Introducción...En el átomo se distinguen dos partes núcleo y corteza. En el núcleo podemos...
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Introducción
¿DE QUÉ ESTÁ HECHO TODO LO QUE NOS RODEA?
¿por qué los átomos en la naturaleza se enlazan de distintas maneras?
Cl -
Cl -
Cl -Cl -
Cl - Na+
Na+Na+
Na+
Figura 1. Representación de enlace iónico
Observa con atención la imagen: ¿cómo se forma la sal común o de mesa?
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___________________________________________________________________________________________¿cómo se obtiene la sal (común o de mesa) de la naturaleza?
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Figura 3. Demócrito
Demócrito
Figura 2. Modelos atómicos
Modelos atómicos
Objetivos de aprendizaje
Actividad 1Observa la información acerca de la configuración electrónica en las capas de valencia.
El estudio de los modelos atómicos a través de la historia, ha hecho posible la reestructuración de las teorías y la creación de nuevos conceptos. A continuación se describe el aporte de cada autor.
Explicar la formación de enlaces químicos a partir del comportamiento de los electrones en la capa de valencia.
La materia se encuentra conformada por partículas idénticas e indivisibles, que no pueden ser divididas ni destruidas.
Demócrito
Dalton
Thomson
Rutherford
BohrLewis
Sommerfeld
Schrödinger
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Figura 4. Dalton
Figura 5. Thomson
Figura 6. Rutherford
John Dalton
J.J Thomson
E. Rutherford
En el S. XIX, el gran químico inglés, John Dalton, se basó en la hipótesis de Demócrito y pudo así establecer las bases de la teoría atómica, con el primer modelo atómico con bases científicas, postulando la Ley de las proporciones constantes para las reacciones químicas.
Propuso la estructura atómica en 1904, además de realizar los postulados sobre la conformación y la idea del electrón.El átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo.
Se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico, en el que se reúne toda la carga positiva y casi toda la masa. En 1908 fue merecedor del Premio Nobel de Química, por sus estudios sobre radiactividad.
Figura 7. Bohr
Niels Bohr
En 1913 Bohr explicó cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión, además de tomar ideas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.
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Figura 9. Sommerfeld
Figura 8. Lewis
Figura 10. Schrödinger
Sommerfeld
Lewis
Schrödinger
Propuso la teoría sobre los enlaces químicos y la definición de ácido y base. En 1916 Lewis promulgó una teoría sobre determinados enlaces químicos denominados “enlaces covalentes”.
La materia se encuentra conformada por partículas idénticas e indivisibles, que no pueden ser divididas ni destruidas.
El modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml.
n: Número cuántico principal. Valores entre 1,2,3…
l: Número cuántico del momento angular o secundario. Valores enteros entre 0 y (n-1). Representados por las letras s, p, d, f.
ml: Número cuántico magnético. Toma valores entre –l y l, incluyendo el cero.
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Figura 11. Representación del átomo
Figura 13. Representación del átomo
Figura 12. Representación del átomo
Figura 14.Representación
Figura 15. Representación del átomo
E. Rutherford
John Dalton
John Dalton
Niels Bohr
Schrödinger
Utilizando una línea, relaciona las figuras que representan los modelos atómicos con el autor que realizó el postulado.
n=3
n=2
n=1+Ze ΔE = hf
dyx
Z
X
Y
dxz
Z
X
Y
Z
X
Y
Z
X
Y
dxyX
Y
dx2
dx2y2
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Configuración del átomo
Figura 16. Átomo
Figura 17. Núcleo atómico
Figura 18. Corteza
Protón Neutrón Electrón
Protón Neutrón
Protón Neutrón Electrón
En el átomo se distinguen dos partes núcleo y corteza.
En el núcleo podemos encontrar los protones con carga positiva y las partículas sin carga, que son los neutrones. Cada átomo de un elemento químico tiene el mismo número de protones. A este número se le conoce como número atómico y se representa con la letra Z.
En la corteza del átomo se encuentran los electrones, que tienen carga negativa.
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Representando un átomoPara realizar esta actividad se requiere de los siguientes elementos:• Cartón como base• 30 semillas de frijol• 30 semillas de maíz• 30 semillas de arveja• Tijeras• Pegante
Procedimiento:1. Toma el cartón y recorta cinco círculos. Teniendo como referencia las siguientes medidas del diámetro.
Reúnete con dos compañeros y tomando como referencia la información acerca de la configuración de un átomo, establezcan: ¿cómo se encuentran distribuidos los electrones dentro de un átomo?
Configuración electrónica de un átomo
Figura 18. Corteza
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Figura 20. Representación del átomo, paso 2
Figura 27. Fríjol
Figura 21. Representación del átomo, paso 2
Figura 28. Arveja
Figura 22.Representación del átomo, paso 2
Figura 29. Maíz
Figura 23. Representación del átomo, paso 2
Figura 24. Representación del átomo
3. Al final debes tener una figura así:
Protones Neutrones Electrones
4. Toma las semillas de fríjol, maíz y arveja. Diferéncialos con los siguientes nombres (sin importar el orden).
2. Une todos los círculos teniendo como referencia el primero que recortaste.
Figura 25. Representación del átomo pasó 3 Figura 26. Representación del átomo pasó 4
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Nivel
Subniveles
Según tus conocimientos ¿dónde ubicarías cada semilla?
Lee detenidamente la información sobre: nivel, subniveles y orbitales.
En cada nivel de energía o capas se pueden situar los electrones, desde el nivel más interno al más externo.Cada nivel tiene los electrones repartidos en diversos subniveles, estos pueden ser de cuatro tipos: s, p, d y f.
En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que contienen como máximo 2 electrones cada uno.
Figura 30. Representación de átomo
Figura 31. Nivel
Figura 32. Subniveles
Capa 1 (menos energía)
Capa 2Capa 3
Capa 4Capa 5
Capa 6 (más energía)
1s2s, 3p, 3d3s, 3p, 3d
4s, 4p, 4d, 4f5s, 5p, 5d, 5f6s, 6p, 6d, 6f7s, 7p, 7d, 7f8s, 8p, 8d, 8f
9s, 9p, 9d, 9f
10s, 10p, 10d, 10f
Hace referencia al número cuántico principal (n=1,2,3…7 ó con letras k,l,m,n,o,p,q), se determina que las capas energéticas van de las más interna con poca energía; hasta la más externa con mayor energía.
Los subniveles hacen referencia al número cuántico secundario; que describe cuatro tipos de estructuras (orbitales) dimensionales en las que se pueden encontrar los electrones de acuerdo al nivel de energía.
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Tabla 1. Número cuántico
Orbitales
Figura 33. Orbitales
Figura 34. Número cuántico principal
Figura 35. Número cuántico del momento angular
dyx
Z
X
Y
dxz
Z
X
Y
Z
X
Y
Z
X
Y
dxyX
Y
dx2
dx2y2
n = 4
n = 3
n = 2
n = 1
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
I = 0
I = 0I = 1
I = 2
I = 0I = 1
I = 2I = 3
Determinan la forma de la región del espacio en el que se mueven los electrones. Se representan con las letras, s, p, d y f.s: sharp = 2 e-/esféricaP: principal=6 e-/ 2 lóbulosD: diffuse= 10 e-/ 4 lóbulosF: Fundamental = 14 e-/ 8 lóbulos.
Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones en los átomos. Observa el video tabla periódica y números cuánticos, y completa en la tabla 1 la información correspondiente a la representación y valores que toma cada número cuántico.
Número cuántico principal: Se refiere al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4…). Haciendo referencia al volumen del orbital.
Número cuántico del momento angular: hace referencia a la forma del orbital y sus valores dependen del número cuántico principal “n”.
