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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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