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INSTITUCIÓN EDUCATIVA INEM “Jorge Isaacs” CALI CAMPO DE FORMACIÓN DE LAS CIENCIAS NATURALES LA SALUD Y EL DEPORTE

ASIGNATURA: QUÍMICA GRADO DÉCIMO PROFESORA: ARACELY GONZÁLEZ

TALLER: ESTRUCTURA ATÓMICA Y UBICACIÓN EN LA TABLA PERÍODICA

1. LOS ELEMENTOS QUÍMICO : NOMBRE Y SÍMBOLO

Las sustancias elementales o elementos químicos, no pueden descomponerse en sustancias más simples, sus unidades básicas son

los átomos.

Los nombres de los elementos químicos han sido dados de manera arbitraria, atendiendo a sus características o propiedades, H idrógeno

(formador de agua); Fósforo (portador de luz); en honor a un continente, a un país, o al lugar donde ha sido encontrado: Americio

(América), Germanio (Alemania); en honor a un científico en particular o al de su descubridor, Curio (Madame Curie), Einsten io (Albert

Einsten), etc.

Los científicos han desarrollado una forma abreviada para representar los elementos químicos, son los símbolos, que permiten una

denominación universal, exacta y breve de todos ellos. El símbolo de un elemento químico consta de una letra mayúscula, o una

mayúscula y una minúscula, que se leen por separado. Ejemplos: Potasio (K = del latín Kalium); Cobre (Cu = Cuprum); Carbono (C =

Carbono); Plata (Ag = Argentum).

ACTIVIDAD No. 1

1. Qué elementos químicos conoces y de su respectivo símbolo

2. Escoge un átomo y dibújalo como tú lo concibes en éste momento

1.1 LOS ATÓMOS

Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos que conservan las propiedades

como elemento en particular, tales como la masa atómica y demás propiedades. Los átomos en condiciones ambientales son

indestructibles y conservan su identidad en los cambios químicos. Los átomos están formados por partículas subatómicas.

1.1.1 partículas subatómicas fundamentales (termina de llenar el cuadro)

Partícula Símbolo Carga Eléctrica (Coulombios)

Carga relativa

Masa (kg) Ubicación en el átomo

Electrón e- -1.6·10-19 -1 9.11·10-31

Protón p+ +1.6·10-19 +1 1.67·10-27

Neutrón n 0 0 1.67·10-27

1.1.2 Partículas subatómicas completas, según el modelo estándar de la materia

Actualmente sabemos que los componentes del núcleo atómico, protones y neutrones, no son partículas elementales, sino que están

compuestos por otras partículas más pequeñas, denominadas quarks. Estos, junto con los leptones (el electrón es uno de ellos), son los

constituyentes fundamentales de la materia

Un neutrón

Los nombres de los quarks nombres fueron escogidos arbitrariamente y no tienen nada que ver con sus propiedades.

Los distintos tipos de quarks se combinan de distinta manera para producir las partículas conocidas.

En la imagen puedes observar un neutrón, compuesto por un quark up (u) y dos down (d).

Existen 6 tipos distintos de quarks, que dan lugar (junto a los leptones) a toda la materia

conocida:

up (arriba)

down (abajo)

charm (encantado)

strange (extraño

top (cima)

bottom (fondo).

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ABECÉ DE LAS PARTÍCULAS ELEMENTALES (puedes consultar en la siguiente dirección)

http://somosuniversidadyciencia.blogspot.com.co/2013/04/abece-de-las-particulas-elementales.html

1.2 NÚMERO ATÓMICO (Z) Y NÚMERO DE MASA (A)

La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos

elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número

atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente.

Por ejemplo, todos los átomos del elemento Hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1, los de helio tienen 2 protones y Z =2, los de

litio, 3 protones y Z = 3,…

Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones, es decir, con Z.

El Número de masa (A) nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y

neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda o derecha del símbolo del elemento.

