EJERCICIOS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA

Colegio AntilMawida
Departamento de Ciencias Naturales
Profesora: Karina Oñate Fuentes
Subsector Química Plan Común
Guía de Trabajo 2º medio
Refuerzo Contenido y Aprendizaje
N°
1
Fecha
Tiempo 6 Horas
Nombre del/la alumno/a
____________________________________________________________________
Unidad Nº
Núcleos temáticos de la Guía
Objetivos de la Guía
Aprendizaje Esperado
1
Números cuánticos
Configuración electrónica
Sistema periódico de los elementos
Propiedades periódicas
Enlace químico
Conocer las nociones del modelo mecanocuántico
Reconocer y describir la organización del sistema periódico
Describir los tipos de enlace químico
Desarrollar laconfiguración electrónica,reconociendo el númerode
electrones de valenciaen cada caso.
Valorar el enlace químicocomo la entidadfundamental que
permite
explicar y relacionar laestructura con laspropiedades de
lasdiferentes sustancias ymateriales.
Instrucciones
1. La siguiente guia tiene por finalidad reforzar contenidos de años anteriores. Resuelve las
actividades que en ella se te plantean.
Sistema Periódico de los elementos y Configuración electrónica
Con el nacimiento de la física cuántica y el planteamiento del modelo mecanocuántico del átomo se
puede predecir la distribución de los electrones alrededor del núcleo a través de una serie de reglas o
“principios de la teoría mecanocuántica”, los que setraducen en un modelo matemático que reconoce
cuatro números básicos,denominados números cuánticos:
1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía que a su vez estarían formados
por uno o más subniveles (l), los que vanaumentando en la medida que nos alejamos del núcleo.Este
número puede ir desde el uno en adelante, expresándose sólo en números enteros.
n = 1, 2, 3, ….
2. Número cuántico secundario (l):Este número determina la forma de los orbitales. Cada nivel principal
n incluye n subniveles osubcapas. Todos los orbítales de un subnivel tienen el mismo número cuántico
de momento angular(l) además del mismo número cuántico principal (n).Como sugiere su nombre, I
indica el momentoangular orbital del electrón, una medida de la velocidad a la cual el electrón circula
alrededor delnúcleo. Puede tomar valores enteros positivos desde 0 hasta (n -1).
A cada valor de lse le asignan letras para evitar confusiones:
Las letras s, p, d y f describen las rayas en los espectros de emisión atómica de los metales
alcalinos: sharp (aguda), principal, difusa y fundamental. Después de la f, las demás letras seasignan en
orden alfabético.
Generalmente, al designar un subnivel, también se indica su número cuántico principal.
Ejemplo: subnivel 1s (n = 1 l = 0); subnivel 2p (n = 2 l = 1); subnivel 3d (n = 3 l = 2).
Nùmero Magnètico(m):Este numero cuántico describe la dirección del movimiento orbital del electrón
en el espacio, indica el numero de orbitales contenidos en cada subnivel. Tiene valores enteros desde -l
hasta+l
m = -l…………0………….+l
Para cada valor del hay (2l +1) valores enteros de m, es decir, en cada subnivel, habrá(2l+1) orbitales.
Por ejemplo:
a. Para l = 0 (s), m = 0, esto significa que existe un sólo órbital.
b. Para l = 1 (p), m va desde el –1, 0, 1, esto significa que existen tresorbitales, los que se conocen como
px, py, pz
c. Para l = 2 (d), m es –2, –1, 0, +1, +2, lo que significa que en elsubnivel 2 existen cinco orbitales, los que
se conocencomod1, d2, d3, d4, d5.
Nùmero cuàntico de espin (s):Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje.
Paracomprender su significado debemos considerar que los electrones sedesplazan girando sobre su
propio eje, lo que genera a su alrededor un campo magnético que permitiría la existencia de un máximo
de dos
electrones por órbita con espines opuestos + 1/2 y –1/2. Por lo tanto el valor del numero cuantico de
espìn es independiente de los demàs nùmeros.
Repasando: CAPACIDAD DE NIVELES, SUBNIVELES Y ORBITALES.
1) Cada nivel principal de número cuántico n, tienen un total de n subniveles.
2) Cada subnivel de numero cuántico l tiene un total de (2l +1) subniveles.
Orbital
tipo
Valor l
Nº
orbitales
(2 l + 1)
Nº
electrones
s
0
1
2
p
1
3
6
d
2
5
10
f
3
7
14
Configuración electrónica:
La configuración electrónica explica la ubicación probable de los electrones considerando cada
uno de los aportes y postulados establecidos por losdiferentes científicos que se han estudiado el átomo
desde el punto de vista de la mecanocuántica. Permite la completa descripción de la estructura de la
electrósfera.Corresponde a una versión resumida de los números cuánticos de todos los electrones
presentes en un átomo.
