ELEMENTOS DE QUÍMICA
Dra. Karla Santacruz Gómez
TEMA 3.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y
PERIODICIDAD
ELEMENTOS DE LA TABLA
PERIÓDICA
HISTORIA
¥
Dmitri Ivánovich Mendeléyev
Ley periódica 1869:
“Cuando los elementos se
organizan en orden
creciente de sus
masas
atómicas
, algunosconjuntos de propiedades se repiten periódicamente”
TABLA PERIÓDICA DE
ELEMENTOS DE LA TABLA
PERIÓDICA
HISTORIA
¥
En 1913 Henry Moseley
Espectros de rayos X en 1913.
:
" Las propiedades químicas de los
elementos son función periódica
de sus
números
TABLA PERIÓDICA
¥
Los elementos pertenecientes a un
mismo
grupo
comparten propiedades porque su
configuración más externa es semejante.
¥
Los elementos pertenecientes a un
mismo
período
?enen propiedades diferentes
porque las configuraciones de
su capa de
valencia son disEntas
.
E
LEMENTOS
Hay dos grandes conjuntos de elementos:
1. REPRESENTATIVOS: Estructura en la capa de valencia
con?ene electrones en los orbitales s y p.
① Grupo I y II (orbital s) donde [GN] nsx .
[GN] = gas noble del periodo anterior donde x = 1 0 2 según el grupo I= 1 y II=2.
② Grupos III-‐ IV (orbital p) :
¢ Periodos 2 y 3 [GN] ns2 npx
¢ Periodos 4 y 5 [GN] (n-‐1)d10 ns2 npx
¢ Periodos 6 y 7 [GN] (n-‐2)f14 (n-‐1)d10 ns2 npx
2. DE TRANSICIÓN: Con electrones en subnivel d o f incompletos antes de la capa de valencia.
Bloque de las d:
① Grupos 3B-10B [GN] (n-1)dx ns2
2. DE TRANSICIÓN: Bloque d. Grupos 3B-10B
① Periodo 6 [GN] (n-2)fx ns1
② Periodo 7 [GN] (n-2)fx ns2
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
Es la carga nuclear promedio que experimenta un electrón individualmente en un átomo, considerando el “efecto de apantallamiento” debido a los otros electrones en el átomo.
EFECTO
PANTALLA
(S
CREENING
OR
A
TOMIC
S
HIELDING
C
ONSTANTS
)
El efecto pantalla (Screening or Atomic Shielding Constants) sobre los electrones más externos de un átomo se describe como la atenuación de la fuerza atracEva neta sobre el electrón, debido a la presencia de otros electrones en capas inferiores y del mismo nivel energé?co.
"Los electrones más externos en un átomo no experimentaran totalmente la carga nuclear asociada con el núcleo debido al “apantallamiento” por los electrones en capas y subcapas colocados entre ellos y el núcleo.
CARGA NUCLEAR
EFECTIVA
1.-‐ ESCRIBIR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ESTÁNDAR DEL ÁTOMO.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2….etc
2.-‐ Re-‐agrupar la configuración electrónica en una secuencia de grupos que man?ene juntos los orbitales [s,p] el resto
individualmente
[1s] [2s,2p] [3s,3p] [3d] [4s,4p] [4d] [4f] [5s, 5p] [5d] etc. 3.-‐ Calcular la Constante de apantallamiento (S) tomando en cuenta la Reglas de Slater.
R
EGLAS
DE
S
LATER
(
S
)
Para calcular S para un electrón en un orbital ns o np:
1. Los electrones de cualquier grupo que esté a la derecha del grupo (ns,np) no
contribuyen en nada al efecto pantalla.
2. Cada uno de los electrones en el mismo grupo (ns, np) ejerce un efecto de
pantalla sobre el electrón considerado, con un valor de 0.35.
3. Cada uno de los electrones de la capa anterior (n-‐1) ejerce un efecto de
pantalla sobre el electrón considerado, con un valor de 0.85.
4. Todos los electrones de las capas internas (n-‐2), (n-‐3), etc. apantallan
completamente, es decir su contribución es de 1.00 cada uno.
Para calcular S para un electrón en un orbital (n-‐1)d las reglas 3 y 4 se modifican en una sola:
I. Todos los electrones en grupos a la izquierda del grupo (n-‐1)d o (n-‐2)f
NOTA IMPORTANTE
Las reglas de Slater para calcular el efecto pantalla y por tanto la carga nuclear efec?va sobre cualquiera de los electrones en un átomo, son muy simples y funcionan bastante bien para los primeros elementos, aproximadamente hasta Z = 30, es decir para los períodos 1, 2 y 3.