Números cuánticos Representación y valoresn: número cuántico principall: número cuántico del momento angularm: número cuántico magnéticos: número cuántico del espín electrónico.
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Figura 36. Número cuántico magnético
Figura 37. Espín electrónico
Figura 38. Diagrama de Möeller
Figura 39. Diagrama de Möeller
m = 0I = 0
I = 1
I = 2
m = 0
m = 0m = 1
m = 1
m = -1
m = -1
m = 2
m = -2
N S
S N
0° 0°
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f
6f
7f
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f
6f
7f
Número cuántico magnético: hace referencia a la distribución del orbital en el espacio.
Número cuántico del espín electrónico: se refiere a la descripción de un giro del electrón en torno a su propio eje.
La estructura electrónica de los elementos depende de la distribución de los electrones en la corteza. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales.
Existen cuatro orbitales: s, p, d y f.
La configuración electrónica sigue unas reglas:1. En un orbital solo hay espacio para dos electrones. Ejemplo: configuración electrónica del sodio (Na)
Para recordar cómo se llenan los orbitales añadiendo electrones, observa las figuras.
1S2 2S2 2S6 3S1
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Figura 40. Diagrama de Möeller
Figura 41. Diagrama de Möeller
Figura 42. Tabla periódica
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f
6f
7f
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f
6f
7f
HHidrógeno1s¹
1.00794 1+1−1
2.201312.0
LiLitio1s² 2s¹
6.941 3+1−1
0.98520.2
BeBerilio1s² 2s²
9.012182 4+2
1.57899.5
NaSodio[Ne] 3s¹
22.98976 110.93495.8
MgMagnesio[Ne] 3s²
24.3050 12+2+1
1.31737.7
KPotasio[Ar] 4s¹
39.0983 19+1
0.82418.8
CaCalcio[Ar] 4s²
40.078 20+2
1.00589.8
RbRubidio[Kr] 5s¹
85.4678 37+1
0.82403.0
SrEstroncio[Kr] 5s²
87.62 38+2
0.95549.5
CsCesio[Xe] 6s¹
132.9054 55+1
0.79375.7
BaBario[Xe] 6s²
137.327 56+2
0.89502.9
FrFrancio[Rn] 7s¹
(223) 87+1
0.70380.0
RaRadio[Rn] 7s²
(226) 88+2
0.90509.3
TiTitanio[Ar] 3d² 4s²
47.867 22+4+3+2+1−1
1.54658.8
VVanadio[Ar] 3d³ 4s²
50.9415 23+5+4+3+2+1−1
1.63650.9
ZrZirconio[Kr] 4d² 5s²
91.224 40+4+3+2+1
1.33640.1
NbNiobio[Kr] 4d⁴ 5s¹
92.90638 41+5+4+3+2−1
1.60652.1
HfHafnio[Xe] 4f¹⁴ 5d² 6s²
178.49 72+4+3+2
1.30658.5
TaTantalio[Xe] 4f¹⁴ 5d³ 6s²
180.9478 73+5+4+3+2−1
1.50761.0
RfRutherfordio[Rn] 5f¹⁴ 6d² 7s²
(261) 104+4
580.0
DbDubnio
(262) 105+5
CrCromo[Ar] 3d⁵ 4s¹
51.9962 24+6+5+4+3+2+1−1−2
1.66652.9
MnManganeso[Ar] 3d⁵ 4s²
54.93804 25+7+6+5+4+3+2+1 …−3
1.55717.3
MoMolibdeno[Kr] 4d⁵ 5s¹
95.96 42+6+5+4+3+2+1−1−2
2.16684.3
TcTecnecio[Kr] 4d⁵ 5s²
(98) 43+7+6+5+4+3+2+1−1−3
1.90702.0
WWolframio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s²
183.84 74+6+5+4+3+2+1−1−2
2.36770.0
ReRenio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁵ 6s²
186.207 75+7+6+5+4+3+2+1−1−3
1.90760.0
SgSeaborgio
(266) 106+6
BhBohrio
(264) 107+7
FeHierro[Ar] 3d⁶ 4s²
55.845 26+6+5+4+3+2+1−1−2
1.83762.5
CoCobalto[Ar] 3d⁷ 4s²
58.93319 27+5+4+3+2+1−1−2
1.91760.4
RuRutenio[Kr] 4d⁷ 5s¹
101.07 44+8+7+6+5+4+3+2+1−2
2.20710.2
RhRodio[Kr] 4d⁸ 5s¹
102.9055 45+6+5+4+3+2+1−1
2.28719.7
OsOsmio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁶ 6s²
190.23 76+8+7+6+5+4+3+2+1−2
2.20840.0
IrIridio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁷ 6s²
192.217 77+6+5+4+3+2+1−1−3
2.20880.0
HsHassio
(277) 108+8
MtMeitnerio
(268) 109
NiNíquel[Ar] 3d⁸ 4s²
58.6934 28+4+3+2+1−1
1.88737.1
CuCobre[Ar] 3d¹⁰ 4s¹
63.546 29+4+3+2+1
1.90745.5
PdPaladio[Kr] 4d¹⁰
106.42 46+4+2
2.20804.4
AgPlata[Kr] 4d¹⁰ 5s¹
107.8682 47+3+2+1
1.93731.0
PtPlatino[Xe] 4f¹⁴ 5d⁹ 6s¹
195.084 78+6+5+4+2
2.28870.0
AuOro[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹
196.9665 79+5+3+2+1−1
2.54890.1
DsDarmstadio
(271) 110
RgRoentgenio
(272) 111
ZnZinc[Ar] 3d¹⁰ 4s²
65.38 30+2
1.65906.4
GaGalio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹
69.723 31+3+2+1
1.81578.8
CdCadmio[Kr] 4d¹⁰ 5s²
112.441 48+2
1.69867.8
InIndio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹
114.818 49+3+2+1
1.78558.3
HgMercurio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²
200.59 80+4+2+1
2.001007.1
TlTalio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹
204.3833 81+3+1
1.62589.4
CnCopernicio
(285) 112
UutUnuntrio
(284) 113
GeGermanio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p²
72.64 32+4+3+2+1−4
2.01762.0
AsArsénico[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³
74.92160 33+5+3+2−3
2.18947.0
SnEstaño[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²
118.710 50+4+2−4
1.96708.6
SbAntimonio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³
121.760 51+5+3−3
2.05834.0
PbPlomo[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p²
207.2 82+4+2−4
2.33715.6
BiBismuto[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p³
208.9804 83+5+3−3
2.02703.0
FlFlerovio
(289) 114
UupUnumpentioUnumpentio
(288) 115
SeSelenio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
78.96 34+6+4+2−2
2.55941.0
BrBromo[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵
79.904 35+7+5+4+3+1−1
2.961139.9
TeTelurio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴
127.60 52+6+5+4+2−2
2.10869.3
IYodo[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵
126.9044 53+7+5+3+1−1
2.661008.4
PoPolonio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴
(210) 84+6+4+2−2
2.00812.1
AtAstato[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵
(210) 85+1−1
2.20890.0
LvLivermorio
(292) 116
UusUnunseptio
117
KrKriptón[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶
83.798 363.001350.8
XeXenón[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶
131.293 542.60
RnRadón[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶
(220) 861037.0
UuoUnunoctio
(294) 118
BBoro1s² 2s² 2p¹
10.811 5+3+2+1
2.04800.6
AlAluminio[Ne] 3s² 3p¹
26.98153 13+3+1
1.61577.5
CCarbono1s² 2s² 2p²
12.0107 6+4+3+2+1−1−2−3−4
2.551086.5
NNitrógeno1s² 2s² 2p³
14.0067 7+5+4+3+2+1−1−2−3
3.041402.3
SiSilicio[Ne] 3s² 3p²
28.0855 14+4+3+2+1−1−2−3−4
1.90786.5
PFósforo[Ne] 3s² 3p³
30.97696 15+5+4+3+2+1−1−2−3
2.191011.8
OOxígeno1s² 2s² 2p⁴
