Predicciones de Mendeleev de las propiedades del germanio (“eka Silicon”) y sus propiedades reales Propiedad Propiedades predichas Propiedades reales Masa atómica 72 72.59 Apariencia Metal gris Metal gris Densidad 5.5 g/cm3 5.35 g/cm3 Volumen molar 13 cm3 /mol 13.22 cm3/mol Capacidad calórica específica 0.31 J/g K 0.32 J/g K Densidad del óxido 4.7 g/cm3 4.23 g/cm3 Fórmula del sulfuro y ES2; insoluble en GeS2; insoluble en solubilidad H2O; soluble en H2O; soluble en (NH4)S acuoso (NH4)S acuoso Fórmula del cloruro ECl4 GeCl4 (punto de ebullición) < 100oC 84oC Densidad del cloruro 1.9 g/cm3 1.844 g/cm3 Preparación del elemento reducción de K2EF6 reducción de K2GeF6 con sodio con sodio
Observación del efecto del espín del electrón Fig. 8.1 Fuente de átomos de H Haz de átomos de H Pantalla detectora Dirección del campo magnético externo no uniforme Imán
Resumen de números cuánticos de los electrones en átomos Nombre Símbolo Valores permitidos Propiedad Principal n Enteros positivos(1,2,3, etc.) Energía del orbital (tamaño) Momento l Enteros desde 0 hasta n – 1 Forma del orbital angular (los valores de l 0, 1, 2, y 3 corresponden a los orbitales s, p, d, y f respectivamente) Magnético ml Enteros desde -l a 0 a +l Orientación orbital Spin ms + 1/2 o -1/2 Dirección del espin de e- Tabla 8.2
Números cuánticos – I 1) Número cuántico principal = n También llamado el número cuántico “de la energía”, indica la distancia aproximada desde el núcleo. Denota el nivel de energía del electrón alrededor del átomo, y se deriva directamente de la ecuación de Schrodinger. Mientras más grande es el valor de “n”, más grande es la energía del orbital y, por ende, la energía de los electrones ubicados en ese orbital. Sus valores son enteros positivos, n = 1 , 2 , 3 , etc.
Números cuánticos – II 2) Momento angular (l) Denota los distintos subniveles de energía dentro del nivel principal “n”. También indica la forma de los orbitales alrededor del núcleo. Sus valores son enteros positivos: 0 ( n-1 ) n = 1 , l = 0 n = 2 , l = 0 y 1 n = 3 , l = 0 , 1 , 2
Números cuánticos – III 3) Número cuántico magnético – ml también llamado número cuántico de orientación orbital Denota la orientación en un campo magnético – o define las diferentes direcciones del orbital en el espacio alrededor del núcleo. Los valores pueden ser negativos o positivos (-l 0 +l) l = 0 , ml = 0 l =1 , ml = -1,0,+1 l = 2 , ml = -2,-1,0,1,2
Números cuánticos – IV 4) Número cuántico de espín- ms – denota el giro del electrón + o – Los valores del espín pueden ser : + 1 / 2 o – 1 / 2 n =1 l = 0 ml = 0 ms = +1/ 2 y -1/ 2 n = 2 l = 0 ml = 0 ms = +1/ 2 y -1/ 2 l = 1 ml = -1 ms = +1/ 2 y -1/ 2 ml = 0 ms = +1/ 2 y -1/ 2 ml = +1 ms = +1/ 2 y -1/ 2
Evidencia espectral de la división de niveles de energía en átomos con muchos electrones Fig. 8.2 Espectro He Espectro H
Fig. 8.3 Efectos electrostáticos y energías orbitales Energía Energía Energía Energía Energía Probabilidad radial Penetración de 2s A Carga nuclear B Protección C Electrón interno protegido D Penetración
Fig. 8.4 Orden para el llenado de subniveles de energía con electrones Energía
Principio de exclusión de Pauli: Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de númertos cuánticos Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos electrones deben tener un espín opuesto.
Como resultado del principio de exclusión de Pauli : Los electrones con el mismo espín permanecen separados dado que los electrones de espín opuesto pueden ocupar la misma región del espacio.
