Configuración
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Consiste en distribuir a los electrones en los niveles, subniveles y
orbitales del átomo.
La finalidad es la de conocer cuántos electrones exteriores (en el
último nivel de energía) tiene y de ese modo deducir las
propiedades químicas del elemento en cuestión.
Nota:
•
El número atómico siempre indica el número de electrones
para cada elemento.
•
Existe un número máximo de electrones en cada subnivel.
Recordemos:
Es una región donde existe la mayor probabilidad de
encontrar al electrón.
En cada orbital sólo puede haber hasta
2 electrones
que
deben tener giros o
espines opuestos
.
Para representar gráficamente un orbital se emplea
y una
flecha
( o )para representar el electrón
ORBITAL
Tipos de orbitales
vacío semilleno lleno
SUBNIVELES
Esta región está
formada por un conjunto de orbitales.
Subnivel
0
1
2
3
s
p
d
f
Nota:
s sharp(nítido)
p
principal
d
difuso
f
fundamental
• Número de orbitales por subnivel: 2 l + 1
• Número máximo de electrones por subnivel: 2(2 l + 1)
-Subnivel
N Orbitales
1
3
5
7
N° máximo e
2
6
10
14
s
p
d
f
NIVELES
Llamada también capa energética.
Región formada por subniveles
Nota:
NOTACIÓN CUÁNTICA DE UN SUBNIVEL
N° de electrones
Subnivel (número cuántico secundario)
Nivel de energía (número cuántico principal)
Ejemplo:
Significa que hay 3 electrones en el subnivel principal (p) del sexto nivel de energía.
6p
35s
1 Significa que hay 1 electrón en el subnivel sharp (s) delPara escribir correctamente
configuraciones electrónicas se
debe tener en cuenta
El principio de exclusión de Pauli
En un átomo no puede existir 2 e
-que tengan iguales los cuatro
números cuánticos.
Principio de Máxima Multiplicidad (Regla de Hund)
La configuración electrónica de un átomo se obtiene
siguiendo unas reglas:
En cada orbital solo puede haber 2 electrones.
Los electrones van ocupando el orbital de menor energía que esté vacante.
Cuando se llenan orbitales de la misma energía (p o d) primero se coloca un electrón en cada uno de los orbitales y luego se van completando.
1
2
3
1s 2s 2p 3s 3p
2s
1s 2p 3s 3p
2s
1s 2p 3s 3p
Regla del Serrucho (Regla de Moller)
Ejemplo: Indique la C.E por orbitales para los siguientes átomos
7
N :
1s
2
2s
2
2p
3
=>
1 s2 2 s2 2 p6 3 s1
La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es: 1º nivel: 2 electrones;
2º nivel: 8 electrones; 3º nivel: 1 electrón;
Na
La plata tiene 47 electrones.
El orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones.
Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9
Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.
Si empezamos por la línea superior y seguimos la
flecha obtenemos el siguiente orden:
1s
22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
65s
24d
105p
66s
24f
145d
106p
67s
25f
146d
107p
6Ejemplo: Escribir las configuraciones electrónicas por subniveles para los siguientes átomos.
9
F
:
1s
22s
22p
5
15P :
20Ca:
30Zn:
Tabla Periódica y
Propiedades Periódicas
Tabla periódica
¿Cómo surge la tabla periódica?
La tabla periódica surge de la necesidad de organizar y
sistematizar la información de las propiedades de los
elementos.
Propiedades de diversa naturaleza, tanto físicas como
químicas.
Cuando a principios del siglo XIX se midieron las
masas atómicas de una gran cantidad de elementos,
se observó que ciertas propiedades variaban
periódicamente en relación a su masa.
Dimitri Mendeleiev
(1834 – 1907)
• Ordenó por pesos a los elementos • Observó las variaciones de valencia • Propuso un orden en una tabla
• La clasificación de Mendeleiev es la más conocida
• Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces.
• Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.
La tabla periódica actual
Henry Moseley
(1887-1915)
• En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando
como criterio de clasificación el
número atómico
.
• Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según
aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de
sus
propiedades físicas y químicas
".
“Las Propiedades de los elementos
varían en función de sus números
atómicos”
Tabla Periódica Moderna
La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del
hecho de que los
elementos de un mismo grupo poseen la misma
configuración electrónica en su capa más externa
.
Como el comportamiento químico está principalmente dictado por
las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el
hecho de que los
elementos de un mismo grupo tengan similares
propiedades físicas y químicas
.
La tabla periódica actual
Se clasifica en cuatro bloques:
•Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) •Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) •Bloque “d”: (En el centro de la tabla)
•Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)
p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1 6 17 18
s1 s2
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
H He
Bloque “s”
Bloque “d”
Bloque “p”
Bloque Grupo Nombres Configuración Electrónica s 1 2 Alcalinos Alcalino-térreos
n s1
n s2
p 13 14 15 16 17 18 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
d 3-12 Elementos de
transición n s
2(n–1)d1-10
f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos)
La tabla periódica actual
Los elementos se organizan en:
• Columnas verticales denominadas
Grupos o Familias
.