15.9994 8+2+1−1−2
3.441313.9
FFlúor1s² 2s² 2p⁵
18.998403 9−1
3.981681.0
SAzufre[Ne] 3s² 3p⁴
32.065 16+6+5+4+3+2+1−1−2
2.58999.6
ClCloro[Ne] 3s² 3p⁵
35.453 17+7+6+5+4+3+2+1−1
3.161251.2
NeNeón1s² 2s² 2p⁶
20.1797 102080.7
ArArgón[Ne] 3s² 3p⁶
39.948 181520.6
HeHelio1s²
4.002602 22372.3
ScEscandio[Ar] 3d¹ 4s²
44.95591 21+3+2+1
1.36633.1
YItrio[Kr] 4d¹ 5s²
88.90585 39+3+2+1
1.22600.0
LaLantano[Xe] 5d¹ 6s²
138.9054 57+3+2
1.10538.1
CeCerio[Xe] 4f¹ 5d¹ 6s²
140.116 58+4+3+2
1.12534.4
AcActinio[Rn] 6d¹ 7s²
(227) 89+3
1.10499.0
ThTorio[Rn] 6d² 7s²
232.0380 90+4+3+2
1.30587.0
Pr[Xe] 4f³ 6s²
140.9076 59+4+3+2
1.13527.0
NdNeodimio[Xe] 4f⁴ 6s²
144.242 60+3+2
1.14533.1
PaProtactinio[Rn] 5f² 6d¹ 7s²
231.0358 91+5+4+3
1.50568.0
UUranio[Rn] 5f³ 6d¹ 7s²
238.0289 92+6+5+4+3
1.38597.6
PmPrometio[Xe] 4f⁵ 6s²
(145) 61+3
540.0
SmSamario[Xe] 4f⁶ 6s²
150.36 621.17544.5
NpNeptunio[Rn] 5f⁴ 6d¹ 7s²
(237) 93+7+6+5+4+3
1.36604.5
PuPlutonio[Rn] 5f⁶ 7s²
(244) 94+7+6+5+4+3
1.28584.7
EuEuropio[Xe] 4f⁷ 6s²
151.964 63+3+2
547.1
GdGadolinio[Xe] 4f⁷ 5d¹ 6s²
157.25 64+3+2+1
1.20593.4
AmAmericio[Rn] 5f⁷ 7s²
(243) 95+6+5+4+3+2
1.30578.0
CmCurio[Rn] 5f⁷ 6d¹ 7s²
(247) 96+4+3
1.30581.0
TbTerbio[Xe] 4f⁹ 6s²
158.9253 65+4+3+1
565.8
DyDisprosio[Xe] 4f¹⁰ 6s²
162.500 661.22573.0
BkBerkelio[Rn] 5f⁹ 7s²
(247) 97+4+3
1.30601.0
CfCalifornio[Rn] 5f¹⁰ 7s²
(251) 981.30608.0
HoHolmio[Xe] 4f¹¹ 6s²
164.9303 67+3
1.23581.0
ErErbio[Xe] 4f¹² 6s²
167.259 68+3
1.24589.3
EsEinstenio[Rn] 5f¹¹ 6s²
(252) 991.30619.0
FmFermio[Rn] 5f¹² 7s²
(257) 1001.30627.0
TmTulio[Xe] 4f¹³ 6s²
168.9342 691.25596.7
YbIterbio[Xe] 4f¹⁴ 6s²
173.054 70603.4
MdMendelevio[Rn] 5f¹³ 7s²
(258) 1011.30635.0
NoNobelio[Rn] 5f¹⁴ 7s²
(259) 1021.30642.0
LuLutecio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹ 6s²
174.9668 71+3
1.27523.5
LrLaurencio[Rn] 5f¹⁴ 7s² 7p¹
(262) 103+3
470.0
1170.4+8+6+4+2
+2
Praseodimio
+1−1
+3+2
+3+2
+4+3+1
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
13 14 15 16 17
18
2
1
3
Lantánidos
Actínidos
4 5 6 7 8 9 10 11 12
2
3
4
5
6
7
Cuando hay varios orbitales con la misma energía (p. ej. 3 orbitales p) pueden entrar en ellos hasta 3 (orbitales) por 2 (electrones en cada uno) = 6 elec-trones
La distribución de los electrones se realiza ocupando el orbital menor de energía.Por ejemplo:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 ,3d10…
1S2 2S2 2S6 3S1
Tabla periódica
La distribución de los orbitales en la tabla periódica está determinada de la siguiente forma.
s
dp
s
f
13
Figura 47. Configuración electrónica del sodio
Tabla 2. Capas, niveles, subniveles y número máximo de electrones
1S2 2S2 2S6 3S1
Posteriormente, reúnete con dos compañeros y tomando la representación que realizamos del átomo, describe la distribución electrónica de los siguientes elementos utilizando las semillas:Nota: para esta actividad se requiere tener la tabla periódica.(Na) SodioNúmero atómico: _11_____________________________
Configuración electrónica y diagrama de los orbitales:
Comprobando la distribución de los orbitales en la tabla periódica:Vamos a tomar la representación del átomo que realizamos, señala y nombra con diferentes colores las capas, los niveles, subniveles y el número máximo de electrones.
Capa Nivel Subniveles N° máximo de electrones
K 1 1s 2L 2 2s 2p 8M 3 3s 3p 3d 18N 4 4s 4p 4d 4f 32
Figura 43. Capas Figura 44. Niveles Figura 45. Electrones Figura 46. Subniveles
Capas Niveles Número máximo de electrones
Subniveles
14
Reúnete con dos compañeros y realicen la distribución electrónica de los siguientes elementos, partiendo del diagrama de Möeller.
(Al) Aluminio Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________(Br) Bromo Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________(Sr) Estroncio Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _______________________
__________________________________________________(Cr) Cromo Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________
(Ce) Cerio Número atómico: _______________________________Configuración electrónica _________________________________________________________________________
Observa el diagrama 1.
Actividad 2Estableciendo relación entre la capa de valencia y la regla del octeto
Diagrama 1. Regla del octeto, estructura de Lewis y capa de valencia
Regla de octeto
Estructura de lewis
Pares de electrones
Atomo Grupo de gases nobles
8 electrones
Ultimo nivel de energía
Capa de valencia
K,L,M,N,O,P,Y,Q
Establece que los Como en el
se enlazan para complatar
Representada gráficamente por
en
en su
Existe siete capas
Ne
Ar
Xe
Kr
RnElementos que
cumplen la regla del octeto sin anlaces
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f
6f
7f
15
Capa de valencia.Es la capa de electrones que se encuentran en el último nivel de los átomos. Para determinar este número de valencia, se parte de la configuración electrónica del átomo, así: El oxígeno (O), su número atómico es Z = 8La configuración electrónica es: 1s22s22p4
Nótese que en el último nivel de energía el exponente es 4, la suma de los dos últimos exponentes de la capa 2 es 6, por tanto el número de electrones de valencia es 6.
Partiendo de la información de la tabla periódica, realiza la configuración electrónica para cada elemento y responde cuál es su número de valencia.
1. (Ne) Neón , número atómico Z= 10Configuración electrónica:
Número de valencia: _________
2. (K) Potasio, número atómico Z= 19 Configuración electrónica:
Número de valencia: _____
3. (Xe) Xeón, número atómico Z= 54.Configuración electrónica:
Número de valencia: _______
16
Estructura de Lewis y enlaces químicos.Gilbert Lewis fue la persona que creó la representación de los electrones de valencia en un átomo. Lo realizó por medio de puntos alrededor del símbolo del elemento, un punto por cada electrón. Por ejemplo el sodio tiene un electrón de valencia, entonces se representa así: Na°.Gracias a esta representación, se puede explicar de manera más clara lo que ocurre en los tres tipos de enlaces químicos, iónico, covalente y metálico.Observa la tabla 3 con la representación de Lewis para algunos elementos.