Se considera la masa del neutrón equivalente a la masa del protón e igual a 1 u.m.a (unidad de masa atómica). Dado que la masa de los electrones es tan pequeña, es usual ignorar su aporte a la masa de los átomos. El número de masa o número másico (A) se puede definir también mediante la siguiente ecuación matemática:

A = Z + N

Formas de representar un elemento químico

ACTIVIDAD No. 2 1. Indique la cantidad de protones, neutrones y electrones que poseen los átomos de los siguientes elementos químicos

ELEMENTO No. Atómico(Z) No. Másico (A) No. de Protones No. de Neutrones No. de Electrones

11Na23

26Fe56

32Ge72

82Pb208

30Zn65

35Br80

En la representación de la izquierda, tenemos un átomo del

elemento neón, con 10 protones en su núcleo y 10 electrones en su

corteza (es neutro). Tendría también: 22-10 = 12 neutrones.

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1.2.1 NÚCLIDO

Un núclido es cada una de las posibles agrupaciones de nucleones (protones y neutrones), caracterizadas por un

número másico A (protones + neutrones), un número atómico Z (protones) y un número N = A – Z (neutrones). Los

núclidos se clasifican en isótopos, isóbaros e isótonos.

1.2.1.1 ISÓTOPOS

Se llaman Isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de neutrones. Por

tanto, presentan el mismo número atómico (Z) y diferente número másico (A). Los isótopos tienen masa diferente, ya que

tienen distinto número de neutrones.

ACTIVIDAD No. 3

1. Determinar número de protones, neutrones y electrones para los isótopos del carbono y del hidrógeno

ISÓTOPOS DEL CARBONO

ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO

2. Cuál es la composición del núcleo de cada uno de los siguientes isótopos

a.

b.

3. Para cada uno de los elementos 3.1 Número atómico 3.2 Número de masa o número másico 3.3 Número de protones 3.4 Número de neutrones 3.5 Número de electrones

4. Para los siguientes isótopos

Determine: Número atómico, número de masa y número de neutrones

4

1.2.1.2 ISÓTONOS

Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen diferente (Z) Número atómico, también tienen diferente Número de m asa (A) es

decir, diferente número de nucleones, pero tienen el mismo Número de neutrones.

1.2.1.3 ISOBAROS

Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen diferente número Atómico (z), también tienen igual número Másico (A), es decir,

igual número de nucleones fundamentales, pero tienen el diferente número de neutrones.

ACTIVIDAD No. 4

1. Clasifique las siguientes parejas de elementos como isótopos, isóbaros o isótonos.

20Ca40 20Ca42 _____________________________________________

83Bi207 83Bi209______________________________________________

18Ar40 20Ca40_______________________________________________

7N14 5B12__________________________________________________

46Pd107 47Ag107______________________________________________

iso = igual

baro = masa

En los isótonos, el número de neutrones (N) es

igual

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2. Completar

A. Los isótopos tienen igual número de ______________________

B. Los isóbaros tienen igual número de ______________________

C. Los isótonos tienen igual número de ______________________

D. Los isoelectrónicos tienen igual número de ______________________

1.3 EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS

A lo largo de la historia se han propuesto varios modelos o representaciones esquemáticas y simplificadas de cómo sería un

átomo en su naturaleza íntima, tales representaciones se han dado según el momento histórico y la evolución de las

herramientas tecnológicas para reunir evidencias que permitan construir modelos cada vez mejor elaborados.

ACTIVIDAD No. 5 1. Realice una línea de tiempo con los hallazgos o evidencias que llevaron a proponer los diversos modelos atómicos en los

diferentes momentos históricos.

NOMBRE DEL AUTOR

AÑO

MODELO PROPUESTO CARACTERÍSTICAS

Demócrito 460 a 370 a.d.e

Los átomos se consideran eternos e indestructibles. Todo lo que se observaba era el resultado del movimiento de los átomos, que difieren de sus formas, dimensiones y posiciones.

John Dalton 1766-1844

El átomo es una esfera sólida, compacta e indivisible. Los átomos del mismo elemento, tienen igual masa y propiedades

J.J. Thomson 1897

El átomo se considera una esfera de carga positiva, con los electrones distribuidos en número suficiente para neutralizar la carga positiva. Modelo del budín de pasas.

E. Rutherford 1910

Los electrones giran alrededor del núcleo, como los planetas alrededor del sol.

Niels Bohr 1913

El átomo, tiene un núcleo donde se localizan los protones y neutrones y a su alrededor giran los electrones en órbitas, niveles o capas a diversas distancias del núcleo según la energía de éstos. La energía de los electrones está cuantizada.

