CONFIGURACION ELECTRONICA

Transcripción

1 CONFIGURACION ELECTRONICA

2 Distribución general de electrones, protones y neutrones Según Ernest Rutherford 1. Todos los protones y neutrones se encuentran en el centro del átomo, el núcleo. 2. La cantidad de protones más la cantidad de neutrones es igual al número de masa del átomo. 3. Un átomo es eléctricamente neutro. 4. Fuera del núcleo hay principalmente espacio vacío, pero en este espacio se encuentran los e - en ciertos niveles de energía.

3 Configuraciones electrónicas Es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. Niveles de energía: Son una serie de áreas fuera del núcleo de un átomo en las que se localizan los electrones. Orbital: Región del espacio que rodea el núcleo de un átomo en la que existe una alta probabilidad de encontrar dos electrones. Esta probabilidad es del 90%.

4 Orbitales Los orbitales tiene cierta forma. Orbital s Orbital p Un orbital s tiene una forma esférica con dos electrones (como máximo 2) viajando en cualquier parte de la esfera. Los orbitales p son tres: p x, p y, p z, y tienen una forma que recuerda las pesas de gimnasia, acomodadas en los ejes x, y y z. En cada uno de los orbitales no hay más de dos electrones. p x =2, p y =2 y p z =2

5 Configuración electrónica Configurar significa ordenar, electrónico se deriva de electrón. O sea, manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía. Niels Bohr propuso que, los electrones en un átomo tienen su energía restringida a ciertos niveles de energía específicos que incrementan su energía a medida que aumenta su distancia del núcleo.

6 Distribución de los electrones Los niveles principales de energía, están divididos en subniveles. Subniveles Máximo de e - que pueden contener s 2 p 6 d 10 f 14

7 Configuración electrónica del hidrógeno Nivel de energía Número de electrones en el subnivel 1S 1 Tipo de subnivel

8 Configuraciones electrónicas He (tiene 2 electrones): 1S 2 Li (tiene 3 electrones): 1S 2 2S 1 Be (tiene 4 electrones): 1S 2 2S 2 B (tiene 5 electrones): Calcular la configuración electrónica de: Fe: Br: Escribir la configuración electronica de: O: Al:

9

10

11 Configuraciones electrónicas Calcular la configuración electrónica de: Ejemplo P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Br: Configuración electrónica abreviada: Para átomos con muchos electrones se puede utilizar una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Ejemplo: P: [Ne] 3s 2, 3p 3 Re: [Xe]

12 Diagrama de orbitales Muestra el arreglo electrónico que dirige la atención hacia los electrones no apareados. Sirve para representar la distribución de los electrones dentro de los orbitales. Regla de Hund: Cuando se distribuyen electrones en orbitales con la misma energía, solo se debe acomodar un electrón en cada orbital antes de colocar dos en alguno de ellos. Principio de exclusión de Pauli: Un orbital solo puede contener dos electrones y deben tener espines opuestos. Ejercicios: Fe: 1S 2 2S 2P Br: Configuración electrónica abreviada: Br: [Ar] Re:

13 Formulas de pares de electrones Los electrones que se encuentran en el nivel principal superior de energía en los anteriores diagramas del átomo se denominan comúnmente electrones de valencia. El resto del átomo y todos electrones se les denomina «Kernel». Regla del Octeto: Principio que establece que, durante la formación de las moléculas, la mayor parte de los átomos intenta obtener una configuración estable de ocho electrones de valencia alrededor del átomo.

14 Formulas de pares de electrones 1. Escribir el símbolo del elemento. 2. Asignar un máximo de dos electrones para cada uno de los cuatro lados del símbolo hasta tener un total de ocho electrones alrededor del símbolo. Un punto representa un solo electrón. 3. Colocar los electrones de valencia (nivel principal superior de energía) alrededor de los cuatro lados del símbolo, con un electrón asignado a cada lado hasta un máximo de cuatro electrones. 4. Si es necesario, formar pares de electrones en los cuatro lados hasta un máximo de 8 electrones, (El He es una excepción, sus dos electrones de valencia están en el mismo lado del símbolo, ya que el primer nivel principal de energía está completo).

15 Enlaces químicos Son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos. Estos enlaces se forman mediante las interacciones entre electrones de valencia de los átomos en el compuesto. Existen dos tipos de enlaces: 1. Enlace iónico 2. Enlace covalente

16 Enlaces químicos Enlace Ionico: Es la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico. Es una transferencia entre un ion de carga positiva y otro de carga negativa. Se cumple la ley de la electrostática, cargas iguales se atraen y partículas con cargas iguales se repelen.

17 Enlace covalente Enlaces químicos Son los enlaces que se forman cuando dos o más átomos comparten sus electrones. La unidad más pequeña de un compuesto covalente formada por este enlace es una molécula. Ejemplo: La molécula H 2 La molécula Cl 2

18 Enlaces covalentes Enlace polar: Se constituye a partir de una forma desigual de compartir los electrones entre dos átomos cuyas electronegatividades son diferentes. Ejemplo HCl gaseoso Enlace coordinado: Se constituye cuando un átomo proporciona los dos electrones que forman el enlace, mientras que el otro átomo solo ofrece un orbital vacío. Ejemplo NH 4 +

19 Estructura de Lewis Desarrollada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis, con el fin de ayudar a estudiantes de química a comprender la formación de compuestos. Regla 1: Escribir la formula de pares de electrones de los elementos que están en la molécula. Regla 2: Acomodar los átomos de tal forma que obedezcan la regla del octeto y el hidrógeno «la regla de dos». Regla 3: En las moléculas que contienen tres o más átomos, el átomo central actúa como el punto de partida para acomodar los otros átomos a su alrededor. Generalmente, el átomo central es el menos electronegativo por tanto tiene una mayor inclinación a compartir sus electrones.