Estructura de LewisRealizar la representación de la estructura de Lewis en los siguientes elementos.
Sodio Na.
Nitrógeno N
Tabla 3. Representación de Lewis
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA1 2 3 4 5 6 7 8
H Be B C N O F Ne
Li Mg Al Si P S Cl Ar
Na Ca Ga Ge As Se Br Kr
K Sr In Sn Sb Te I Xe
Rb Ba Ta Pb Bi Po At Rn
# electrones de valencia
Grupo
Na
1s2 2s2 2s6 3s1
Electrón de valencia
17
se debe a que estos elementos no conforman compuestos, es decir, son estables, y de allí la analogía de su nombre.La configuración electrónica de los gases nobles determina que todos tienen ocho electrones en su último nivel de energía. A esta condición se le conoce como regla del octeto, pues los átomosalcanzan su estabilidad química al completar ocho electrones de valencia en su nivel más externo.
Existen tres excepciones a la regla del octeto.1. El Helio, aunque se encuentra en el mismo grupo de los gases nobles, en su configuración electrónica se evidencian solo dos electrones en su capa de valencia.2. Octeto incompleto: cuando los átomos no completan sus ocho electrones de valencia• H2 : Dihidrógeno• BeH2 : Hidruro de berilio• BH3 : Hidruro de boro• AlCl3 : Cloruro de aluminio• BF3 : Fluoruro de boro• Al I3 : Yoduro de aluminio
Azufre S
Flúor F
¿Qué son los gases nobles?
Excepciones a la regla del octeto
He2
Ne10
Ar18
Kr36
Xe54
Rn86
Figura 48. Gases nobles
18
3. Octeto expandido: cuando los átomos sobrepasan los 8 electrones de valencia• PCl5: Pentacloruro de fósforo • SF6: Hexafluoruro de azufre• H2SO4: ácido sulfúrico
Identifica el nombre y el número atómico de cada elemento del grupo de los gases nobles y realiza la configuración electrónica (como se observa en el Neón).
Ne Z= _____ Nombre: Neón
1s 2s 2p
Kr Z= _____ Nombre: _______
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Xe Z= _____ Nombre: _____
_____________________________
Rn Z= _____ Nombre: _____
_____________________________
Ar Z= _____ Nombre: _____
_____________________________
Reactividad del grupo principal
Actividad 3
Figura 49. Grupos y periodos de la tabla periódica
HHidrógeno1s¹
1.00794 1+1−1
2.201312.0
LiLitio1s² 2s¹
6.941 3+1−1
0.98520.2
BeBerilio1s² 2s²
9.012182 4+2
1.57899.5
NaSodio[Ne] 3s¹
22.98976 110.93495.8
MgMagnesio[Ne] 3s²
24.3050 12+2+1
1.31737.7
KPotasio[Ar] 4s¹
39.0983 19+1
0.82418.8
CaCalcio[Ar] 4s²
40.078 20+2
1.00589.8
RbRubidio[Kr] 5s¹
85.4678 37+1
0.82403.0
SrEstroncio[Kr] 5s²
87.62 38+2
0.95549.5
CsCesio[Xe] 6s¹
132.9054 55+1
0.79375.7
BaBario[Xe] 6s²
137.327 56+2
0.89502.9
FrFrancio[Rn] 7s¹
(223) 87+1
0.70380.0
RaRadio[Rn] 7s²
(226) 88+2
0.90509.3
TiTitanio[Ar] 3d² 4s²
47.867 22+4+3+2+1−1
1.54658.8
VVanadio[Ar] 3d³ 4s²
50.9415 23+5+4+3+2+1−1
1.63650.9
ZrZirconio[Kr] 4d² 5s²
91.224 40+4+3+2+1
1.33640.1
NbNiobio[Kr] 4d⁴ 5s¹
92.90638 41+5+4+3+2−1
1.60652.1
HfHafnio[Xe] 4f¹⁴ 5d² 6s²
178.49 72+4+3+2
1.30658.5
TaTantalio[Xe] 4f¹⁴ 5d³ 6s²
180.9478 73+5+4+3+2−1
1.50761.0
RfRutherfordio[Rn] 5f¹⁴ 6d² 7s²
(261) 104+4
580.0
DbDubnio
(262) 105+5
CrCromo[Ar] 3d⁵ 4s¹
51.9962 24+6+5+4+3+2+1−1−2
1.66652.9
MnManganeso[Ar] 3d⁵ 4s²
54.93804 25+7+6+5+4+3+2+1 …−3
1.55717.3
MoMolibdeno[Kr] 4d⁵ 5s¹
95.96 42+6+5+4+3+2+1−1−2
2.16684.3
TcTecnecio[Kr] 4d⁵ 5s²
(98) 43+7+6+5+4+3+2+1−1−3
1.90702.0
WWolframio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s²
183.84 74+6+5+4+3+2+1−1−2
2.36770.0
ReRenio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁵ 6s²
186.207 75+7+6+5+4+3+2+1−1−3
1.90760.0
SgSeaborgio
(266) 106+6
BhBohrio
(264) 107+7
FeHierro[Ar] 3d⁶ 4s²
55.845 26+6+5+4+3+2+1−1−2
1.83762.5
CoCobalto[Ar] 3d⁷ 4s²
58.93319 27+5+4+3+2+1−1−2
1.91760.4
RuRutenio[Kr] 4d⁷ 5s¹
101.07 44+8+7+6+5+4+3+2+1−2
2.20710.2
RhRodio[Kr] 4d⁸ 5s¹
102.9055 45+6+5+4+3+2+1−1
2.28719.7
OsOsmio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁶ 6s²
190.23 76+8+7+6+5+4+3+2+1−2
2.20840.0
IrIridio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁷ 6s²
192.217 77+6+5+4+3+2+1−1−3
2.20880.0
HsHassio
(277) 108+8
MtMeitnerio
(268) 109
NiNíquel[Ar] 3d⁸ 4s²
58.6934 28+4+3+2+1−1
1.88737.1
CuCobre[Ar] 3d¹⁰ 4s¹
63.546 29+4+3+2+1
1.90745.5
PdPaladio[Kr] 4d¹⁰
106.42 46+4+2
2.20804.4
AgPlata[Kr] 4d¹⁰ 5s¹
107.8682 47+3+2+1
1.93731.0
PtPlatino[Xe] 4f¹⁴ 5d⁹ 6s¹
195.084 78+6+5+4+2
2.28870.0
AuOro[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹
196.9665 79+5+3+2+1−1
2.54890.1
DsDarmstadio
(271) 110
RgRoentgenio
(272) 111
ZnZinc[Ar] 3d¹⁰ 4s²
65.38 30+2
1.65906.4
GaGalio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹
69.723 31+3+2+1
1.81578.8
CdCadmio[Kr] 4d¹⁰ 5s²
112.441 48+2
1.69867.8
InIndio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹
114.818 49+3+2+1
1.78558.3
HgMercurio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²
