EQUIPO 5 “CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS”

Universidad Nacional Autónoma de México[pic 1][pic 2]

Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán

EQUIPO 5

“CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS”

Ingeniería en Alimentos

Grupo: 1102

Profesor: QFB Salvador Zambrano Martínez

INTEGRANTES:

Cano Sánchez Itzel Guadalupe

Díaz Herrera Ricardo

Flores Rodríguez Blanca Gabriela

Flores Salazar Sandra Daniela

Heredia Avante Luisa

Hernández Ortiz Bruno

Joaquín Guerrero Francisco Giovanni

Ramírez Ponce Dania

Olvera Jaimes Esly Michelle

Pérez Vázquez Saira

ÍNDICE

Clasificación Cuántica……………………..…………… 3

Configuración Electrónica.…………………………… 4

Ley Periódica…..………………………………………….. 5

Tabla Larga………….………………………………………. 7

Referencias…………………………………………………..

Anexos………………………………………………………….

CLASIFICACIÓN CUANTICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS.

Número cuántico principal (n): designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado.  Va desde 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8.

Número cuántico secundario (l): determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo dependen del subnivel energético en el que se encuentre.  Sus valores son: 0, 1, 2, 3.
Número cuántico magnético (m): representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos dependen del numero cuántico acimutal. Toma los valores de n-1 pasando por cero.

Número cuántico spin (s): expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje. Tendrá valores de +1/2 -1/2

Subnivel energético u orbital: subniveles que contienen electrones de la misma energía (s, p, d f).

Principio de Aufbau también se conoce como de distribución electrónica y establece que cada electrón ocupa el orbital disponible con energía más baja. Por tanto, es necesario para determinar la configuración electrónica es aprender la secuencia de los orbitales atómicos desde el de menos energía hasta el de mayor energía en el diagrama cada casilla representa un orbital atómico. Varias características del diagrama se hacen presentes:

* Todos los orbitales relacionados con subniveles de energía son de igual energía. Por ejemplo, los tres orbitales 2p tienen igual energía.

* En un átomo con múltiples electrones, los subniveles de energía dentro de un nivel principal de energía tienen energías diferentes. Por ejemplo, los tres orbitales 2p tienen más energía más alta que los 2s.

* Según la cantidad de energía, la secuencia de los subniveles en un nivel principal es s, p , d, f.

* Los orbítales relacionados con subniveles de energía de un nivel principal pueden superponerse a los orbitales relacionados con los subniveles de energía de otro nivel principal. Por ejemplo el orbital relacionado con el subnivel 4s del átomo tiene menor energía que los cinco orbitales relacionados con el subnivel 3d.

Principio de exclusión de Pauli. En un átomo no es posible encontrar dos electrones con los cuatro números, n, l, m, y ms iguales. Dado que un orbital está definido por los tres primeros números cuánticos, el número máximo de electrones permitidos por orbital será dos. En tal caso y para diferir al menos en ms, ambos deberán estar apareados, es decir, con número cuántico de espin opuesto. Los números cuánticos n, l, y ml determinan el número máximo de electrones que pueden existir para cada n el número máximo de electrones será es 2n2.

CONFIGURACION ELECTRONICA

Es la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que se encuentra y en que orbital. Puede ser identificado gracias a sus cuatro números cuánticos:

1. Numero cuántico principal (n): es el nivel energético donde se encuentra el electrón, va desde uno en adelante (1, 2,3…)
2. Numero cuántico secundario o azimutal (l): corresponde al orbital donde se encuentra el electrón, se representa por s(0), p(1), d(2) y f(3).
3. Numero cuántico magnético (m): indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón, va desde –l hasta l (incluyendo el 0).
4. Numero cuántico de spin o giro (s): se define como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo (m), se identifica como -1/2 y +1/2 o -1 y +1.

Principios de la configuración electrónica:

• Principio de AufBau o de la menor energía: todos los electrones partirán “llenando” los orbitales de menor energía posible, si el de menor energía está lleno, seguirán con el que sigue en energía y así sucesivamente.

[pic 3]

Para escribir la configuración electrónica es necesario saber el número de electrones que el átomo tiene, basta conocer el númeroatómico (z) del átomo en la tabla periódica.

• Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espines paralelos.

 En caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno.

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