Schrödinger 1926

Modelo cuántico, establece los niveles, subniveles y los orbitales que son regiones en el espacio donde se mueven los electrones según la energía que poseen. Modelo en el cual nos detendremos.

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1.4 MODELO MECÁNICO- CUÁNTICO DEL ÁTOMO

Con la "nueva física" iniciada por Maxwell y Planck, denominada física cuántica, se abrieron las puertas al mundo científico para poder encontrar ciertas respuestas a preguntas que antes era imposible de responder. Niels Bohr fue el primero en aplicar esta nueva percepción científica al átomo, dando el primer paso hacia lo que con llevaría finalmente al modelo atómico actual.

En el año 1924, Louis de Broglie, un físico francés, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula, pero ¿qué quiere decir esto? Esto hace referencia a que un electrón tiene masa y ocupa un espacio definido (partícula), pero a su vez se comporta tal como lo pudiera hacer la luz o el sonido (onda) y, como éstos últimos, también es posible definirlo (al electrón) mediante una función de onda. Cualquier partícula que tiene masa y se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda. Para proponer ello, planteó la siguiente ecuación:

Dónde:

m = masa del electrón

v = velocidad de desplazamiento

λ = Longitud de onda

h= constante de Planck

Es decir cada electrón tiene asociada una cantidad de energía.

Tal como en el espectro de la luz cada color corresponde a una radiación electromagnética (onda) de diversa cantidad de energía, es decir de diversa longitud de onda.

ORBITALES ATÓMICOS Heisenberg postula que es imposible saber exactamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula dual. Edwin Schrödinger, basándose en la física cuántica y con varios datos dedujo una función fundamental, denominada función de onda (φ), que explica el comportamiento del electrón alrededor del núcleo. También se dio cuenta que si esa función se elevaba al cuadrado era posible determinar la probabilidad de encontrar a dicho electrón en el espacio, con lo cual se determinaron lo que se llama orbitales atómicos, los cuales se pueden definir como el espacio en donde es posible encontrar a un electrón en el 95% del tiempo, eso quiere decir que un orbital es el lugar donde el electrón pasa la mayor parte del tiempo alrededor del núcleo.

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Todo electrón se puede caracterizar individualmente a través de los números cuánticos, los que ayudan a determinar la cantidad de energía que poseen y también ayudan comprender mejor la organización de los elementos químicos en la tabla periódica.

El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un electrón en un átomo.

El desarrollo de ésta teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck (1858-1947), de Broglie, Bohr (1885-1962), Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg

La actual tabla periódica está ordenada según la configuración electrónica, pero, ¿qué es la configuración electrónica? La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando el nivel energético en el que éste se encuentra cada uno de sus electrones y en qué orbital se encuentran. Para ser caracterizado en su cuantificación energética cada electrón debe ser identificado específicamente por sus cuatro números cuánticos, los cuales son:

1. Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. es el primer número cuántico y se simboliza por n indica el nivel de energía dentro del átomo. Cada valor representa una distancia media orbital. El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc. la representación con letras tiene poca frecuencia de uso; a medida que aumenta el nivel aumenta la energía.

Los niveles o capas se pueden expresar así:

2. Número Cuántico secundario o azimutal (l): Se simboliza por l está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía, donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1), d (2) y f (3).

l = 0 orbital s (sharp)

l = 1 orbital p (principal)

l = 2 orbital d (diffuse)

l = 3 orbital f (fundamental)

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3. Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Por ejemplo, si

l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2. Observemos en la siguiente tabla para orbitales s, p ,d, f

NUMERO CUÁNTICO AZIMUTAL (l)

SUBNIVEL NÚMERO DE ORBITALES VALORES POSIBLES DEL NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)

l=0 S 1 0

l=1 P 3 -1, 0, +1

l=2 D 5 -2, -1, 0, +1, +2

l=3 F 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Los orbitales, sus formas y sus números cuánticos secundario (l) y magnético (m)

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así

un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de

ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo

en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1,

+2)

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Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2,

-1, 0, +1, +2, +3)

4. Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el

electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y

deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 .