Principio de Aufbau o construcción: contiene una serie de instrucciones relacionadas a la
ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el erudito físico Niels
Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del
nombre del científico. Indica la secuencia de asignación de electrones a los orbitales en función de su
energía ascendente.
El principio de construcción se basa en tres principios básicos:
Sistema Periódico de los Elementos
En el sistema periódico actual los elementos químicos se organizan según el orden creciente de
sus números atómicos y se disponen en filas llamadas periodos y en columnas denominadas grupos o
familias.
Periodos: 7 líneas horizontales que se asocian a el nivel energético (número cuántico principal)
en el que se encuentran los electrones de valencia.
Grupos: 18 columnas que asocian a los elementos químicos de acuerdo a propiedades químicas
semejantes. Los elementos que conforman un mismo grupo contienen la misma cantidad de electrones
en su capa de valencia en los mismos orbitales.
Relación entre elementos y configuración electrónica
Propiedades periódicas: Corresponden a una serie de propiedades de los elementos químicos que
varían regularmente en el sistema periódico.Estas propiedades, tanto físicas como químicas, dependen
fundamentalmente de la configuración electrónica del elemento, puesto queen un átomo, la corteza
electrónica, que contiene tantos electrones, comoprotones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea
eléctricamente neutro, yno está distribuida de manera uniforme, ya que los electrones se disponenen
capas concéntricas alrededor del núcleo. Esto genera fuerzas de atracción entre el núcleo y los
electrones y fuerzas de repulsión entre los electrones.
En general, podemos clasificar las propiedades más importantes por relaciones de tamaño y de
energía de la siguiente manera:
Sintetizando el comportamiento de las propiedades periódicas en la tabla delos elementos, se
observa:
Enlace químico:
Diversos estudios han demostrado que la mayoría de los elementos químicos son inestables en
su estado fundamental. Existe una tendencia natural de los átomos a combinarse para alcanzar en su
último nivel de energía la configuración electrónica del gas noble más cercano. A la fuerza que mantiene
unidos a los átomos cuando forman un compuesto se conoce como enlace químico.
Enlace iónico:Este enlace se forma cuando los átomos participantes presentan una apreciable
diferencia de electronegatividad (ΔEN), igual o mayor a 1,7,produciéndose la transferencia de uno o
varios electrones desde el átomo demenor al que posee mayor electronegatividad. Debido a ello, uno
de losátomos pierde electrones, formando un catión, y el otro gana electrones,formando un anión,
estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza yda origen a los compuestos iónicos.
El ejemplo más común y cotidiano que podemos encontrar respecto a la formación del enlace
iónico y, en consecuencia, de un compuesto iónico esel cloruro de sodio o sal de mesa NaCl
Ejemplo 1: Unión del sodio y con el cloro.
1. El sodio (Na) presenta la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 y una electronegatividad de 0,9.
2. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y unaelectronegatividad de 3,0.
Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento:
1. El sodio tiene como gas noble más cercano al neón, mientras que el cloro
tiene al argón; por lo tanto, al sodio (Na) le “conviene”perder un electróny al cloro (Cl) “ganarlo”.
2. La electronegatividad de los átomos (Na 0,9 y Cl 3,0) nos indican que el Cl tiene una tendencia mayor
que el Na para ganar electrones.
3. En síntesis, el Na cederá un electrón y el Cl lo recibirá.
Enlace
Covalente:Es
aquel que se forma cuando los átomos participantes
tienenelectronegatividades similares o iguales, produciendo una diferencia quepuede ser igual o
superior a cero y menor a 1,7. Así, a diferencia del enlaceiónico, no se forman iones, puesto que los
electrones no se transfieren deun átomo a otro; por el contrario, se comparten.Por ejemplo, el enlace
del ácido clorhídrico (HCl) compuesto presente en eljugo gástrico:
1. El hidrogeno (H) presenta la configuracionelectronica1s1 y unaelectronegatividad 2,1.
2. El cloro (Cl) posee una configuracionelectronica 1s2 2s2 2p63s23p5 y unaelectronegatividad 3,0.
Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento: elhidrogeno tiene como gas
noble más cercano al helio, el cloro al argón; porlo tanto, ambos átomos“desean”tener un electrónmás
para asemejarse a sugas noble más cercano.
Actividades de Ejercitación
A) Números cuánticos y configuración electrónica
B) Sistema periódico. Propiedades periódicas.
C) Enlace químico
1.-Completa la siguiente tabla utilizando como fuente de información elsistema periódico.