200.59 80+4+2+1
2.001007.1
TlTalio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹
204.3833 81+3+1
1.62589.4
CnCopernicio
(285) 112
UutUnuntrio
(284) 113
GeGermanio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p²
72.64 32+4+3+2+1−4
2.01762.0
AsArsénico[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³
74.92160 33+5+3+2−3
2.18947.0
SnEstaño[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²
118.710 50+4+2−4
1.96708.6
SbAntimonio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³
121.760 51+5+3−3
2.05834.0
PbPlomo[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p²
207.2 82+4+2−4
2.33715.6
BiBismuto[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p³
208.9804 83+5+3−3
2.02703.0
FlFlerovio
(289) 114
UupUnumpentioUnumpentio
(288) 115
SeSelenio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
78.96 34+6+4+2−2
2.55941.0
BrBromo[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵
79.904 35+7+5+4+3+1−1
2.961139.9
TeTelurio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴
127.60 52+6+5+4+2−2
2.10869.3
IYodo[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵
126.9044 53+7+5+3+1−1
2.661008.4
PoPolonio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴
(210) 84+6+4+2−2
2.00812.1
AtAstato[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵
(210) 85+1−1
2.20890.0
LvLivermorio
(292) 116
UusUnunseptio
117
KrKriptón[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶
83.798 363.001350.8
XeXenón[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶
131.293 542.60
RnRadón[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶
(220) 861037.0
UuoUnunoctio
(294) 118
BBoro1s² 2s² 2p¹
10.811 5+3+2+1
2.04800.6
AlAluminio[Ne] 3s² 3p¹
26.98153 13+3+1
1.61577.5
CCarbono1s² 2s² 2p²
12.0107 6+4+3+2+1−1−2−3−4
2.551086.5
NNitrógeno1s² 2s² 2p³
14.0067 7+5+4+3+2+1−1−2−3
3.041402.3
SiSilicio[Ne] 3s² 3p²
28.0855 14+4+3+2+1−1−2−3−4
1.90786.5
PFósforo[Ne] 3s² 3p³
30.97696 15+5+4+3+2+1−1−2−3
2.191011.8
OOxígeno1s² 2s² 2p⁴
15.9994 8+2+1−1−2
3.441313.9
FFlúor1s² 2s² 2p⁵
18.998403 9−1
3.981681.0
SAzufre[Ne] 3s² 3p⁴
32.065 16+6+5+4+3+2+1−1−2
2.58999.6
ClCloro[Ne] 3s² 3p⁵
35.453 17+7+6+5+4+3+2+1−1
3.161251.2
NeNeón1s² 2s² 2p⁶
20.1797 102080.7
ArArgón[Ne] 3s² 3p⁶
39.948 181520.6
HeHelio1s²
4.002602 22372.3
ScEscandio[Ar] 3d¹ 4s²
44.95591 21+3+2+1
1.36633.1
YItrio[Kr] 4d¹ 5s²
88.90585 39+3+2+1
1.22600.0
LaLantano[Xe] 5d¹ 6s²
138.9054 57+3+2
1.10538.1
CeCerio[Xe] 4f¹ 5d¹ 6s²
140.116 58+4+3+2
1.12534.4
AcActinio[Rn] 6d¹ 7s²
(227) 89+3
1.10499.0
ThTorio[Rn] 6d² 7s²
232.0380 90+4+3+2
1.30587.0
Pr[Xe] 4f³ 6s²
140.9076 59+4+3+2
1.13527.0
NdNeodimio[Xe] 4f⁴ 6s²
144.242 60+3+2
1.14533.1
PaProtactinio[Rn] 5f² 6d¹ 7s²
231.0358 91+5+4+3
1.50568.0
UUranio[Rn] 5f³ 6d¹ 7s²
238.0289 92+6+5+4+3
1.38597.6
PmPrometio[Xe] 4f⁵ 6s²
(145) 61+3
540.0
SmSamario[Xe] 4f⁶ 6s²
150.36 621.17544.5
NpNeptunio[Rn] 5f⁴ 6d¹ 7s²
(237) 93+7+6+5+4+3
1.36604.5
PuPlutonio[Rn] 5f⁶ 7s²
(244) 94+7+6+5+4+3
1.28584.7
EuEuropio[Xe] 4f⁷ 6s²
151.964 63+3+2
547.1
GdGadolinio[Xe] 4f⁷ 5d¹ 6s²
157.25 64+3+2+1
1.20593.4
AmAmericio[Rn] 5f⁷ 7s²
(243) 95+6+5+4+3+2
1.30578.0
CmCurio[Rn] 5f⁷ 6d¹ 7s²
(247) 96+4+3
1.30581.0
TbTerbio[Xe] 4f⁹ 6s²
158.9253 65+4+3+1
565.8
DyDisprosio[Xe] 4f¹⁰ 6s²
162.500 661.22573.0
BkBerkelio[Rn] 5f⁹ 7s²
(247) 97+4+3
1.30601.0
CfCalifornio[Rn] 5f¹⁰ 7s²
(251) 981.30608.0
HoHolmio[Xe] 4f¹¹ 6s²
164.9303 67+3
1.23581.0
ErErbio[Xe] 4f¹² 6s²
167.259 68+3
1.24589.3
EsEinstenio[Rn] 5f¹¹ 6s²
(252) 991.30619.0
FmFermio[Rn] 5f¹² 7s²
(257) 1001.30627.0
TmTulio[Xe] 4f¹³ 6s²
168.9342 691.25596.7
YbIterbio[Xe] 4f¹⁴ 6s²
173.054 70603.4
MdMendelevio[Rn] 5f¹³ 7s²
(258) 1011.30635.0
NoNobelio[Rn] 5f¹⁴ 7s²
(259) 1021.30642.0
LuLutecio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹ 6s²
174.9668 71+3
1.27523.5
LrLaurencio[Rn] 5f¹⁴ 7s² 7p¹
(262) 103+3
470.0
1170.4+8+6+4+2
+2
Praseodimio
+1−1
+3+2
+3+2
+4+3+1
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
13 14 15 16 17
18
2
1
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
2
3
4
5
6
7
Periodo
Grupo
19
Figura 50. Tabla periódica y distribución por grupos y periodos
Bloque s
Bloque p
Bloque d
4f5f
Bloque f
1s 1s2s3s4s5s6s7s
3d4d5d6d
2p3p4p5p6p
Gases nobles
Elementos de transición
Elementos de transición internos
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
IIIB IVB VB VIB VIIBVIII
IB IIB
IA
Corresponde a las filas en la tabla periódica y su clasificación se realiza con base en su número cuántico principal n. Existen actualmente siete periodos.
La electronegatividad en la tabla periódica se distribuye como se observa en la figura 51
La electronegatividad se interpreta como la tendencia que tienen los átomos de atraer electrones.