Números cuánticos – V n = 1 l = 0 ml = 0 ms = + 1/ 2 y – 1/ 2 n = 2 l = 0 ml = 0 para todos los orbitales l = 1 ml = -1 , 0 , +1 n = 3 l = 0 ml = 0 l = 1 ml = -1 , 0 , +1 l = 2 ml = – 2 , -1 , 0 , +1 , +2 n = 4 l = 0 ml = 0 l = 1 ml = -1 , 0 +1 l = 2 ml = – 2 , -1 , 0 , +1 , +2 l = 3 ml = – 3 , – 2 , – 1 , 0, +1,+2 ,+3
Números cuánticos – VI n l ml ms Valores permitidos 1 2 3 4 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 Todos espín + o – 1/2 +1/2 -1/2
1s2 2 He 1s2 2s22p6 10 Ne Orbitales de electrones Número de electrones Elemento 1s2 2s22p6 3s23p6 18 Ar 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 36 Kr 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 54 Xe 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f14 5d106p6 86 Rn 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 118 ? 7s25f146d10 Números cuánticos – VII Gases Nobles
Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital – I 1) El efecto de la carga nuclear (Z) sobre la energía del orbital He+ y H tienen un electrón pero He+ tiene 2 protones, lo que duplica la fuerzas de atracción sobre los electrones: Energía de ionización para los dos: He+ = – 5250 kJ / mol H = – 1311 kJ / mol 2) El efecto de un electrón adicional sobre la energía del orbital He tiene dos electrones, visto que He+ tiene sólo uno, la repulsión resultante de los electrones en el orbital de He da una mayor energía de orbital (número negativo más pequeño). E para He+ = -5250 kJ / mol E para He = -2372 kJ / mol
3) El efecto de electrones internos sobre la energía de orbitales externos 4) El efecto de la forma del orbital (valor de l) sobre su energía Los electrones internos (1s) protegen a los electrones externos (2s) de la fuerza de atracción completa del núcleo, haciendo al orbital 2s más alto en energía. Este escudo significa que la carga nuclear efectiva (Zef), la carga nuclear que realmente experimenta un electrón, es menor para un electrón que se encuentra en un orbital externo. E of H 1s = – 1311 kJ/mol and E of Li 2s = – 520 kJ/mol Debido a su forma diferente, un electrón 2s está, en promedio, un poco más lejos del nucleo que uno 2p, por lo tanto, deberíamos esperar que un electrón 2s sea atraído con menos fuerza y que tenga más energía. Pero debido a que un electrón 2s también tiene una probabilidad más pequeña de “penetrar” muy cerca del nucleo, se reduce la energía del electrón 2s, y lo hace de menor energía que un electrón 2p. Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital – II
Configuración electrónica del Helio y el Litio He 1s2 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = – 1/ 2 Li 1s2 2s1 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = – 1/ 2 n = 2 L = 0 mL = 0 ms = – 1/ 2
Diagrama de orbital de caja – I H Be Elemento Símbolo Configuración Diagrama de caja del orbital electrónica Hidrógeno H 1s1 Helio He 1s2 Litio Li 1s22s1 Berilio Be 1s22s2 1s 1s 1s 1s 2s 2s 2s 2s
Fig. 8.5 Energía Diagrama de orbital vertical para el estado basal del Li
Regla de Hund Para un átomo en su estado de basal, todos los electrones no apareados tienen la misma orientación de espín. Por tanto los electrones tienden a ocupar todos los orbitales libres y no aparearse, de manera que sus espines se agreguen para producir un vector general para el átomo.
