Configuración electrónica y Tabla Periódica

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(1)

Configuración

electrónica y Tabla

Periódica

(2)

y

El modelo mecánico-cuántico de los átomos permite

responder una de la preguntas centrales de la

química:

¿por qué los elementos se comportan como lo

hacen?

y

O formulada de otra forma para justificar más el

interés en estudiar este tema :

¿cómo se relaciona la distribución de los

electrones en los orbitales de los átomos con

sus propiedades físicas y químicas?

(3)

Tabla periódica

y

El ordenamiento se hizo según

(4)

Inicios de la tabla periódica

y

En 1870, D. Mendeleev (químico ruso) ordenó 65

elementos conocidos en esa época en la “tabla

periódica” y resumió su comportamiento en la “ley

periódica” donde postulaba que los elementos exhiben

una repetición periódica de propiedades químicas

similares, por ejemplo su reactividad).

y

Incluso llegó a predecir propiedades de elementos aún

no descubiertos.

y

En forma independiente, en la misma época, el físico J.

Meyer llegó al mismo ordenamiento basándose en las

propiedades físicas de los elementos (punto de fusión,

de ebullición).

(5)

Átomos plurielectrónicos

y

La ecuación de Schrödinger no da soluciones

exactas para átomos multielectrónicos, pero

sí da soluciones aproximadas.

y

Estas soluciones muestran que los

orbitales atómicos de átomos de varios

electrones son semejantes al hidrógeno

.

(6)

Átomos plurielectrónicos

y

La existencia de más de un electrón en un átomo

requirió considerar tres características (que no son

relevantes en el caso del H):

1)

la necesidad de un cuarto número cuántico

2)

un límite en el número de electrones permitidos

en un orbital dado

3)

interacciones complejas de electrones en

orbitales en diferentes niveles de energía

(7)

Cuarto número cuántico

y

Experimento de Stern y Gerlach

y

Cada electrón viene determinado por 4 números

cuánticos: n, l, m y s

y

Los tres primeros determinan cada orbital, y el

cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los

dos e

que componen el mismo).

(8)

Espín del electrón

y

Es un momento angular intrínseco que posee cada electrón.

y

El termino espín (spin en inglés) evoca el movimiento de una

pelota sobre su eje y puede ayudar a visualizar el

movimiento del electrón.

Sin embargo, el espín es un

fenómeno puramente cuántico que no tiene analogía en

mecánica clásica (¡OJO!).

y

Se describe por un número cuántico m

s

que tiene el valor ½

para todos los electrones.

y

No sale de la resolución de la ecuación de Schrödinger.

y

La dirección del momento angular de espín (valor de m

s

)

describe la orientación del espín frente a un campo

magnético: puede ser hacia las agujas del reloj (- ½ ó

↓) ó

contra las agujas del reloj (½ ó

↑).

(9)

y

Históricamente el principio de exclusión de Pauli fue formulado

para explicar la estructura atómica, e imponía una restricción

sobre la distribución de los electrones entre los diferentes estados.

y

Posteriormente, con el análisis de sistemas de partículas se

observó que existían dos tipos de partículas: fermiones, que

cumplen el principio de exclusión, y bosones, que no lo cumplen.

y

Los fermiones son partículas que tienen espín semientero y

estado cuántico asimétrico. Son fermiones, por ejemplo, los

electrones y los quarks (estos últimos son los que forman los

protones y los neutrones).

y

En cambio, algunas partículas no obedecen a este principio, ya

que son bosones, o sea, forman estados cuánticos simétricos y

tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones

puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en

los láseres.

(10)

Número de electrones por orbital

y

Cada electrón debe tener

una “identidad” única

expresada por su conjunto

único de números cuánticos.

y

Con base a observaciones de los estados

excitados, W. Pauli formuló el “principio de

exclusión” (de Pauli) según el cual dos electrones

en un mismo átomo no pueden tener los mismos

cuatro números cuánticos.

