, Tl cuyo n.o. principal es 1+. GaBr3 [Ga3+ Br1-3]0

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