Por ejemplo, vamos a analizar los 6 electrones del átomo de carbono (C) Análisis de los 6 electrones del carbono en relación a sus números cuánticos.

http://es-puraquimica.weebly.com/configuracion-electronica.html

ACTIVIDAD No. 6 1. Qué se entiende por orbital atómico? 2. Mencione los tipos de orbitales existentes en los átomos. 3. Explique ¿qué indican los números cuánticos para un átomo? 4. ¿En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales 2s, 3s, y 4s? 5. ¿En qué se diferencian y en que se parecen los orbitales 3px, 3py, y 3pz? 6. Caracterice los cuatro números cuánticos para cada uno de los diez electrones de un átomo de neón

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Electrones de Ne

Números cuánticos

Principal (n) Secundario o azimutal (l) Magnético (m) Espín (s)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA - NOTACIÓN ESPECTRAL O DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Corresponde a la descripción completa de los orbitales que ocupan todos los electrones de un átomo o ión. Utilizando los conceptos ya establecidos en la teoría cuántica acerca de nivel, subnivel y orbital, es posible explicar y elaborar las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos, es decir, es posible determinar la forma cómo se distribuyen los electrones en el átomo.

Ahora para poder seguir avanzando en la configuración electrónica debemos conocer primero unos ciertos principios que nos ayudarán a comprender mejor como se desarrolla este tema. Dichos principios son:

1. Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que el átomo en su estado basal, los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía está lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente.

2. Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten. Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre se dice que el orbital (los orbitales en este caso) se encuentra semi-lleno. Posteriormente, se completaran los orbitales con los electrones que hagan falta para este efecto. Esto se comprenderá de mejor manera más adelante, cuando se hagan algunos ejemplos.

3. Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden existir dos electrones con espines opuestos. (+1/2 y -1/2).

4. Puesto que en cada orbital caben solo 2 electrones con spín opuesto, el número máximo de electrones en un nivel es

2n2

5. Cada subnivel se divide en orbitales (subnivel s, 1 orbital; subnivel p, 3 orbitales; subnivel d, 5 orbitales; subnivel f, 7 orbitales). Por ejemplo el nivel n = 2 tiene un orbital 2s y tres orbitales 2p, para un total de cuatro orbitales que corresponden a n2

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DIAGRAMA DE MOELLER

.

Para escribir la configuración espectral de un átomo es necesario conocer su número atómico Z, para indicar también el número total e electrones. Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda

Siguiendo el orden del diagrama de Moeller, 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3D10 4P6 5S2 4D10 5P6 ,…,observa cómo a partir del nivel tres, se presenta una anteposición de los subniveles del nivel de mayor energía en relación con algunos de los subniveles del nivel de menor energía. Por ejemplo, el 4s tiene menor energía que el 3d, y el 5s tiene menor energía que 4d y 4f La configuración electrónica asignada a un átomo debe estar de acuerdo con el comportamiento experimental observado, el cual generalmente se refleja en datos espectroscópicos (espectros) o magnéticos.

Los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del Na (sodio), esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral.

Diagramas de los niveles de energía

Veamos dos ejemplos, haciendo uso del diagrama de Moeller: La notación espectral del Calcio, cuyo número atómico es 20 (Z=20) Ca: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² Si sumas todos los exponentes, obtendrás que el número total es igual al número atómico, Z = 20

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La notación espectral del carbono cuyo Z= 6 C: 1s2 2s2 2p2 Si sumas todos los exponentes, obtendrás que el número total es igual al número atómico, Z = 6 Siguiendo la regla de Hund la distribución electrónica por orbital para los electrones del carbono sería:

3. NOTACIÓN ELECTRÓNICA RESUMIDA Para resumir y concentrar la atención en los electrones externos se usa con frecuencia configuraciones electrónicas

abreviadas. Se escribe el símbolo del gas noble más cercano, que tenga menor número atómico, entre corchetes rectos, para

representar los electrones internos. Ejemplo, el gas noble más cercano al cloro, Cl, con menor número atómico es Ne, este

elemento tiene número atómico 10 y el Cl tiene número atómico 17 (7 electrones más que el Neón).