(11)

Principio de exclusión de Pauli

y

La principal consecuencia del principio de

exclusión de Pauli es que un orbital atómico

puede tener un máximo de dos electrones que

deben tener espines opuestos.

y

El átomo de He tiene dos electrones y en su estado

fundamental los electrones deben tener los

siguientes números cuánticos

(12)

Interacciones entre electrones

y

La energía de un orbital en un átomo de varios

electrones depende primariamente del valor de n

(tamaño) y secundariamente del valor de l (forma).

y

La energía del orbital en átomos multielectrónicos

se ve afectada por:

a) la carga nuclear (Z)

b) las repulsiones entre electrones en él mismo orbital

c) el efecto pantalla de electrones más internos

(13)

Efecto de la carga nuclear

y

Según las leyes de Coulomb, cuando una carga

positiva grande atrae una carga negativa, la energía

del sistema es menor (sistema más estable), que

cuando una carga positiva pequeña lo hace, porque

las cargas se atraen una a otra con más fuerza.

y

El aumento de la carga nuclear (Z): disminuye la

(14)

Repulsión entre electrones (mismo orbital)

y

La presencia de un e- más en un orbital, incrementa

la energía de éste debido a fuerzas repulsivas.

y

Las repulsiones tienen el efecto de disminuir las

atracciones nucleares de modo que cada e

-experimenta una carga nuclear más débil de la que

tendría si el otro e

-

no estuviera presente.

y

Es como si cada

e-“escudara” o “protegiera”

al otro de la carga

nuclear total, reduciendo

ésta a una “carga

(15)

Repulsión entre electrones (orbital más interno)

y

Como los electrones “internos” pasan la mayor

parte del tiempo “entre el e- externo y el núcleo”,

evitan que el e- más externo sienta toda la

atracción nuclear, lo que hace al electrón exterior

más fácil de remover.

y

Los electrones internos protegen

a los electrones externos más

efectivamente que los electrones

del mismo subnivel.

y

Esto se conoce como

Efecto

(16)

Carga nuclear efectiva

y

Es la carga real que mantiene unido a un e

al

núcleo.

y

El apantallamiento (o efecto pantalla) reduce la

carga nuclear a una carga nuclear efectiva (Z

ef

), que

es la carga positiva que el e

-

experimenta

(17)

Carga nuclear efectiva

y

Depende de:

1) Número atómico (Z)

2) Efecto pantalla o repulsión electrónica.

y

Ambos efectos son contrapuestos:

A mayor Z mayor Z*.

A mayor apantallamiento menor Z*.

Z

efectiva

= Z -

σ

0 <

σ

< Z (

σ

= constante de apantallamiento)

Z

efectiva

Z – número de electrones internos o base

(18)
(19)

Principio de energía mínima

y

Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el

sentido de menor a mayor energía de los mismos.

Principio de máxima multiplicidad (regla de

Hund)

y

Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales

con la misma energía, los electrones se van

colocando en orbitales vacíos en ese nivel

electrónico.

y

No se coloca un segundo electrón en uno de dichos

orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel

isoenergético están semiocupados.

(20)

Energías de los orbitales

y

Teniendo en cuenta los efectos recién analizados,

las energías crecientes de los orbitales atómicos en

átomos multielectrónicos son:

1s 2s 2p 3s 3p

4s 3d

4p

5s 4d

5p 6s 4f 5d 6p 7s …

y

El esquema

muestra las

energías de los

orbitales y

cómo quedan

determinadas

por los valores

de n y de l:

(21)

Principio de llenado progresivo (de

aufbau)

y

Los electrones se

colocan siguiendo el

criterio de mínima

energía.

y

Se rellenan primero

los niveles con menor

energía y no se

rellenan niveles

superiores hasta que

no estén completos

los niveles inferiores.

(22)

2 s

3 s

2 p

3 p

4 f

Energía

4 s

4 p

3 d

5 s

5 p

4 d

6s

6 p

5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½

(23)
(24)

y

Dos electrones en un mismo orbital y que sólo difieren en el

número cuántico de spin, se dice que son electrones

apareados.

y

La configuración electrónica de menor energía tiene el

máximo de electrones desapareados

desapareado

desapareado

desapareado

(25)

y

La configuración electrónica del elemento Rb (Z=37)

es:

y

La configuración electrónica del gas noble anterior más

próximo al elemento se denomina “kernel”. El kernel del

Rb es el Kr

(26)

y

La configuración electrónica de un elemento se

puede escribir en forma abreviada usando el kernel

cuya configuración se representa por el símbolo del

gas noble entre paréntesis [ ].