Las columnas representan los grupos y su clasificación corresponde a una configuración electrónica particular. Partiendo de esta información están clasificados por sus características químicas, que para los grupos representativos, le confieren la particularidad de compuestos reactivos. La tabla periódica consta de 18 grupos. Estos se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos A y B con números romanos.BLOQUE “s” GRUPOS IA y IIABLOQUE “p” GRUPOS III A al VIII ABLOQUE “d” GRUPOS I B al VIII B ELEMENTOS DE TRANSICIÓNBLOQUE “f” ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
Periodo
Reactividad de los elementos de la tabla periódica
Grupos
HHidrógeno1s¹
1.00794 1+1−1
2.201312.0
LiLitio1s² 2s¹
6.941 3+1−1
0.98520.2
BeBerilio1s² 2s²
9.012182 4+2
1.57899.5
NaSodio[Ne] 3s¹
22.98976 110.93495.8
MgMagnesio[Ne] 3s²
24.3050 12+2+1
1.31737.7
KPotasio[Ar] 4s¹
39.0983 19+1
0.82418.8
CaCalcio[Ar] 4s²
40.078 20+2
1.00589.8
RbRubidio[Kr] 5s¹
85.4678 37+1
0.82403.0
SrEstroncio[Kr] 5s²
87.62 38+2
0.95549.5
CsCesio[Xe] 6s¹
132.9054 55+1
0.79375.7
BaBario[Xe] 6s²
137.327 56+2
0.89502.9
FrFrancio[Rn] 7s¹
(223) 87+1
0.70380.0
RaRadio[Rn] 7s²
(226) 88+2
0.90509.3
TiTitanio[Ar] 3d² 4s²
47.867 22+4+3+2+1−1
1.54658.8
VVanadio[Ar] 3d³ 4s²
50.9415 23+5+4+3+2+1−1
1.63650.9
ZrZirconio[Kr] 4d² 5s²
91.224 40+4+3+2+1
1.33640.1
NbNiobio[Kr] 4d⁴ 5s¹
92.90638 41+5+4+3+2−1
1.60652.1
HfHafnio[Xe] 4f¹⁴ 5d² 6s²
178.49 72+4+3+2
1.30658.5
TaTantalio[Xe] 4f¹⁴ 5d³ 6s²
180.9478 73+5+4+3+2−1
1.50761.0
RfRutherfordio[Rn] 5f¹⁴ 6d² 7s²
(261) 104+4
580.0
DbDubnio
(262) 105+5
CrCromo[Ar] 3d⁵ 4s¹
51.9962 24+6+5+4+3+2+1−1−2
1.66652.9
MnManganeso[Ar] 3d⁵ 4s²
54.93804 25+7+6+5+4+3+2+1 …−3
1.55717.3
MoMolibdeno[Kr] 4d⁵ 5s¹
95.96 42+6+5+4+3+2+1−1−2
2.16684.3
TcTecnecio[Kr] 4d⁵ 5s²
(98) 43+7+6+5+4+3+2+1−1−3
1.90702.0
WWolframio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s²
183.84 74+6+5+4+3+2+1−1−2
2.36770.0
ReRenio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁵ 6s²
186.207 75+7+6+5+4+3+2+1−1−3
1.90760.0
SgSeaborgio
(266) 106+6
BhBohrio
(264) 107+7
FeHierro[Ar] 3d⁶ 4s²
55.845 26+6+5+4+3+2+1−1−2
1.83762.5
CoCobalto[Ar] 3d⁷ 4s²
58.93319 27+5+4+3+2+1−1−2
1.91760.4
RuRutenio[Kr] 4d⁷ 5s¹
101.07 44+8+7+6+5+4+3+2+1−2
2.20710.2
RhRodio[Kr] 4d⁸ 5s¹
102.9055 45+6+5+4+3+2+1−1
2.28719.7
OsOsmio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁶ 6s²
190.23 76+8+7+6+5+4+3+2+1−2
2.20840.0
IrIridio[Xe] 4f¹⁴ 5d⁷ 6s²
192.217 77+6+5+4+3+2+1−1−3
2.20880.0
HsHassio
(277) 108+8
MtMeitnerio
(268) 109
NiNíquel[Ar] 3d⁸ 4s²
58.6934 28+4+3+2+1−1
1.88737.1
CuCobre[Ar] 3d¹⁰ 4s¹
63.546 29+4+3+2+1
1.90745.5
PdPaladio[Kr] 4d¹⁰
106.42 46+4+2
2.20804.4
AgPlata[Kr] 4d¹⁰ 5s¹
107.8682 47+3+2+1
1.93731.0
PtPlatino[Xe] 4f¹⁴ 5d⁹ 6s¹
195.084 78+6+5+4+2
2.28870.0
AuOro[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹
196.9665 79+5+3+2+1−1
2.54890.1
DsDarmstadio
(271) 110
RgRoentgenio
(272) 111
ZnZinc[Ar] 3d¹⁰ 4s²
65.38 30+2
1.65906.4
GaGalio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹
69.723 31+3+2+1
1.81578.8
CdCadmio[Kr] 4d¹⁰ 5s²
112.441 48+2
1.69867.8
InIndio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹
114.818 49+3+2+1
1.78558.3
HgMercurio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²
200.59 80+4+2+1
2.001007.1
TlTalio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹
204.3833 81+3+1
1.62589.4
CnCopernicio
(285) 112
UutUnuntrio
(284) 113
GeGermanio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p²
72.64 32+4+3+2+1−4
2.01762.0
AsArsénico[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³
74.92160 33+5+3+2−3
2.18947.0
SnEstaño[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²
118.710 50+4+2−4
1.96708.6
SbAntimonio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³
121.760 51+5+3−3
2.05834.0
PbPlomo[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p²
207.2 82+4+2−4
2.33715.6
BiBismuto[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p³
208.9804 83+5+3−3
2.02703.0
FlFlerovio
(289) 114
UupUnumpentioUnumpentio
(288) 115
SeSelenio[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
78.96 34+6+4+2−2
2.55941.0
BrBromo[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵
79.904 35+7+5+4+3+1−1
2.961139.9
TeTelurio[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴
127.60 52+6+5+4+2−2
2.10869.3
IYodo[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵
126.9044 53+7+5+3+1−1
2.661008.4
PoPolonio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴
(210) 84+6+4+2−2
2.00812.1
AtAstato[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁵
(210) 85+1−1
2.20890.0
LvLivermorio
(292) 116
UusUnunseptio
117
KrKriptón[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶
83.798 363.001350.8
XeXenón[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶
131.293 542.60
RnRadón[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁶
(220) 861037.0
UuoUnunoctio
(294) 118
BBoro1s² 2s² 2p¹
10.811 5+3+2+1
2.04800.6
AlAluminio[Ne] 3s² 3p¹
26.98153 13+3+1
1.61577.5
CCarbono1s² 2s² 2p²
12.0107 6+4+3+2+1−1−2−3−4
2.551086.5
NNitrógeno1s² 2s² 2p³
14.0067 7+5+4+3+2+1−1−2−3
3.041402.3
SiSilicio[Ne] 3s² 3p²
28.0855 14+4+3+2+1−1−2−3−4
1.90786.5
PFósforo[Ne] 3s² 3p³
30.97696 15+5+4+3+2+1−1−2−3
2.191011.8
OOxígeno1s² 2s² 2p⁴
15.9994 8+2+1−1−2
3.441313.9
FFlúor1s² 2s² 2p⁵
18.998403 9−1
3.981681.0
SAzufre[Ne] 3s² 3p⁴
32.065 16+6+5+4+3+2+1−1−2
2.58999.6
ClCloro[Ne] 3s² 3p⁵
35.453 17+7+6+5+4+3+2+1−1
3.161251.2
NeNeón1s² 2s² 2p⁶
20.1797 102080.7
ArArgón[Ne] 3s² 3p⁶
39.948 181520.6
HeHelio1s²
4.002602 22372.3
ScEscandio[Ar] 3d¹ 4s²
44.95591 21+3+2+1
1.36633.1
YItrio[Kr] 4d¹ 5s²
88.90585 39+3+2+1
1.22600.0
LaLantano[Xe] 5d¹ 6s²
138.9054 57+3+2
1.10538.1
CeCerio[Xe] 4f¹ 5d¹ 6s²
140.116 58+4+3+2
1.12534.4
AcActinio[Rn] 6d¹ 7s²
(227) 89+3
1.10499.0
ThTorio[Rn] 6d² 7s²
232.0380 90+4+3+2
1.30587.0
Pr[Xe] 4f³ 6s²
140.9076 59+4+3+2
1.13527.0
NdNeodimio[Xe] 4f⁴ 6s²
144.242 60+3+2
1.14533.1
PaProtactinio[Rn] 5f² 6d¹ 7s²
231.0358 91+5+4+3
1.50568.0
UUranio[Rn] 5f³ 6d¹ 7s²
238.0289 92+6+5+4+3
1.38597.6
PmPrometio[Xe] 4f⁵ 6s²
(145) 61+3
540.0
SmSamario[Xe] 4f⁶ 6s²
150.36 621.17544.5
NpNeptunio[Rn] 5f⁴ 6d¹ 7s²
(237) 93+7+6+5+4+3
1.36604.5
PuPlutonio[Rn] 5f⁶ 7s²
(244) 94+7+6+5+4+3
1.28584.7
EuEuropio[Xe] 4f⁷ 6s²
151.964 63+3+2
547.1
GdGadolinio[Xe] 4f⁷ 5d¹ 6s²
157.25 64+3+2+1
1.20593.4
AmAmericio[Rn] 5f⁷ 7s²
(243) 95+6+5+4+3+2
1.30578.0
CmCurio[Rn] 5f⁷ 6d¹ 7s²
(247) 96+4+3
1.30581.0
TbTerbio[Xe] 4f⁹ 6s²
158.9253 65+4+3+1
565.8
DyDisprosio[Xe] 4f¹⁰ 6s²
162.500 661.22573.0
BkBerkelio[Rn] 5f⁹ 7s²
(247) 97+4+3
1.30601.0
CfCalifornio[Rn] 5f¹⁰ 7s²
(251) 981.30608.0
HoHolmio[Xe] 4f¹¹ 6s²
