Power Point Clase Del 25-8-21

Si 𝑛 = 1, 𝑙 = 0
Si 𝑛 = 2, 𝑙 = 0 y 1
Si 𝑛 = 3, 𝑙 = 0, 1 y 2
Si 𝑛 = 1, 𝑙 = 0
Si 𝑛 = 2, 𝑙 = 0 y 1
Si 𝑛 = 3, 𝑙 = 0, 1 y 2
Oxígeno: Z=8
Principio de exclusión de Pauli: no es

posible que dos electrones de un átomo
tengan los mismos cuatro números
cuánticos, pueden tener los mismos valores
de n, l y ml porque están en el mismo orbital
atómico, pero le valor de ms debe ser
distinto.
Regla de Hund: la distribución electrónica
más estable en los subniveles es la que tiene
mayor número de espines paralelos.
Configuración electrónica de cationes y aniones
N3- 10 electrones
Na+ 10 electrones
Química General
Unidad II – Parte 2:
Estructura electrónica y propiedades
periódicas
De la física clásica a la teoría cuántica
o ¿Cuántos electrones están presentes en determinado átomo?
o ¿Qué energía posee un determinado electrón individual?
o ¿En qué parte del átomo se encuentran los electrones?
Comportamiento de las sustancias en una

reacción química
La teoría atómica de Bohr
Las teorías atómicas de la época consideraban al átomo como una unidad donde los
electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a gran velocidad.
Sin embargo aún no se explicaba como un átomo era estable: según la física clásica
el e- al emitir E en forma de ondas electromagnéticas, experimentaría una
aceleración hacia el núcleo y se destruiría junto con el protón.
El e- solo puede ocupar ciertas órbitas específicas.
Las Energías están cuantizadas
Emisión de E = caída de un e- desde una órbita

permitida de > E hacia otra órbita permitida de < E +
emisión de fotón
El átomo de Bohr
n = 1 Estado de
menor E, el más
estable.
Estado fundamental
o nivel basal
8
Tabla periódica y
propiedades periódicas
En un intento por organizar toda la información de la que se
disponía entre el 1800 y 1900 acerca de la estructura y
propiedades de los elementos, se desarrolló la Tabla Periódica
Tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que

tienen propiedades químicas y físicas semejantes
✔ Elementos acomodados de acuerdo a su N° atómico

✔ Filas horizontales, PERIODOS
✔ Columnas verticales, GRUPOS o familias, de acuerdo
a sus propiedades químicas
"Empecé a mirar en detalle y a anotar los elementos con sus pesos atómicos y sus
propiedades típicas. Anoté cada uno en tarjetas separadas, y pronto me di
cuenta de que las propiedades de los elementos tienen una dependencia
periódica con sus pesos atómicos" --Mendeléyev, Principles of Chemistry, 1867
Grupos
Periodo
s
✔ Los elementos se dividen en 3 categorías
▪ La mayoría son metales
▪ 17 No metales
▪ 8 metaloides
✔ De Iz. a Der. en cualquier período las propiedades
químicas y físicas cambian gradualmente de
Metales a No metales
Clasificación periódica
✔ METALES: buenos conductores de la electricidad y el calor
✔ NO METALES: malos conductores de la electricidad y el calor
✔ METALOIDES: propiedades intermedias entre los metales y los
no metales
⮚ Denominación por número de grupo (1A, 5B, etc)
⮚ Algunos grupos tienen nombres especiales (Halógenos, Gases nobles, etc.)
Los Grupos representan la cantidad de electrones presentes

en el último nivel o mejor dicho, en su configuración
electrónica externa (CEE).
Es decir, según cuáles son los orbitales en los que termina la
configuración electrónica.
15
El período representa cuántos niveles de energía tiene el átomo,
es decir, cuántos orbitales. Refiere al nivel de la CEE (en qué
orbital están los electrones de la CEE)
Propiedades Físicas y Químicas de los elementos
Físicas: relacionadas al núcleo y su estructura

Metales: son buenos conductores de la electricidad y del calor, la mayoría son
sólidos a temperatura ambiente , aunque hay metales líquidos como el mercurio
(Hg) y algunos poseen propiedades magnéticas, como el Hierro (Fe), Cobalto (Co) y
Níquel (Ni)
No metales: la mayoría son gases a temperatura ambiente, algunos como el

Carbono, Iodo y Azufre son sólidos y el Bromo es líquido a temperatura ambiente.
No son buenos conductores del calor y la electricidad
Metaloides: son elementos con carácter intermedio entre Metales y No Metales. El

