Tema 2: Estructura electrónica de los átomos.
Sistema Periódico
2.1. Modelo mecanocuántico del átomo
2.2. Orbitales atómicos
2.3. Energía de los orbitales atómicos
2.4. Configuraciones electrónicas
2.1. Modelo mecanocuántico del átomo
• Por el Principio de Incertidumbre, base de la mecánica cuántica, debe considerarse al electrón no como una partícula perfectamente localizada, sino como una nube de carga alrededor del núcleo. La zona donde la nube es más densa es la de mayor probabilidad de encontrarlo (orbital atómico). • Cada orbital atómico viene determinado por el valor de tres números
cuánticos:
a) Número cuántico principal, n: Indica el nivel de energía o capa electrónica en la que se encuentra el electrón. n = 1, 2, 3, … Explica el tamaño del orbital.
b) Número cuántico secundario, l: Indica el subnivel de energía al que pertenece un electrón dentro de un mismo nivel. Explica la forma del orbital. l = 0, 1, …, n-1.
c) Número cuántico magnético, ml: Indica las posibles orientaciones espaciales del orbital. m = -l, -l+1, …,0,…,l-1, l.
2.2. Orbitales atómicos
•
Con los valores posibles de los números cuánticos podemos ya
configurar el átomo; es decir, especificar qué tipo de orbitales
existen y cómo están distribuidos en cada nivel energético (o capa
electrónica).
•
Distribución de los orbitales en el átomo:
n
l
Tipo orbital
m
lTotal orbitales Significado
1
0
s
0
1
1s
2
0
s
0
1
2s
1
p
-1, 0, +1
3
2p
x,2p
y,2p
z3
0
s
0
1
3s
1
p
-1, 0, +1
3
3p
x,3p
y,3p
z2
d
-2,-1,0,+1,+2
5
3dxy,3dxz,3dyz,2.3. Energía de los orbitales atómicos
•
Un orbital es tanto más estable cuanto menor sea su energía.
•
Regla n+l
:
a) La energía de los orbitales atómicos, y por tanto su inestabilidad, aumenta a medida que lo hace el valor de n+l.
b) Cuando para dos orbitales la suma n+l es la misma (orbitales degenerados), tiene mayor energía aquel con un valor más alto de n. Ejemplo: 2s(n+l=2) < 2p(n+l=3) < 3s(n+l=3) < 3p(n+l=4) < 4s(n+l 4) < 3d
(n+l= 5)
2.4. Configuraciones electrónicas
•
Una
configuración electrónica
es la distribución de los
electrones en un átomo o ion en sus respectivos orbitales.
•
Principio de exclusión de Pauli
:
En un mismo átomo no
pueden existir dos electrones con los valores de los cuatro
números cuánticos iguales. Consecuencias:
a) Cada orbital solo puede albergar un máximo de dos electrones. b) Estos electrones han de tener espines opuestos (apareados).
c) El número máximo de electrones en una capa electrónica es 2n2.
•
Diagrama de ocupación de orbitales:
Orden creciente de
energía (
diagrama de Moeller
).
•
Diamagnetismo
y
Paramagnetismo:
Decimos
que
una
sustancia es
paramagnética
cuando es atraída débilmente por
un imán. Por el contrario, una sustancia
diamagnética
es
aquella que no es atraída por un imán.
a) Cuando existen electrones desapareados, por tanto con espines paralelos, los campos magnéticos de cada electrón se refuerzan. Estamos ante una especie paramagnética.
Ejemplos: C (1s2 2s2 2p2) ; N (1s2 2s2 2p3)
b) Si los electrones se encuentran apareados, por tanto con espines antiparalelos u opuestos, los efectos magnéticos se cancelan. Estamos ante una especie diamagnética.
Ejemplos: Be (1s2 2s2); Ne (1s2 2s2 2p6)
•
Estabilidad adicional de un subnivel semilleno:
En el caso de
elementos
de
transición
o
de
transición
interna
la
configuración electrónica es diferente a la esperada. Esto es
porque cuando el subnivel de tipo d o f queda semilleno se
estabiliza, por lo que tenderá a alcanzar dicha configuración.
2.5. Sistema Periódico actual
• Criterio de ordenación: Los elementos se colocan por orden creciente del número atómico (Z).
• Estructura: El Sistema Periódico actual consta de 7 filas horizontales (períodos) y 18 columnas (grupos).
• Todos los elementos de un mismo grupo tienen idéntica configuración electrónica en su capa más externa (capa de valencia). Estos electrones se denominan
electrones de valencia, y son los responsables de sus propiedades químicas y del tipo de enlace que van a presentar.
• Sistema Periódico actual: Los elementos se clasifican en:
a) Metales y no metales: Los primeros en la parte izquierda y los segundos a la derecha. Entre medias se sitúan los semimetales. Excepción: Hidrógeno.
b) Elementos representativos: Van marcados con la letra A. Van completando los subniveles s y p de la última capa. El número de electrones de la última capa coincide siempre con el número del grupo al que pertenece.
c) Elementos de transición: Situados en el centro de la tabla, en grupos señalados con la letra B (grupos 3 al 12). Completan el subnivel d en la penúltima capa.
d) Elementos de transición interna: Son los lantánidos y actínidos. Se colocan debajo del resto para no alargar demasiado la tabla. Van completando el
2.6. Propiedades periódicas
•
Hay una serie de propiedades que varían periódicamente en el
Sistema Periódico. Tienen que ver con lo fuerte o débilmente
atraídos que están los electrones de valencia por el núcleo.
1. Radio atómico y radio iónico: En un mismo grupo el radio aumenta hacia abajo ya que es mayor el número de capas electrónicas. En un mismo período el radio disminuye hacia la derecha ya que, siendo igual el número de capas electrónicas, la carga nuclear va siendo mayor hacia la derecha.
El radio de un ion positivo (catión) es menor que el de su elemento
El radio de un ion negativo (anión) es mayor que el de su elemento
En un mismo período, los radios catiónicos disminuyen hacia la derecha ya que la carga nuclear es mayor. En cambio los radios aniónicos aumentan hacia la derecha.
2. Energía de ionización: Es la mínima energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso y en su estado fundamental. (kJ/mol)
– Dentro de un mismo grupo la energía de ionización aumenta hacia arriba ya que al haber menos capas electrónicas los electrones están más cerca del núcleo.
– En un mismo período, la energía de ionización aumenta hacia la derecha puesto que la carga nuclear es mayor y atrae con más fuerza a los electrones.
3. Afinidad electrónica: Es la energía desprendida (a veces absorbida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ion negativo. Suele ser negativa.
En el Sistema Periódico el valor absoluto de la afinidad electrónica varía de la misma forma que la energía de ionización.
4. Electronegatividad: Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento dado de atraer hacia sí los pares de electrones compartidos de un enlace covalente.
