ELEMENTOS DE LOS ÁTOMOS

LOS ÁTOMOS .-






1) Sobre 25 de los 92 elementos naturales son conocidos por ser esencial para la vida. Los cuales cuatro de estos 25 elementos representan aproximadamente el 96% de la materia viva?

A) de carbono, sodio, cloro, nitrógeno
B) de carbono, azufre, fósforo, hidrógeno
C) oxígeno, hidrógeno, calcio, sodio
D) de carbono, hidrógeno, nitrógeno, oxígeno
E) de carbono, oxígeno, azufre, calcio

Respuesta: D


2) Los elementos traza son los requeridos por un organismo en sólo cantidades mínimas. ¿Cuál de los siguientes es un oligoelemento que se requiere por los seres humanos y otros vertebrados?

A) nitrógeno
B) calcio
C) yodo
D) de sodio
E) el fósforo

Respuesta: C


3) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?

A) Los átomos de los diversos elementos difieren en su número de partículas subatómicas.
B) Todos los átomos de un elemento en particular tienen el mismo número de protones en sus núcleos.
C) Los neutrones y los protones presentes en el núcleo de un átomo son casi idénticos en masa, cada uno tiene una masa de aproximadamente 1 dalton.
D) Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento que conserva las propiedades del elemento.
E) Los protones y los electrones son partículas cargadas eléctricamente. Los protones tienen una unidad de carga negativa, y los electrones tienen una unidad de carga positiva.

Respuesta: E


4) Cada elemento es único y diferente de otros elementos, debido al número de protones en el núcleo de sus átomos. ¿Cuál de las siguientes indica el número de protones en el núcleo de un átomo?

A) la masa atómica
B) el peso atómico
C) número atómico
D) el peso de la masa
E) número de masa

Respuesta: C

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Afinidad Electrónica.

Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón

En general, la Afinidad Electrónica varía de la forma:

Este comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo, excepto para los elementos del grupo 2 y los del grupo del nitrógeno. Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos, los núcleos atraen menos a los electrones y por tanto desprenden menos energía al aceptar un nuevo electrón.

Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más fácil que atraigan a un nuevo electrón un electrón.

Observemos los elementos del segundo periodo.

El Berilio y el nitrógeno tienen sus orbitales ocupados y semiocupados respectivamente, esto hace que sean muy estables y desprendan poca o ninguna energía al aceptar un nuevo electrón.

El carbono desprende una energía considerablemente alta, esto es debido a que al adoptar un nuevo electrón adquiere una configuración electrónica con los últimos orbitales semiocupados. Esta es una configuración muy estable y por tanto la afinidad electrónica del carbono es tan alta.

Afinidad Electrónica de los aniones

Supongamos los tres últimos aniones del segundo periodo que hemos estudiado anteriormente: N^-, O^- y F^-.

Sus configuraciones electrónicas serán:

El F^- tiene su última capa completa por lo que es muy estable, el O^- si gana un electrón tendrá su última capa completa por lo que adquirirá una alta estabilidad y el N^- no adquirirá una estabilidad especial, por lo que:

AE(O^-) > AE(N^-) > AE(F^-)

Electronegatividad:

Marca la capacidad de un átomo a atraer electrones.

En general, la Electronegatividad varía de la forma:

Al descender en un mismo grupo, los electrones están más alejados del núcleo por lo que las fuerzas de atracción son menores.

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Radio iónico

Su variación en la tabla periódica es equivalente al de los radios atómicos. Un anión, al ganar electrones presenta un aumento en la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio aniónico sea mayor que el atómico.

Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio del catión sea menor que el atómico.

Energía de ionización

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.

En general, la energía de ionización varía de la forma:

Este comportamiento es cierto para los elementos del mismo grupo. Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos y por tanto es más sencillo arrancarlos.

En los elementos del mismo periodo este comportamiento no es siempre cierto, si bien al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más difícil arrancarles un electrón.

El Berilio tiene una energía de ionización mayor que el Boro.
El Berilio tiene su última capa totalmente ocupada por lo que es muy estable y por ello para arrancar un electrón es necesario aplicarle mucha energía.
Boro si pierde un electrón se transforma en B⁺ con una configuración electrónica similar a la del Berilio, estable, por lo que es necesario aplicarle menos energía para transformarlo en B⁺.

El Nitrógeno tiene una energía de ionización mayor que el Oxígeno.
El Nitrógeno tiene los orbitales p semiocupados por lo que es muy estable y por ello para arrancar un electrón es necesario aplicarle mucha energía.
Oxígeno si pierde un electrón se transforma en O⁺ con una configuración electrónica similar a la del Nitrógeno, estable, por lo que es necesario aplicarle menos energía para transformarlo en O⁺.

Energía de ionización de cationes

Supongamos los tres primeros cationes del segundo periodo que hemos estudiado anteriormente: Li⁺, Be⁺ y B⁺.

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La tabla periódica y las configuraciones electrónicas

La configuración electrónica en iones monoatómicos

Los electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía más alto.

Propiedades periódicas

Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia elemental

	Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derecha Al aumentar el número de electrones y de protones hace que aumenten las fuerzas atractivas Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo. Al aumentar el número de niveles energéticos aumenta el tamaño.

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Orden de llenado de los orbitales atómicos. Regla de Hund

El orden de llenado de los orbitales se hace en orden creciente de energía. Según se muestra en la figura. Regla de Hund La configuración más estable en los subniveles es aquella que tenga mayor multiplicidad. La multiplicidad se define como: P = 2S+1       Donde:

Supongamos 2 electrones en los orbitales p, existen dos posibilidades

Caso a:		a es más estable que b
Caso b:

Excepciones a la regla de llenado.

Los orbitales semilleros presentan una estabilidad extra.

Esto hace que en metales de transición, elementos como el Cromo llenen antes los orbitales 3d que se llene completamente el orbital 4s

Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo.

Configuración electrónica de Metales de Transición.

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Números cuánticos y orbitales



Configuraciones electrónicas

Principio de exclusión de Pauli

Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales

Si dos electrones tienen iguales n, l y ml por tanto se encuentran en el mismo orbital

Es necesario que un electrón tenga un m_s =1/2 y el otro un m_s = -1/2

Ejemplo:

He(2 electrones):	n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2	1s2
Ne(10 electrones):	n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2	1s2
	n = 2,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2	2s2
	n = 2,     l = 1,     ml = -1    ms = +1/2, -1/2	2px
	n = 2,     l = 1,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2	2py
	n = 2,     l = 1,     ml = 1     ms = +1/2, -1/2	2pz
La configuración electrónica será:        1s22s22p6 o bien      [He]2s22p6

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QUIMICA DE MATERIALES TEMA2. ESTRUCTURA ELECTRONICA DE LOS ATOMOS

Los números cuánticos

En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición de los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón. Número cuántico principal (n). Puede tomar valores n = 1, 2, 3,... Este número está relacionado con la distancia promedio entre el núcleo y el electrón. Mayor distancia ‹—› mayor energía ‹—› menor estabilidad Número cuántico del momento angular (l). Puede tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1 Este número indica la forma de los orbitales Número cuántico magnético (ml). Puede tomar valores ml = -l, -(l-1),···,0,···,(l-1),l Este número describe la orientación del orbital en el espacio Número cuántico de spin electrónico (ms). Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2 Este número describe el campo magnético que genera un electrón cuando rota sobre si mismo.

Representación de los orbitales atómicos.


Orbitales s

Orbitales p



Orbitales d