Neon Z= 10 1S2 2S2 2P6

Cloro Z= 17 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5

De tal manera que la representación electrónica abreviada del cloro puede expresarse: [Ne] 3S2 3P5 ACTIVIDAD No. 7 1. Indica el número atómico, identifique el átomo por su nombre y símbolo, realice la distribución electrónica por orbital

(siguiendo la regla de Hund) a que corresponden las siguientes configuraciones electrónicas desarrolladas:

1.1 1S2 2S2 1.2 1S2 2S2 2P4 1.3 1S2 2S2 2P6 3S1 1.4 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6

2. Realiza la configuración electrónica para cada uno de los siguientes elementos, escribe su nombre y símbolo correspondiente

3. Realice la configuración electrónica resumida o abreviada para los puntos : 2.1 al 2.4 del punto anterior

4. Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes cationes:

5. Cuál de las distribuciones electrónicas por orbital es correcta para P5

6. Realice la distribución por orbital de los siguientes elementos químicos

2.1 Z = 26

2.2 Z = 35

2.3 Z = 40

2.4 Z = 18

2.5 Z =13

2.6 Z= 55

2.7 Z= 17

2.8 Z= 81

4.1 K+ (Z = 19)

4.2 Mg+2 (Z = 12)

4.3 Fe+3 (Z = 26)

4.4 Pd+4 (Z = 46).

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7. Complete la siguiente tabla

ELEMENTO No de ELECTRONES

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

DIAGRAMA DE ORBITALES No. ELECTRONES DESAPAREADOS 1S 2S 2Px 2Py 2Pz

1H 1 1S1

7N 2 1S2 S22P3

3Li 3

5 1S22S22P1

9F

4. TABLA PERIÓDICA MODERNA Y SU RELACIÓN CON LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA La ley periódica de los elementos indica que: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”

Existe una correlación entre la configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la tabla periódica. Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con el número de electrones en el último nivel energético, que son los que se transfieren en una reacción química y al formar una unión química, y la configuración externa define la ubicación de un elemento químico en la tabla. Cuando se realiza la configuración se observa que los elementos que pertenecen al mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su último nivel de energía. Por ejemplo, si observemos la distribución electrónica para el litio y el sodio, tenemos: Li, 1s2 2s1 y Na, 1s2 2s2 2p6 3s1.

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La Tabla Periódica Moderna presenta un ordenamiento de los 118 elementos que se conocen actualmente según su número atómico (Z), en regiones o bloques, períodos y grupos o familias.

4.1 REGIONES. Son cuatro: (a) región s (grupos IA y IIA); (b) región p (grupos IIIA hasta VIIIA); (c) región d (elementos de transición) y (d) región f (elementos de las tierras raras, lantánidos y actínidos). En la distribución electrónica corresponden al último subnivel de energía.

4.2 PERÍODOS Son siete, corresponden a las filas de la tabla. Los elementos del mismo período presentan el mismo

número de niveles de energía. En la estructura electrónica corresponde al último nivel en que tiene electrones.

4.3 GRUPOS O FAMILIAS. Corresponden a las columnas de la tabla periódica, que son 18 y se dividen en tres

subgrupos: A, B y tierras raras. Se designan con números romanos desde I hasta VIII, acompañados de la letra A o

B; y modernamente con los números arábigos desde 1 hasta 18. La ubicación de un elemento en un grupo

representativo depende de los electrones presentes en el último nivel de energía. Los grupos largos

corresponden a los elementos representativos (regiones s y p), aquellos cuya configuración electrónica corresponde

al llenado de los orbitales s y p, designados con números romanos y la letra A (IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA)

o 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18. Los grupos cortos, identificados con la letra B, corresponden a los elementos de

transición (región d) grupos (IIB, IVB, VB, VIB, VIIB,VIIIB(tres grupos), IB,IIB) o 3,4,5,6,7,8,9,10,11,12 en ellos se

están llenando subniveles tipo d. Dentro de los elementos de transición se incluyen los llamados elementos de las

tierras raras, lantánidos (serie del lantano) y actínidos (serie del actinio), que son los que están llenando subniveles

tipo f.

4.4 LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA Y LA UBICACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

L a configuración electrónica externa o del último nivel de energía determina la ubicación de un elemento químico en

la región, el grupo y el período de la tabla; por ejemplo

Potasio (K) z= 19

Cloro(Cl) Z= 17

Como se observa en los ejemplos anteriores el número de electrones periféricos o externos determina el grupo, el número de niveles de energía, el período y el último subnivel ocupado por sus electrones , la región.