Ocupación de orbitales para los 10 primeros elementos, del H al Ne Fig. 8.6 Periodo Periodo
Diagrama de orbital de caja – II B Ne B (5 e-) 1s2 2s2 2p1 (Gp:) 1s 2s 2px 2py 2pz C (6 e-) 1s2 2s2 2p2 N (7 e-) 1s2 2s2 2p3 O (8 e-) 1s2 2s2 2p4 F (9 e-) 1s2 2s2 2p5 Ne (10 e-) 1s2 2s2 2p6 (Gp:) 1s 2s 2px 2py 2pz (Gp:) 1s 2s 2px 2py 2pz (Gp:) 1s 2s 2px 2py 2pz (Gp:) 1s 2s 2px 2py 2pz (Gp:) 1s 2s 2px 2py 2pz
Electrones de valencia y centrales Electrones de valencia – Son aquellos electrones fuera de las capas electrónicas cerradas. Estos electrones toman parte en las reacciones químicas. Electrones centrales – Son los electrones en las capas cerradas. No pueden tomar parte en las reacciones químicas. Sodio 11 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s 1 — uno Electrones centrales 1s 2 2s 2 2p 6 — diez Cloro 17 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s 2 3p 5—- siete Centrales 1s2 2s 2 2p 6 —- diez
Números cuánticos y el número de electrones n L m s # e- ## ========================================================== 1 0 0 (1s) +1/2 – 1/2 2 2* 2 0 0 (2s) +1/2 -1/2 2 4 1 -1,0,+1 (2p) +1/2-1/2 6 10* 3 0 0 (3s) +1/2-1/2 2 12 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 18* 2 -2,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/2 10 28 4 0 0 (4s) +1/2-1/2 2 30 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 36* * Denota un gas noble
Orden del llenado de electrones (Gp:) 7s 7p (Gp:) 6s 6p 6d (Gp:) 5s 5p 5d 5f (Gp:) 4s 4p 4d 4f (Gp:) 3s 3p 3d (Gp:) 2s 2p (Gp:) 1s
Configuración electrónica – I H 1s 1 He 1s 2 [He] Li 1s2 2s 1 [He] 2s 1 Be 1s2 2s 2 [He] 2s 2 B 1s2 2s 2 2p 1 [He] 2s 2 2p 1 C 1s 2 2s 2 2p 2 [He] 2s 2 2p 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 [He] 2s 2 2p 3 O 1s 2 2s 2 2p 4 [He] 2s 2 2p 4 F 1s 2 2s 2 2p 5 [He] 2s 2 2p 5 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 [He] 2s 2 2p6 = [Ne]
Na [Ne] 3s 1 Mg [Ne] 3s 2 Al [Ne] 3s 2 3p 1 Si [Ne] 3s 2 3p 2 P [Ne] 3s 2 3p 3 S [Ne] 3s 2 3p 4 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Ar [Ne] 3s 2 3p6 == [Ar] Configuración electrónica – II
Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos Periodo
Diagramas de orbital de caja – III Na Ar Número atómico Diagrama de orbital Configuración elec- Elemento de caja (3s y 3p) trónica condensada 11 Na [He] 3s1 12 Mg [He] 3s2 13 Al [He] 3s23p1 14 Si [He] 3s23p2 15 P [He] 3s23p3 16 S [He] 3s23p4 17 Cl [He] 3s23p5 18 Ar [He] 3s23p6 3s 3s 3s 3s 3s 3s 3s 3px 3px 3px 3py 3py 3py 3py 3py 3py 3py 3px 3px 3px 3px 3pz 3pz 3pz 3pz 3pz 3pz 3pz
Reactividades similares dentro de un grupo A: Reacción de los metales de la Familia I A con el agua que reaccionan enérgicamente desplazando al HidrógenoB: Reacción del Cloro (Familia VII A) con el Potasio (Familia I A), para formar haluros iónicos