Silicio (Si) es el elemento más común de los metaloides. La mayoría son sólidos a
temperatura ambiente. Se los considera semiconductores
Propiedades Físicas y Químicas de los elementos
Químicas: relacionadas al número de electrones de la CEE
Metales: tienen 1, 2 o 3 electrones en su última capa, pierden

electrones (forman cationes) y se combinan generalmente con No
metales.
No Metales: tienen 4, 5, 6 o 7 electrones en su última capa, suelen

ganar electrones (forman aniones) y se combinan con Metales
formando sales.
Metaloides: tienen 3 o más electrones en su última capa y pueden

reaccionar con Metales y con No metales.
Gases nobles
Configuración electrónica abreviada
Litio
Li: 1s2 2s1
[He] 2s1
Potasio
K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
K: [Ar] 4s1
Propiedades Periódicas de los
elementos
✔ Las pp. periódicas de los elementos se relacionan con su
posición en la TP, es decir CON SU Nº ATÓMICO, Z
✔ Importante para comprender el tipo de enlace o unión química
en los compuestos simples
✔ Útil para predecir el comportamiento químico
1. Radio atómico (y radio iónico)

2. Energía de ionización (EI)
3. Afinidad electrónica (AE)
1. Radio atómico
Es la distancia desde el núcleo hasta el nivel más externo del
átomo
- AUMENTA cuando aumenta el período

Porque se están añadiendo e- a niveles más alejados del núcleo
(átomo con más e-)
- DISMINUYE cuando se aumenta el grupo

Porque aumenta la carga nuclear efectiva (núcleo con más
P+)
La carga nuclear efectiva es la carga nuclear detectada por un electrón cuando se toman
en cuenta tanto la carga nuclear real (Z) como los efectos repulsivos (pantalla) de los
demás electrones.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef)
Es la carga positiva neta con que el núcleo atrae a los electrones
externos en un átomo polielectrónico.
Los electrones más cercanos al núcleo apantallan la atracción que ejerce la
carga de los protones nucleares sobre los electrones más externos.
Los electrones externos son atraídos al núcleo debido a su carga positiva y a su
vez, repelidos por los electrones internos cargados negativamente.
Zef = Z - S
Ejemplo: La carga nuclear efectiva (Zef) para un electrón externo 4s en el Calcio

(Z = 20) resulta:
C.E. [Ca] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (C.E. = configuración electrónica)
18 electrones internos
Zef = Z – S (apantallan carga
nuclear)
Zef = 20 – 18
Zef = +2
1. Radio atómico
Li Be B C N O F
Carga nuclear (Z) +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9
Nivel 1 2 e- 2 e- 2 e- 2 e- 2 e- 2 e- 2 e-
Nivel 2 1e- 2e- 3e- 4e- 5e- 6e- 7e-
Carga nuclear efectiva (Zef)
152 112 85 77 75 72 71
Carga neta positiva que experimenta
un electrón en un átomo
polielectrónico
Los electrones internos del átomo

"bloquean la vista" (apantallan) del núcleo
a electrones más externos, sintiendo una
carga nuclear inferior a la que realmente
tiene el núcleo, llamada carga nuclear
efectiva (Zef o Z*). Para calcular

la carga nuclear efectiva restamos la carga
real del núcleo (número atómico, Z) del
apantallamiento que producen los
electrones internos (S).
Zef=Z−S
Veamos que sucede si comparamos elementos del mismo grupo
Na
Z* = 11 – 10 = 1 1s2 2s2 2p6 3s1 tengo 10 electrones que
apantallan
K
Z* = 19 - 18 = 1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 tengo 18 electrones
que apantallan
En un período Z* es constante
(En realidad hay una diferencia a
medida que nos movemos
por el grupo, pero es pequeña
y no la vamos a tener
en cuenta por eso vamos
a decir que es constante)
Veamos que sucede si comparamos elementos del mismo período
K
Z* = 19 - 18 = 1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 tengo 18 electrones que
apantallan
Ca
Z* = 20 – (18+0.8) = 1,2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 tengo 18 electrones que
apantallan de niveles inferiores y uno del mismo nivel.
A los electrones que apantalla de niveles inferiores se les da el valor 1 y a
los del mismo nivel un valor inferior a 1.
La carga neta experimentada por el último electrón en el Ca va a ser mayor
que en el K y va a estar mas atraído por el núcleo.
En un período Z* aumenta a medida que me muevo a la derecha
Radio atómico
Los átomos son tan diminutos que no los puedo medir directamente. Vamos a suponer a los
átomos como esferas. Atención, recuerden que en realidad no lo son y sus límites son
difusos.
• En un grupo el radio atómico aumenta al aumentar el número atómico (hacia abajo)
• En un período el radio disminuye a medida que nos dirigimos a la derecha.
¿Por qué aumentan y disminuyen en ese orden?
Dentro de la columna (grupo), el radio atómico aumenta a medida que

bajamos. Aumenta el número cuántico principal (n) de los electrones
externos. Pasan mas tiempo lejos del núcleo, aumenta el tamaño.
Dentro de cada fila (período), el radio atómico disminuye a medida que