Para el cálculo de elementos de los períodos 4, 5 y 6 resultan poco confiables. Ello se relaciona con que el valor de S depende no sólo del número cuán?co principal n, sino también de otros factores, como son el ?po de orbital donde están los electrones que reciben o ejercen el efecto pantalla (número cuán?co l), el número de electrones desapareados para la configuración electrónica en cues?ón y otros. Por otro lado, la consideración de que los electrones más externos, con respecto al que es mo?vo de análisis, no apantallan nada en absoluto, no es del todo cierta.
PROPIEDADES
PERIÓDICAS
PROPIEDADES QUÍMICAS DE
LOS ELEMENTOS
1. Tamaño o Radio atómico
2. Afinidad electrónica
3. Potencial de ionización
1.TAMAÑO o RADIO ATÓMICO
¥
Mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales.
¥
En un mismo periodo disminuye hacia la derecha (al aumentar
la carga efec?va).
¥
GRUPO: Aumenta de abajo hacia arriba.
¥
A menor
tamaño
del átomo,
mayor
será la fuerza de atracción
sobre el electrón. Esto es debido a que los electrones de la
úl?ma capa estarán más fuertemente atraídos.
QUÉ OBSERVAMOS AL
EXAMINAR LA TABLA
PERIÓDICA?
R
ELACIÓN
RADIO ATÓMICO -‐ Z
EFF
Mientras mayor sea el valor, quiere indicar que la fuerza de atracción núcleo-‐electrón es mayor, por lo que los electrones se encuentran
EFECTO DE IONES EN R.A.
¥ Es el radio que ?ene un átomo que ha
perdido o ganado electrones,
adquiriendo una estructura del gas noble más cercano.
¥ CATIONES: Son menores que los átomos
neutros por la mayor carga nuclear efec?va (menor efecto de
apantallamiento o de repulsión de electrones)
¥ ANIONES: Son mayores que los átomos
neutros por la disminución de la Zeff (mayor apantallamiento o repulsión electrónica)
*C
ONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
DE
IONES
CATIÓN: Carga eléctrica posi?va (ha perdido electrones)
ANIÓN: Carga eléctrica nega?va (ha ganado electrones)
EJEMPLOS
¥ Explicar con fundamentos cuali y cuan?ta?vos qué átomos de
los siguientes ?enen mayor radio atómico.
a. Ge o Ge2+
b. Li o Sr
2. POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI)
Energía necesaria que se debe administrar a un elemento para
quitar un electrón más externo (queda conver?do en ca?ón).
Cada elemento polielectrónico ?ene tantos POTENCIALES DE
IONIZACIÓN como electrones tenga. Siendo el primero menor que el
resto (es más dificil extraer electrones más cercanos al núcleo).
§
Proceso Endotérmico (posi?vo)
§
Disminuye hacia abajo en un mismo grupo
§
Aumenta hacia la derecha en un mismo período
Siendo A(g) los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; , (EI) la energía de ionización y (e) un electrón.
1 eV = 1,6 × 10-‐19 J
E
NERGÍA
O
POTENCIAL
DE
IONIZACIÓN
(EI)
Generalmente aumenta
G
en
era
lme
nt
e
di
smi
nu
ye
TEORÍA DE BOHR PARA EL ÁTOMO
DE HIDRÓGENO
Planck
“Cada nivel de energía (n) en el átomo cuya
ocupación por electrones cambia, debe emi?r luz de longitud de onda (λ) caracterís?ca para ese nivel”
TEORÍA DE BOHR PARA EL ÁTOMO
DE HIDRÓGENO
Bohr (1913)
Establece la existencia de niveles de energía fundamental (n=1, de menor energía) normalmente ocupado por la carga e-‐, y excitados (n=2, 3, 4, 5,...),
cuanEzados, para el electrón del átomo de Hidrógeno, por ej.,
Después de excitar el electrón de un átomo, este regresa al nivel o estado fundamental (n=1), liberando la energía en exceso y
formando una línea del espectro. Está claro que las dis?ntas líneas se deben a la "orbita" o nivel desde donde regresa el electrón.
C
OMO
SE
EXPLICA
LA
EI.
¥ Determinar la EI del H sabiendo que la energía del electrón en
n=1 es de -‐13.60 eV
n=1 n=∞ EI
-‐13.60 eV 0 eV
E
I = Ef – Ei= E(n=∞) – E(n=1)
= 0 eV – (-‐13.6 eV) = 0 eV + 13.6 eV EI = 13.6 eV
Esto implica que si aportamos una energía de 13.6 eV se ionizará un solo átomo de
Hidrógeno.
Para calcular la EI para 1 mol de átomos de H :
1 mol = 6.023 x10-‐23
E (J/átomo ) * 6.023x10-‐23 (átomos/mol)
C
OMO
SE
EXPLICA
LA
EI.
¥ Determinar la EI del H sabiendo que la energía del electrón en n=1 es de -‐13.60 eV
n=1 n=∞ EI
-‐13.60 eV 0 eV
E
I = Ef – Ei= E(n=∞) – E(n=1)
= 0 eV – (-‐13.6 eV) = 0 eV + 13.6 eV EI = 13.6 eV
Esto implica que si aportamos una energía de 13.6 eV se ionizará un solo átomo de
Hidrógeno.