Configuración electrónica – III K [Ar] 4s 1 Ca [Ar] 4s 2 o este orden es correcto Sc [Ar] 4s 2 3d 1 [Ar] 3d 1 4s 2 Ti [Ar] 4s 2 3d 2 [Ar] 3d 2 4s 2 V [Ar] 4s 2 3d 3 [Ar] 3d 3 4s 2 Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Mn [Ar] 4s 2 3d 5 Fe [Ar] 4s 2 3d 6 El orden puede ser correcto Co [Ar] 4s 2 3d 7 Pero normalmente es mejor Ni [Ar] 4s 2 3d 8 poner el último en llenarse Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Zn [Ar] 4s 2 3d 10 Anomalías en el llenado Anomalías en el llenado
Diagrama de orbital de caja – IV Sc Zn 4s 3d Z = 21 Sc [Ar] 4s2 3d1 Z = 22 Ti [Ar] 4s 2 3d 2 Z = 23 V [Ar] 4s 2 3d 3 Z = 24 Cr [Ar] 4s1 3d 5 Z = 25 Mn [Ar] 4s 2 3d 5 Z = 26 Fe [Ar] 4s 2 3d 6 Z = 27 Co [Ar] 4s 2 3d 7 Z = 28 Ni [Ar] 4s 2 3d 8 Z = 29 Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Z = 30 Zn [Ar] 4s 2 3d 10
Configuración electrónica – IV Ga [Ar] 4s 2 3d 10 4p 1 Ge [Ar] 4s 2 3d 10 4p 2 As [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 Se [Ar] 4s 2 3d 10 4p 4 Br [Ar] 4s 2 3d 10 4p 5 Kr [Ar] 4s 2 3d 10 4p 6 = [Kr]
Configuración electrónica – V Rb [Kr] 5s 1 Sr [Kr] 5s 2 Y [Kr] 5s 24d 1 Zr [Kr] 5s 2 4d 2 Nb [Kr] 5s 1 4d 4 Mo [Kr] 5s 1 4d 5 Tc [Kr] 5s 2 4d 6 Ru [Kr] 5s 1 4d7 Rh [Kr] 5s 1 4d 8 Pd [Kr] 4d 10 Ag [Kr] 5s 1 4d 10 Cd [Kr] 5s 2 4d 10 Anomalías en el llenado
Configuración electrónica – VI In [Kr] 5s 2 4d 10 5p 1 Sn [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2 Sb [Kr] 5s 2 4d 10 5p 3 Te [Kr] 5s 2 4d 10 5p 4 I [Kr] 5s 2 4d 10 5p 5 Xe [Kr] 5s 2 4d 10 5p 6 = [Xe]
Cs [Xe] 6s 1 Ba [Xe] 6s 2 La [Xe] 6s2 5d 1 Ce [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 Pr [Xe] 6s 2 4f 3 Nd [Xe] 6s 2 4f 4 Pm [Xe] 6s 2 4f 5 Sm [Xe] 6s 2 4f 6 Eu [Xe] 6s 2 4f 7 Gd [Xe] 6s 2 3d 1 4f 7 Tb [Xe] 6s 2 4f 9 Dy [Xe] 6s 2 4f 10 Ho [Xe] 6s 2 4f 11 Er [Xe] 6s 2 4f 12 Tm [Xe] 6s 2 4f 13 Yb [Xe] 6s 2 4f 14 Lu [xe] 6s 2 3d 1 4f 14 Anomalías en el llenado Configuración electrónica – VII
Hf [Xe] 6s 2 4f 14 5d 2 Ta [Xe] 6s 2 4f 14 5d 3 W [Xe] 6s 2 4f 14 5d 4 Re [Xe] 6s 2 4f 14 5d 5 Os [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6 Ir [Xe] 6s 2 4f 14 5d 7 Pt [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9 Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 Hg [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 Tl [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1 Pb [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 Bi [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3 Po [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 4 At [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 5 Rn [xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 = [Rn] Configuración electrónica – VIII Anomalías en el llenado
Fr [Rn] 7s 1 Ra [Rn] 7s 2 Ac [Rn] 7s 2 6d 1 Th [Rn] 7s 2 6d 2 Pa [Rn] 7s 2 5f 2 6d 1 U [Rn] 7s 2 5f 3 6d 1 Np [Rn] 7s 2 5f 4 6d 1 Pu [Rn] 7s 2 5f 6 Am [Rn] 7s 2 5f 7 Cm [Rn] 7s 2 5f 7 6d 1 Bk [Rn] 7s 2 5f 9 Cf [Rn] 7s 2 5f 10 Es [Rn] 7s 2 5f 11 Fm [Rn] 7s 2 5f 12 Md [Rn] 7s 2 5f 13 No [Rn] 7s 2 5f 14 Lr [Rn] 7s 2 5f 14 6d 1 Configuración electrónica – IX Anomalías en el llenado
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