vamos de izquierda a derecha. Es consecuencia del aumento en la carga
nuclear efectiva. Un aumento en la carga nuclear efectiva atrae electrones,
incluidos los exteriores, disminuyendo el radio.
Radio iónico
Es la distancia desde el núcleo hasta el nivel más externo del ión
- Para un elemento cualquiera, sus CATIONES

tienen un radio MENOR que el atómico
Porque los cationes pierden e-
- Los ANIONES tienen un radio MAYOR que el

atómico
Porque aniones ganan e-
Radio ionico
Cuando se añaden electrones a un átomo neutro para formar un anión,

el aumento en las repulsiones electrón-electrón hacen que los
electrones se extiendan mas en el espacio. Por lo tanto los aniones son
mas grandes que sus átomos progenitores.
La formación de un catión desocupa los orbitales más extendidos en el
espacio y también reduce las repulsiones electrón-electrón totales. Por
lo tanto los cationes son más pequeños que sus átomos progenitores.
Iones de la misma carga, aumenta el radio si bajo por el grupo

Radio iónico
2. Energía de Ionización (EI)
Es la energía mínima necesaria para remover un electrón de un
átomo o ión gaseoso en su estado fundamental.
.
Ej: Li(g) → Li+(g) + e-
Es una medida de que tan fuertemente está unido el e- al átomo.
Está muy relacionada, por lo tanto, al radio atómico: cuanto más
chico es el átomo, más difícil será arrancarle un electrón
- EI1: Energía mínima para QUITAR un e- a un átomo neutro en estado gaseoso y
convertirlo en un catión
- EI2: Energía necesaria para quitar un segundo e- , en este caso un catión en
estado gaseoso
Es más difícil quitarle un e- a un catión
EI2 > EI1 que a un átomo neutro
mayor
34
35
3. Afinidad electrónica (AE)
Es el cambio de energía que ocurre cuando se le agrega un electrón a un
átomo neutro en estado de gas (Brown)
Cuanto más negativa sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor la afinidad

de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón (ya que al aceptarlo
queda con una energía más baja, es decir, se vuelve más estable)
Ae
EI
EI y AE varían en
general de modo EI A
e
similar a lo largo
de la Tabla
Periódica, con
bastantes
excepciones
Una medida muy útil: Electronegatividad (En)
Mide de modo relativo la tendencia de un átomo a atraer los e- de
otro átomo cuando están químicamente combinados formando
una molécula. Es consecuencia de las EI y las AE
Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy
electronegativo (como los NO metales) y si su tendencia es a perder electrones
se dice que es muy electropositivo (como los metales)
En
E
n
Resumen de propiedades
periódicas

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Si 𝑛 = 1, 𝑙 = 0

Principio de exclusión de Pauli: no es

o ¿Cuántos electrones están presentes en determinado átomo?

o ¿Qué energía posee un determinado electrón individual?

o ¿En qué parte del átomo se encuentran los electrones?

Comportamiento de las sustancias en una

El e- solo puede ocupar ciertas órbitas específicas.

Las Energías están cuantizadas

Emisión de E = caída de un e- desde una órbita

Tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que

✔ Elementos acomodados de acuerdo a su N° atómico

⮚ Denominación por número de grupo (1A, 5B, etc)

⮚ Algunos grupos tienen nombres especiales (Halógenos, Gases nobles, etc.)

Los Grupos representan la cantidad de electrones presentes

Físicas: relacionadas al núcleo y su estructura

No metales: la mayoría son gases a temperatura ambiente, algunos como el

Metaloides: son elementos con carácter intermedio entre Metales y No Metales. El

Químicas: relacionadas al número de electrones de la CEE

Metales: tienen 1, 2 o 3 electrones en su última capa, pierden

No Metales: tienen 4, 5, 6 o 7 electrones en su última capa, suelen

Metaloides: tienen 3 o más electrones en su última capa y pueden

Configuración electrónica abreviada

1. Radio atómico (y radio iónico)

- AUMENTA cuando aumenta el período

- DISMINUYE cuando se aumenta el grupo

Ejemplo: La carga nuclear efectiva (Zef) para un electrón externo 4s en el Calcio

Nivel 2 1e- 2e- 3e- 4e- 5e- 6e- 7e-

Carga nuclear efectiva (Zef)

Los electrones internos del átomo

efectiva (Zef o Z*). Para calcular

Dentro de la columna (grupo), el radio atómico aumenta a medida que

Dentro de cada fila (período), el radio atómico disminuye a medida que

- Para un elemento cualquiera, sus CATIONES

- Los ANIONES tienen un radio MAYOR que el

Cuando se añaden electrones a un átomo neutro para formar un anión,

Iones de la misma carga, aumenta el radio si bajo por el grupo

Cuanto más negativa sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor la afinidad

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