Para calcular la EI para 1 mol de átomos de H :
1 mol = 6.023 x10-‐23
E (J/átomo ) * 6.023x10-‐23 (átomos/mol)
EJEMPLO: S
ERIE
DE
E
I
DEL
M
AGNESIO
Quitar electrones más cercanos al núcleo requiere más energía ya que el esta siendo “arrancado” de un ion incrementadamente posi?vo (el núcleo)
A mayor Zeff, la energía requerida para quitar un electrón aumenta. S disminuye la fuerza de atracción nuclear.
ENERGÍAS DE IONIZACIÓN
SUCESIVAS
Átomo EI1 EI2
E I3
Na 5.1 47.3 71.7
Mg 7.6 15 80.1
1. Por qué es menor la EI del sodio que la del Magnesio0?
2. Por qué las EI van en aumento?
3. Por qué la mayor diferencia de energía de ionización se halla entre EI1
C
ALCULO
DE
E
NERGÍA
DE
I
ONIZACIÓN
(E
I
)
Ionizaciones sucesivas:
1er Ionización EI1 = E+ -‐ E+
2da Ionización E
I2 = E2+ -‐ E+
3er Ionización E
I3 = E3+ -‐ E2+
4ta Ionización E
I4 = E3+ -‐ E4+
….etc
X
(g)X
+(g)
+ e
-‐Cu
(g)Cu
+(g)
+ e
-‐E
I= E (X
+) – E (X) eV
X
(g)X
+(g)
+ e
-‐E
I= E (X
+) – E (X) eV
I
ONIZACIONES
S
UCESIVAS
EI sucesivas son cada vez
3. AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la forma como se mide la energía liberada o absorbida cuando un átomo recibe un
electrón en su capa de valencia, es decir, cuando se vuelven aniones (-‐1).
EJemplo:
X (g) + e-‐ X-‐
(g) (anión) + E (energía)
Se calcula:
EI = E (X) – E(X-‐) (eV)
Ej. Cl(g) + e-‐ Cl-‐ (g)
Puesto que el electrón ?ene energía más baja cuando está unido a un átomo de cloro, la diferencia de E (Cl) – E (Cl-‐)
La AE es ú?l para predecir el carácter oxidante de un elemento.
AE (posiEvas) o endotérmico. Es necesario un aporte de energía extra para poder conver?rlos en aniones. METALES (Poca tendencia a captar electrones)
AE (negaEvas) o exotérmico. Se libera mucha energía cuando un electrón se une al átomo. El proceso de captar un electrón los estabiliza. AE nega?va. NO METALES (Fácilmente captar electrones).
4. ELECTRONEGATIVIDAD
Propiedad química que mide la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando esta combinado con otros elementos.
No Metales = electronega?vidades altas.
Metales= electronega?vidades bajas o electroposi?vos.
Escala de Pauling (Basada en valores de energías de enlace de diferentes moléculas presentes en el átomo en cues?ón). Valores de 0.7 a 4.
Conociendo las energías de los enlaces A-‐A y B-‐B, se puede calcular el parámetro D como sigue:
Δ = EAB – ½ (EAA + EBB)
LAS TENDENCIAS PERIODICAS DE POTENCIAL DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA Y ELECTRONEGATIVIDAD SON SIMILARES EN UN MISMO ÁTOMO.
¥ ELEVADA AFINIDAD ELECTRÓNICA:
Desprende mucha energía cuando atrapa un electrón.
¥ ENERGÍA DE IONIZACIÓN ALTA: Es más
di€cil (requiere más energía) para arrancarle un electrón.
¥ ELECTRONEGATIVIDAD ALTA. Tiene
tendencia a atraer a sí electrones cuando interacciona con otros átomos.
¥ EJ. ÁTOMOS NO METÁLICOS
• B A J A A F I N I D A D E L E C T R Ó N I C A:
Desprende poca energía cuando atrapa un electrón. O es necesario aportar energía para que esto ocurra.
• ENERGÍA DE IONIZACIÓN BAJA: Es más fácil arrancarle un electrón (requiere menos energía).
• ELECTRONEGATIVIDAD BAJA o POCO
ELECTRONEGATIVOS. NO ?enden a atraer a sí electrones cuando interacciona con otros átomos.
E
JERICIOS
¥ Cuál de los siguientes átomos ?ene mayor
tamaño atómico? Fe, Ra, O, Pt.
¥ Cuál de los siguientes elementos requiere más
energía para arrancarle un electrón? Cl, Bi, Tc o H.
¥ Qué átomo ?ene menor afinidad electrónica?
Ni, Sr, F, Ge.
¥ Cuál de los siguiente átomos atrae y re?ene más
débilmente un electrón en su úl?ma nivel? Li, Mo, K, N