Los kernel son:

[He] ó [Ne] ó [Ar] ó [Kr] ó [Xe] ó [Rn]

y

El kernel del Rb (Z = 37) es el [Kr] puesto que el Kr

es el gas noble anterior más cercano al Rb. Así la

configuración electrónica del Rb se puede escribir

en forma abreviada (condensada):

(27)

Categorías de electrones

y

Se distinguen tres categorías de electrones:

1) electrones internos

, son los del kernel, están en

los niveles inferiores de energía,

2) electrones externos,

son los que están en los

niveles más altos de energía, los que tienen el

mayor valor de n y en promedio están más alejados

del núcleo,

3) electrones de valencia,

son los electrones

(externos) que se involucran en la formación de

moléculas y de compuestos.

(28)

Configuraciones electrónicas

Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales

Configuración Electrónica

Li

3

1s

2

2s

1

Be

4

1s

2

2s

2

B

5

1s

2

2s

2

2p

1

C

6

1s

2

2s

2

2p

2

N

7

1s

2

2s

2

2p

3

Ne

10

1s

2

2s

2

2p

6

Na

11

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

electrón

de valencia

(29)

Categorías de elementos:

y

Se distinguen 3 categorías de elementos:

y

1) elementos representativos

, los que tienen

electrones de valencia “s” y/o “p”, incompletos.

y

2) elementos de transición

, los que tienen

electrones de valencia en orbitales “d” incompleto.

y

3) elementos de transición interna

, los que tienen

(30)

La “Geografía” de la Tabla

Periódica actual

(31)
(32)

Las columnas verticales de la Tabla Periódica se

denominan GRUPOS (o FAMILIAS)

Los elementos que conforman

un mismo grupo presentan

propiedades físicas y químicas

similares.

(33)

ns

1

ns

2

ns

2

np

1

ns

2

np

2

ns

2

np

3

ns

2

np

4

ns

2

np

5

ns

2

np

6

d

1

d

5

d

10

4f

5f

Configuración electrónica de los elementos

en su estado natural

(34)

Los elementos del mismo grupo tienen la misma

configuración electrónica del último nivel energético.

Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo

Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10

(35)
(36)
(37)
(38)

Metales de transición internos

Estos elementos se llaman

también tierras raras.

(39)
(40)
(41)

Elementos del Grupo 8A (ns

2

np

6

, n

2)

y

Niveles ns y subniveles

np completamente llenos.

y

Energías de ionización

más altas que las de

todos los elementos.

y

No tienden a aceptar ni a

donar electrones, por lo

que difícilmente

reaccionan y por eso se

les conoce como gases

nobles

(42)

Propiedades

periódicas

(43)
(44)

Configuraciones electrónicas de los iones

El sodio tiene que

perder un electrón o

ganar siete electrones.

Por ello, el ión Na

+

es el

único estado de

oxidación de este metal.

Las configuraciones electrónicas del tipo gas

noble (s

2

p

6

) son las más estables, por lo que los

iones tienden a poseer tal configuración.

n s

2

p

6

gana 7 e

pierde 1 e

gana 7 e

(45)

Configuraciones electrónicas de los iones

gana 1 e

pierde 7 e

En el caso del Cl, tratar de adquirir la configuración de gas

noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello

explica que el estado de oxidación más frecuente sea –1,

(46)

Configuraciones electrónicas de cationes y

aniones de elementos representativos

Na [Ne]3s

1

Na

+

[Ne]

Ca [Ar]4s

2

Ca

2+

[Ar]

Al [Ne]3s

2

3p

1

Al

3+

[Ne]

Los átomos ceden electrones de

modo que los cationes adquieren

la configuración electrónica de un

gas noble.

