Números Cuánticos

OBJETIVO: COMPRENDER LA CONSTRUCCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA TOMANDO COMO

BASE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

MTRA. LETICIA JUDITH MORENO MENDOZA

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TABLA

PERIÓDICA

Materia

Mecánica cuántica

átomo

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Materia: Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio.

Compuesta por átomos

Partículas indivisibles que pueden participar en una reacción

Química.

Electrón (Thomson, 1897)

Protón (Eugen Goldstein, 1886)

Neutrón (Rutherford 1920).

William

Crookes,

1864.

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DALTON THOMSON JEAN BAPTISTE PERRIN RUTHERFORD

BOHR

SOMMERFELD

Subniveles y número cuánticoazimutal l

SCHRÖDINGER

Determina n, l, m.

DIRAC – JORDAN

n, l, m, s

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Números cuánticos (n, l, m, s): proporcionan o indican la ubicación de los electrones.

“ n “

número cuántico

principal

Espacio energético

Medida del tamaño del orbital

Determina el nivel de energía en el que se localiza un electrón

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“ l “Número cuántico

del momento angular

o azimutal.

Indica el tipo de subnivel o forma de la nube electrónica

l = n – 1

Momento angular:Magnitud física relacionadacon las simetrías rotacionales de los sistemas físicos. Valor de “ n “ Valor de “ l “ Tipo de orbital

1 0 s

2 1 p

3 2 d

4 3 f

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“ m “

Número cuántico

Magnético.

Determina la orientación espacial del orbital.

Puede tomar valores positivos y negativos.

m = 2l + 1

Valor de

“ n “

Valor de

“ l “

Tipo de

orbital

Valor de

“ m “

orientación

1 0 s 1 0

2 1 p 3 -1, 0, +1

3 2 d 5 -2, -1, 0, +1, +2

4 3 f 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

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“ s “

Número cuántico

De spin.

Determina el sentido de giro del electrón

Tiene valor de -1/2 y + 1/2

s = + ½ ( ) s = – ½ ( )

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Es la representación atómica de la distribución de los electrones el átomo según el nivel

Y el subnivel de energía correspondientes.

Regla de las diagonales

s = 2 e

p = 6 e

d = 10 e

f = 14 e

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Ejemplo:

Diagrama electrónico

C = 1s2 2s2 2p2

Electrón diferencial

Otorga al elemento las

propiedades físicas y químicas que

lo distinguen de los demás.

Números cuánticos

n = 2 nivel de energía 2 L

l = n – 1 = 1 orbital p

m = 2l + 1 = 2(1) + 1 = 3 -1, 0, +1 orientación = 0

S = + ½

-1 0 +1

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TABLA PERIÓDICA

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ALFRED WERNER

Hace coincidir la estructura electrónica de los elementos con su colocación dentro

de la tabla.

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Ubicación en tabla periódica:

Para determinar el grupo

TERMINACIÓN SE SUMAN:

s, sd o sdp Se toman los electrones de valencia en

directo.

sp 10 + e- de valencia

sfd o sfdp Se toman los e- de valencia sin sumar “ f ”

f Todos son del grupo 3

C = 1s2 2s2 2p2 = 4 + 10 = 14

Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 = 10

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COMPUESTOS Y COMO SE FORMAN

Número atómico (Z) = Cantidad de protones o electrones que tiene un átomo.

El átomo es eléctricamente neutro => Número de protones = número de electrones

Número de masa (A) = Protones + Neutrones

Neutrones = A - Z

MOL: Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituye un mol

se conoce con el nombre de número de Avogadro (NA) y es igual a 6.022 x1023 (moléculas,

átomos)/mol.

Ejemplo:

1 mol de H2O contiene 6.02 x1023 moléculas y pesa 18 gramos.

1 mol de CO2 contiene 6.02 x1023 moléculas y pesa 44 gramos.

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Número de moles (n) = masa (m)

peso molecular

o

peso atómico

Peso molecular = suma de los pesos atómicos

¿ Cuál es la masa en gramos contenida en 0.8 moles de carbonato de sodio (Na2CO3) ?

n = 0.8 moles

PM Carbonato de sodio m = PM x n

Na = 22.9897 g/mol x 2 = 45.9794 g/ mol m = 105.9794 g/mol x 0.8 moles

C = 12 g/mol x 1 = 12 g/mol

O = 16 g/ mol x 3 = 48 g/mol m = 84.7835 g

105.9794 g/mol

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¿ Cuántas moléculas están contenidas en 10 g de hidróxido de sodio (NaOH) ?

N = n x NA NA = 6.022 X 1023 moléculas/mol n = m

PM

PM (NaOH) n = 10 g = 0.25 moles

39.9976 g/mol

Na = 22.9897 g/mol

O = 16 g/mol

H = 1.0079 g/mol

39.9976 g/mol N = 0. 25 moles X 6.022 x1023 moléculas/mol

N = 1.5055 x1023 moléculas

masa = 10 g

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Formación de iones

Átomo de Ión de sodio

Sodio (Catión)

Metal

En una reacción química el átomo pierde o gana electrones y obtiene una carga eléctrica,

convirtiéndose en un ión.

Catión = ión + anión = ión –

Átomo de Ión de cloro

Cloro (anión)

No metal

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Regla del octeto

Los átomos de los elementos químicos al participar en una reacción química pueden perder, ganar o

compartir electrones hasta obtener un total de 8 electrones en su ultima capa. N. Lewis, G (1935).

Estructuras de Lewis

K Cl X X

X XX

XXO

N NX

X

X

X

FORMACIÓN

DE ENLACES

Iónico

Covalente

Polar

No polar

Coordinado

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Enlace iónico

Se realiza entre un metal (dona electrones) y un no metal (gana electrones).

K19 = 1S2 2S2 SP6 3S2 3P6 4S1

Cl17 = 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5

K19 = 1S2 2S2 SP6 3S2 3P6

Cl17 = 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6

8 electrones para ambos en

la última capa

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Enlace covalente: se forma al compartir electrones.

Enlace covalente No polar

Se presenta en elementos químicos que se encuentran en la naturaleza en forma de molécula

diatómica. H2, N2, C2, I2.

H – H H : H N NX

X

X

X

Enlace covalente Polar: Se forman dipolos de enlace.

Electronegatividad igual

H2OH

H

O

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Enlace covalente coordinado: uno de los átomos aporta el par de electrones.

H – O – S – O – H

O

O

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Conclusión

Los números cuánticos han permitido establecer cada uno de los elementos químicos en

la tabla periódica, de forma precisa, de acuerdo a su configuración electrónica la cual

nos da a conocer el nivel de energía máximo del átomo, número de electrones en ese

nivel, así como la forma y una ubicación determinada de la nube electrónica.

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BIBLIOGRAFIA

Chang, R., Química Ed. Mc Graw Hill (1998)

Sherman, A.,Sherman, J., Russikoff, L., Conceptos Básicos de

Química, 1a. Ed. CECSA (2001)

Phillips, J.S., Strozak, Wistrom, Química, Conceptos y Aplicaciones Ed.

Mc Graw Hill.

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POR SU ATENCIÓN

MUCHAS GRACIAS

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