Son 18
.
• Los grupos
1,2 y 13 al 17
son los elementos
representativos
(el último
electrón ubicado en sus configuraciones electrónicas ocupa orbitales
s
o p).
• Los grupos 3 al 12 son denominados de
transición
(último electrón
ocupa orbitales
d o f
).
Clasificación de los elementos
• Existen tres clasifcaciones principales de los elementos:
• Metales – son elementos generalmente brillantes cuando son lisos, sólidos a temperatura ambiente y buenos conductores de calor y electricidad. La mayoría de los metales son dúctiles y maleables.
• No metales- son por lo general gases o sólidos quebradizos de apariencia ópaca y malos conductores de calor y electricidad.
No metales Metales
Metales Alcalinos (Grupo 1A)
•
Son metales blandos muy reactivos.
•
Por su reactividad existen en la naturaleza solo
combinados en compuestos.
•
Se almacenanan en aceite o keroseno.
•
Reaccionan con agua para producir H
2y soluciones
Metales Alcalinotérreos
(Grupo 2A)
•
Son menos reactivos y más duros que los metales alcalinos.
•
Existen en la naturaleza en forma de compuestos (ej.
carbonatados, fosfatos, etc.)
Familia de Boro (Grupo 3A)
•
Existen en la naturaleza en forma de compuestos.
Familia de Carbono (Grupo 4A)
•
Incluye metales, no metales y metaloides.
•
Existen en la naturaleza tanto en forma combinada
Familia del Nitrógeno (Grupo 5A)
•
Incluye metales, no metales y metaloides.
•
Nitrógeno es el gas más abundante en la atmósfera
Familia del Oxígeno (Grupo 6 A)
•
Existen en la naturaleza como elementos y en
forma combinada.
Halógenos (Grupo 7A)
•
Son elementos no metálicos bien reactivos
•
Se combinan con metales para formar sales y reaccionan con
la mayoría de los no metales.
Gases Nobles
•
Son los elementos menos reactivos.
•
Todos son gases poco abundantes en la tierra.
Metales de Transición (Grupos B)
•
Buenos conductores de calor y electricidad.
•
Son dúctiles y maleables.
•
Usualmente forman compuestos coloridos.
•
Incluyen elementos radioactivos.
Número y Masa Atómicas
•
El
número atómico (z)
es el numero de
protones en el núcleo de un elemento.
•
Masa atómica (A
) es la suma de los protones
• Radio atómico
•Energía de ionización.
• Afinidad electrónica.
• Electronegatividad.
Radio atómico
• Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que
están enlazados entre sí”.
• Por dicha razón, se habla de
radio covalente
y de
radio metálico
según sea el tipo de enlace por el que están unidos.
• Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace
que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los
Energía de ionización (EI) (potencial de
ionización).
La
energía de ionización
,
potencial de ionización
o
E
Ies la
energía necesaria para separar un electrón en su estado
fundamental de un átomo, de un elemento en estado gaseoso
Siendo l los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico;
la energía de ionización y un electrón.
Afinidad electrónica (AE)
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo:
La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, o cuando decrece el número atómico.
Visto de otra manera: la electroafinidad aumenta de izquierda a derecha, y de
Electronegatividad (
)y carácter metálico
•
Son conceptos opuestos (a mayor
menor
carácter metálico y viceversa).
•
mide la tendencia de un átomo a atraer los e–
hacía sí.
Radio atómico
Disminuye
A
ument
Energía de ionización
Aumenta
Di
sminu
ye
Electronegatividad
Aumenta
Dism
inuy
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Period o 1 H -73 He 21 2 Li -60 Be 19 B -27 C -122 N 7 O -141 F -328 Ne 29 3 Na -53 Mg 19 Al -43 Si -134 P -72 S -200 Cl -349 Ar 35 4 K -48 Ca 10 Sc -18 Ti -8 V -51 Cr -64 Mn Fe -16 Co -64 Ni -112 Cu -118 Zn 47 Ga -29 Ge -116 As -78 Se -195 Br -325 Kr 39 5 Rb -47 Sr Y -30 Zr -41 Nb -86 Mo -72 Tc -53 Ru -101 Rh -110 Pd -54 Ag -126 Cd 32 In -29 Sn -116 Sb -103 Te -190 I -295 Xe 41 6 Cs -45
Ba Lu Hf Ta -31 W -79 Re -14 Os -106 Ir -151 Pt -205 Au -223 Hg 61 Tl -20 Pb -35 Bi -91 Po -183 At -270 Rn 41 7 Fr -44
Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