H 1s

1

H

-

1s

2

o [He]

F 1s

2

2s

2

2p

5

F

-

1s

2

2s

2

2p

6

o [Ne]

O 1s

2

2s

2

2p

4

O

2-

1s

2

2s

2

2p

6

o [Ne]

N 1s

2

2s

2

2p

3

N

3-

1s

2

2s

2

2p

6

o [Ne]

Los átomos aceptan

electrones de modo que los

aniones adquieren la

configuración electrónica de

un gas noble.

(47)

Propiedades Periódicas

y

Son propiedades

mensurables para

los elementos

y

Al analizar sus

valores en función

del número

atómico, tienen un

comportamiento

que se repite

periódicamente

(48)

Propiedades Periódicas relacionadas con

Reactividad

y

Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y

las energías asociadas con la eliminación o adición de

electrones, son de importancia para poder explicar las

propiedades químicas de los elementos. El conocimiento

de la variación de estas propiedades permite poder

racionalizar las observaciones y predecir un

comportamiento químico o estructural determinado.

y

- Radio atómico y radio iónico.

y

- Energía de ionización.

y

- Afinidad electrónica.

(49)

Radios

y

Radio atómico: es la mitad de la distancia entre los

(50)

Radio atómico

Aum

enta e

l radio

atóm

ico

Au

m

en

ta

e

l r

ad

io

at

óm

ico

Variación del radio atómico en

relación al número atómico.

(51)
(52)

El

catión

siempre es

más pequeño

que el átomo a partir del

cual se formó.

El

anión

siempre es

más grande

que el átomo a partir del

cual se formó.

(53)

Radio Iónico

(54)

-Radio Covalente

: la mitad de la distancia internuclear en las moléculas

diatómicas gaseosas de los elementos no metálicos: O

2

, F

2

, Cl

2

, N

2

Radio metálico

: la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos

en la red metálica.

(55)

Es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un

electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.

I

1

+ X

(

g)

X

+

(

g)

+ e

-I

2

+ X

+

(

g)

X

2+

(

g)

+ e

-I

3

+ X

2+

(

g)

X

3+

(

g)

+ e

-I

1

primera energía de ionización

I

2

segunda energía de ionización

I

3

tercera energía de ionización

I

1

<

I

2

<

I

3

(56)

n=1 completo

n=2 completo

n=3 completo

n=4 completo

n=5 completo

(57)

Tendencia general en la 1ra energía de ionización

Incremento de la primera energía de ioniz

ación

(58)

Energía de ionización

Energía de ionización (kJ/mol)

Aumenta

E. Ioniza

ción

A

um

en

ta

E

. I

on

iz

ac

n

(59)

y

Las energías de ionización ayudan a entender la

formación de iones con determinados estados de

oxidación

(60)

Afinidad electrónica

o

electroafinidad

es el cambio de

energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un

átomo en estado gaseoso para formar un anión.

X

(

g)

+ e

-

X

-

(

g)

F

(

g)

+ e

-

X

-(

g)

O

(

g)

+ e

-

O

-(

g)

Afinidad electrónica

(61)
(62)

Es la capacidad de un átomo en una molécula para

atraer electrones hacia sí.

Escala estandarizada a X(F)=4

Electronegatividad

Escala de Pauling

D(AB)calc=[D(A

2

)x D(B

2

)]

1/2

Δ

= D(AB)

exp

–D(AB)

calc

EN

A

–EN

B

= 0,102

Δ

1/2

EN

F

= 4

D= energía de

disociación de la

molécula

(63)

Escala

estandarizada

a X(F)=4

Electronegatividad

EN:aumenta de izquierda a derecha en el período y

disminuye de arriba hacia abajo en el grupo

(64)

Los elementos con bajos potenciales de ionización

y bajas afinidades electrónicas son electropositivos

y tienen carácter metálico

Los elementos con altos potenciales de ionización y

altas afinidades electrónicas son electronegativos y

tienen carácter no metálico

El Flúor es el elemento más electronegativo de la

tabla periódica

El Francio es el elemento más electropositivo de la

tabla periódica

(65)

Disminuye la

electronegatividad

Disminuye la

electronegatividad

(66)

Variación de las propiedades periódicas

en el sistema periódico

Figure

Actualización...

Referencias