1S2 2S2 2P6 3S2 3P5

Configuración externa para el litio Configuración externa para el sodio

1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S1

Configuración externa del K

Configuración externa del Cl

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5. SÍMBOLO DE LEWIS El número de electrones externos o electrones de valencia de un átomo se suelen representar por el llamado símbolo de Lewis, la cual consiste en colocar el símbolo de un elemento químico y a su alrededor tantos puntos o asteriscos como electrones externos tenga dicho átomo ejemplo para el litio y el sodio serían:

Para otros elementos (nitrógeno, oxígeno, fluor y neón) sería:

ACTIVIDAD No. 8 1. Utilicen los números atómicos escriban la configuración electrónica de los siguientes elementos: azufre( z=16), argón

(z=18), hierro (z=26), magnesio (z=12), calcio (z=20), selenio(Z=34), carbono(Z=6), silicio(Z=14), nitrógeno (Z=7),

fósforo(Z=15), oxígeno(Z=8), flúor ( Z=9), kriptón(Z=36) y sobre la base de ellas, ubiquen los elementos en el período y

grupo correspondiente en la siguiente silueta muda de la tabla períodica.

2. ¿Por qué los gases nobles o inertes no reaccionan? Comparen las configuraciones electrónicas para el helio, el neón y el argón, y establezcan cuál es la característica común a los tres, y su relación con el hecho de que no reaccionen con otros elementos al intercambiar electrones.

3. ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades similares? 4. Complete la siguiente tabla de cuyos elementos químicos se tiene, la configuración electrónica externa:

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CONFIGURACIÓN EXTERNA Z SÍMBOLO QUÍMICO

ELEMENTO SÍMBOLO DE LEWIS

1S2

2S2 2P6

2S2 2P3

3S2 3P4

2S2

3S1

4S2 3d10 4P5

6. REGLA DEL OCTETO

Para que un atomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de espin

+1/2 y otro de espin -1/2) Por ejemplo, el oxigeno, que tiene configuracion electronica 1S2, 2S2,2P4, debe llegar a la

configuracion 1S2, 2S2, 2P6 con la cual los niveles 1 y 2 estarian llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente

establece que el nivel electronico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrogeno, que se completa con 2 electrones.

Entonces el oxigeno tendra la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan.

Esta regla fue enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, nos indica que los átomos al combinarse ganan, pierden o comparten electrones, tratando de conseguir una estructura del gas noble mas cercano al elemento, para quedar en el último nivel de energía, con 8 electrones y así ser estable. Los átomos se relacionan y hacen las interacciones necesarias para transferir los electrones sobrantes o adquirir los electrones faltantes, y así poder conseguir la configuración del gas noble más próximo o quedar con su ultimo nivel lleno. ACTIVIDAD No. 9 1. Escribir las configuraciones electrónicas, así como las fórmulas, de los iones más estables (que cumplan el octeto)

que pueden formar el flúor, el sodio y el selenio, cuyas configuraciones electrónicas neutras son:

F: 1S22S22P5 Na: 1S22S22P63S1 Se: 1S22S22P63S23P64S23D104P4

2. Realice la configuración electrónica de los siguientes iones, así como el período al que pertenecen. Las

configuraciones electrónicas del átomo neutro se dan a continuación: 2.1 Un ion dipositivo X+2, cuya configuración electrónica es 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 2.2 Un ion monopositivo Y+1, cuya configuración electrónica es 1S2 2.3 Un ion dinegativo Z-2, cuya configuración electrónica es 1S2 2S2 2P6 2.4 Un ion mononegativo Q-1, cuya configuración electrónica es 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5

3. Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos: oxígeno (Z = 8), azufre (Z = 16), selenio (Z = 34) y telurio (Z = 52) y razona a qué grupo pertenecen y cuál sería la configuración electrónica general para los elementos de éste grupo

4. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas correspondientes a determinados elementos, deduce cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período, indicando los electrones de valencia mediante el símbolo de Lewis T: 1S22S22P63S2 X: 1S22S22P63S23P3 Y: 1S22S22P63S23P64S2 Z: 1S22S22P63S23P64S23D104P3

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Web grafía http://newton.cnice.mec.es/materiales_didacticos/el_atomo/zya.htm?4 http://www.abc.com.py/articulos/isotopos-isobaros-e-isotonos-1168112.html http://iiquimica.blogspot.com.co/2006/03/trminos-en-teora-atmica.html http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.html http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/spespectro.html Teoría cuántica http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T3b.cfm Tutoriales http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/atom.html