164.9303 67+3
1.23581.0
ErErbio[Xe] 4f¹² 6s²
167.259 68+3
1.24589.3
EsEinstenio[Rn] 5f¹¹ 6s²
(252) 991.30619.0
FmFermio[Rn] 5f¹² 7s²
(257) 1001.30627.0
TmTulio[Xe] 4f¹³ 6s²
168.9342 691.25596.7
YbIterbio[Xe] 4f¹⁴ 6s²
173.054 70603.4
MdMendelevio[Rn] 5f¹³ 7s²
(258) 1011.30635.0
NoNobelio[Rn] 5f¹⁴ 7s²
(259) 1021.30642.0
LuLutecio[Xe] 4f¹⁴ 5d¹ 6s²
174.9668 71+3
1.27523.5
LrLaurencio[Rn] 5f¹⁴ 7s² 7p¹
(262) 103+3
470.0
1170.4+8+6+4+2
+2
Praseodimio
Electronegatividad
+1−1
+3+2
+3+2
+4+3+1
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
+3+2
13 14 15 16 17
18
2
2
3
4
5
6
7
Aumenta
Figura 51. Electronegatividad tabla periódica
20
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión.Los elementos o compuestos que tienen la propiedad de participar en una reacción química con otros, se considera que tiene reactividad alta.
Electronegatividad Nombre3,98 (F) Flúor 3,44 (O) Oxígeno3,16 (Cl) Cloro3,04 (N) Nitrógeno2,96 (Br) Bromo
Tabla 4. Electronegatividad de los elementos y tabla periódica
Partiendo de la observación de la tabla periódica, escriba los cinco elementos que presentan mayor electronegatividad.
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21
Configuración electrónica
En la tabla periódica los elementos más reactivos son los que se encuentran ubicados entre los grupos 1 y 2, reaccionan fácilmente con el oxígeno.
Se caracterizan por tener los electrones de la última capa (electrones de valencia) en orbitales s (grupos 1 y 2). Estos elementos muestran en general variaciones distintivas y muy regulares en sus propiedades, que le confieren el carácter de formar compuestos reactivos.
Los metales alcalinos del grupo 1 (litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio) forman un grupo homogéneo de elementos extremadamente reactivos. Sus propiedades físicas y químicas pueden ser interpretadas en función de su configuración electrónica simple ns1.
Son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas, y son buenos conductores del calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, el oxígeno y otras sustancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres.
Completa la información sobre la configuración electrónica de algunos elementos del grupo 1 de la tabla periódica.
Observando la tabla periódica, y partiendo de la electronegatividad de los elementos, determine: que elementos pueden generar enlaces con mayor facilidad (más reactivos, en termino de ganancia o pérdida de electrones).
Ganancia de electrones Pérdida de electrones
Figura 52. Sodio
Figura 53. Litio
Na. Z=11
1s 2s 2p 3s
Fr. Z= 87
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s
22
Figura 54. Enlaces químicos
Figura 55. Enlace iónico
Actividad 4
Enlace iónico Se establece entre átomos que tienen grandes diferencias de electronegatividad, y tienden a ceder electrones con facilidad, por esta razón se forma de la unión de elementos metálicos y no metálicos.
Ejemplo: el átomo de sodio transmite su electrón de valencia al cloro.
Na+
Na+Cl
Cl -
Tipos de enlaces
Iónico
Sólidos iónicos Sólidos MetálicosSustanciasmoleculares
Solidos de red covalente
Covalente Metálico
23
Figura 56. Enlace covalente
Figura 56. Enlace covalente
Figura 57. Enlace metálico
Enlace covalenteLos enlaces covalentes están formados por átomos no metálicos. Los átomos no metálicos no pueden ceder ni ganar electrones entre sí, se unen compartiendo electrones de valencia.
Enlace covalente simple: se forma cuando dos átomos comparten solo un par de electrones. Cl2
Enlace covalente doble: se forma cuando dos átomos comparten dos pares de electrones. Ejemplo dióxido de carbono CO2
Enlace covalente triple: se forma cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Ejemplo el acetileno C2 H2
Enlace covalente apolar: este tipo de enlace se da en átomos con la misma electronegatividad, los electrones compartidos son atraídos por ambos núcleos. Sin generar polos o cargas parciales.
Enlace covalente polar: este tipo de enlace se da en átomos con diferente electronegatividad; uno de los átomos atrae con mayor intensidad los electrones compartidos, originando diferencia de cargas en los extremos de los enlaces.
Enlace metálicoLos enlaces metálicos se presentan entre elementos metálicos, debido a que tienen pocos electrones en su última capa de valencia, por lo general 1 y 3.
Ejemplo: dos átomos de cloro se unen para formar. Cl2
Enlacetriple
C C
C C
Enlacedoble
C C
C C
Enlacesencillo
C C
C C
Un ejemplo de enlace metálico es el que se presenta entre iones positivos (catión) del sodio Na+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica.
24
Determina en los siguientes compuestos a qué tipo de enlace corresponde y dibuja la estructura de Lewis.
H2O___________________Representación Lewis:
CO2 ___________________Representación Lewis:
NaCl___________________Representación Lewis:
Actividad 5Intensidad de la fuerza de interacción del enlace y las propiedades macroscópicas observadas
Fuerzas intermoleculares y propiedades macroscópicasLas propiedades de la materia se podrían describir partiendo de la temperatura de ebullición y la temperatura de fusión, todos estos procesos tienen relación con las fuerzas que mantienen unidas a las partículas que constituyen cada una de las sustancias. A estas fuerzas las denominamos interacciones intermoleculares.A la fuerza de interacción entre moléculas se le conoce como “fuerzas intermoleculares” y tienen cuatro clasificaciones principales.
Si quisiera separar una molécula de agua, ¿cómo lo haría?
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25
Son fuerzas intermoleculares que se presentan entre los iones de una sustancia con los polos de las moléculas covalentes polares.
Fuerzas de van der Waals
Puente de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo
Atracción ion-dipolo
Son fuerzas intermoleculares débiles, se presentan en moléculas apolares, como el O2 y el CH4. Por el movimiento de los electrones se producen momentos de desequilibrio, generando polos positivos y negativos.
Son fuerzas intermoleculares que se presentan entre enlaces polares, como: F - H; O - H y N – H. Las fuerzas por puente de hidrógeno se establecen entre los elementos con un alto nivel de electronegatividad. Un ejemplo es el agua H2O, los puentes de hidrogeno son los responsables de que la molécula del agua hierva a 100 °C.
Son fuerzas intermoleculares que se presentan entre dos moléculas polares. Esta interacción se produce entre la zona cargada negativamente de una molécula y la positiva de otra. Las moléculas polares forman los sólidos, líquidos y gases.
Figura 58. Ion dipolo- dipolo
26
Estado de la materia Temperatura Estructura de fuerza interacciones
Relaciona las fuerzas de interacción de las moléculas de agua en sus tres estados, compara su temperatura y explica lo que observas en las fuerzas de interacción.
Figura 59. Hielo
Figura 60. Agua
Figura 61. Vapor de un géiser
Figura 62. Átomo
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Actividad 6Clasificando los compuestos químicos en átomos, iones y moléculas
Un átomo se define como
Partiendo de las imágenes vamos a determinar y posteriormente clasificar un átomo, una molécula y los iones.
27
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Una molécula se define como
Un ion se define como
En la siguiente tabla clasifica átomos, moléculas e iones, marcando con una X según corresponda.
FFigura 63. Molécula
Figura 64. Ion
ClÁtomo Molécula Iones Anión Catión
Cl-NaClCl2Na2+FH2OClNH3CH4O2-H2He2+CN-MnO4IBr-
28
Orbital Forma y número de electronesOrbitales s Hasta 2 electrones.
Forma esférica.
Orbitales p En tres dimensiones parejas de lóbulos.Cada uno 2 electrones, para un total de 6.
Orbital d Un máximo de 2 electrones por cada orbital.En el plano X, Y y Z, un conjunto de 5 orbitales.Un total de 10 electrones.
Orbitales f Un conjunto de 7 orbitales, para cada uno 2 electrones, en total de 14 electrones.
Orbitales atómicos
Figura 65. Orbitales S
Figura 66. Orbitales p
Figura 67. Orbitales d
Figura 68. Orbitales f
zy
x
Z X
Y
Z X
Y
Z X
Y
Z
X
Y
Z
X
Y
Z
X
YZ
X
Y
Z
X
Y
Z
X
Y Z
X
Y
Z
X
Y
Z
X
YZ
X
YZ
X
YZ
X
Y
29
Litio
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Elemento Nombre Número atómico
Configuración electrónica
Electrones de valencia Capa y nivel
Fe
Sn
Au
Pb
Ag
Rh
Hg
U
1. Con la ayuda de la tabla periódica, completa el siguiente cuadro
2. Realiza la configuración electrónica de los siguientes elementos, e identifica los electrones de valencia. Utiliza la tabla periódica para escribir el símbolo químico de cada elemento.
Bromo
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_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
30
Manganeso
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_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
Plata
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_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
Mercurio
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_________________________________________________________________________________________________
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3. Analiza y completa la siguiente tabla
Fórmula molecular Estructura de LewisC3 H8
C2H2
H3PO4
31
Lista de figurasFigura 1. Representación de enlace iónico
Figura 2. Modelos atómicos. Pixabay (2013, septiembre 13). Escaleras de caracol. [Fotografía]. Obtenido de: http://pixabay.com/static/uploads/photo/2013/09/11/19/31/stairs-181483_640.jpg
Figura 3. Demócrito. Picasa Review Bot. (2007, Junio 10). Demócrito. [Imagen]. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f1/Dem%C3%B3crito,_by_Diego_Vel%-C3%A1zquez.jpg
Figura 4. Dalton. Material scientist.(1834, Junio 1). John Dalton by Charles Turner.. [Imagen]. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d4/John_Dalton_by_Char-les_Turner.jpg
Figura 5. Thomson. QWerk. (2007, Octubre 25). English physicist J J Thomson. [Imagen]. Obte-nido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c1/J.J_Thomson.jpg
Figura 6. Rutherford. Materialscientist. (2014, Octubre 14). Ernest Rutherford 1908.jpg. Obteni-do de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/de/Ernest_Rutherford_1908.jpg
Figura 7. Bohr. Materialscientist. (2011, Agosto 11). Niels Bohr Date Unverified LOC.jpg. Obte-nido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/5e/Niels_Bohr_Date_Unverified_LOC.jpg
Figura 8. Lewis. Gobonobo. (2012, Agosto 12). Gilbert N Lewis.jpg. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/en/2/21/Gilbert_N_Lewis.jpg
Figura 9. Sommerfeld. VladiMens. (2012, Abril 11). Sommerfeld1897.gif. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/5e/Niels_Bohr_Date_Unverified_LOC.jpg
Figura 10. Schrodinger. Kuiper.(2010, September 10). Schrodinger.jpg. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/Wikipedia/commons/1/1f/Schrodinger.jpg
Figura 11. Representación del átomo
Figura 12. Representación del átomo
Figura 13. Representación del átomo
Figura 14. Representación del átomo
Figura 15. Representación del átomo
Figura 16. Átomo
Figura 17. Núcleo atómico
Figura 18. Corteza
Figura 19. Representación del átomo, paso 1
32
Figura 20. Círculo 50 cm
Figura 21. Círculo 40 cm
Figura 22. Círculo 30 cm
Figura 23. Círculo 20 cm
Figura 24. Círculo 10 cm
Figura 25. Representación del átomo, paso 3
Figura 26. Representación del átomo, paso 4
Figura 27. Fríjol
Figura 28. Arveja
Figura 29. Maíz
Figura 30. Representación de átomo
Figura 31. Nivel
Figura 32. Subniveles
Figura 33. Orbitales
Figura 34. Número atómico principal
Figura 35. Número cuántico del momento angular
Figura 36. Número cuántico magnético
Figura 37. Espín electrónico
Figura 38. Diagrama de Möeller
Figura 39. Diagrama de Möeller
Figura 40. Diagrama de Möeller
Figura 41. Diagrama de Möeller
Figura 42. Tabla periódicaPaco.7070 (2011, marzo 18) Tabla elementos. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wiki-pedia/commons/a/a2/Tabla_elementos.svg
Figura 43. Capas
Figura 44. Niveles
33
Figura 45. Número máximo de electrones
Figura 46. Subniveles
Figura 47. Configuración electrónica del sodio
Figura 48. Gases nobles
Figura 49. Grupos y periodos de la tabla periódica
Figura 50. Tabla periódica y distribución por grupos y periodos
Figura 51: Electronegatividad tabla periódica
Figura 52. SodioDnn87. (2007, Diciembre 12). Na (Sodium). [Fotografía]. Obtenido de: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/27/Na_(Sodium).jpg
Figura 53. LitioDennis “S.K”(2012, diciembre 12) Limetal.jpg. Obtenido de:http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/21/Limetal.JPG
Figura 54: Enlaces químicos
Figura 55. Enlace iónico
Figura 56. Enlace covalente
Figura 57. Enlace metálico
Figura 58. Ion dipolo- diplo
Figura 59. Hielo. Manske, M. (2009, Marzo 9) Steam Phase eruption of Castle geyser with dou-ble rainbow.jpg. Obtenido de: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Steam_Phase_eruption_of_Castle_geyser_with_double_rainbow.jpg
Figura 60. Agua. Manske, M. (2013, agosto 22) Lengua de agua (8066528650).jpg. Obtenido de: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Lengua_de_agua_(8066528650).jpg
Figura 61. Vapor de géiser. Manske, M. (2009, Marzo 9) Steam Phase eruption of Castle geyser with double rainbow.jpg.Obtenido de: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Steam_Phase_erup-tion_of_Castle_geyser_with_double_rainbow.jpg
Figura 62. Átomo
Figura 63. Molécula
Figura 64. Ion
Figura 65. Orbitales s
Figura 66. Orbitales p
34
Figura 67. Orbitales d
Figura 68. Orbitales f
Bibliografía
Mateu, N. B. (2011). Biologia 2. España: Portal Conectar Igualdad.
Santillana. (2010). Hipertexto Santillana Ciencias 8. Bogotá, Colombia: Editorial Santillana S.A.