Configuración electrónica y Tabla Periódica -...

Dra. Patricia Satti, UNRN TABLA PERIODICA

Configuración electrónica y Tabla

Periódica

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN TABLA PERIODICA

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?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?


Tabla periódicaEl ordenamiento se hizo según masa atómica creciente.


Inicios de la tabla periódicaEn 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).Incluso llegó a predecir propiedades de elementos aún no descubiertos.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).


Átomos plurielectrónicos

La ecuación de Schrödinger no da soluciones exactas para átomos multielectrónicos, pero sí da soluciones aproximadas.Estas soluciones muestran que los orbitales atómicos de átomos de varios electrones son semejantes al hidrógeno.


Átomos plurielectrónicos

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 cuántico2) un límite en el número de electrones permitidos

en un orbital dado3) interacciones complejas de electrones en

orbitales en diferentes niveles de energía


Cuarto número cuántico

Experimento de Stern y GerlachCada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s Los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).


Espín del electrónEs un momento angular intrínseco que posee cada electrón.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!).Se describe por un número cuántico ms que tiene el valor ½para todos los electrones.No sale de la resolución de la ecuación de Schrödinger.La dirección del momento angular de espín (valor de ms) describe la orientación del espín frente a un campo magnético: puede ser hacia las agujas del reloj (- ½ ó ↓) ócontra las agujas del reloj (½ ó ↑).

OPC.


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. 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.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). 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.

OPC.


Número de electrones por orbital

Cada electrón debe tener una “identidad” única expresada por su conjunto único de números cuánticos.

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.


Principio de exclusión de PauliLa 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.El átomo de He tiene dos electrones y en su estado fundamental los electrones deben tener los siguientes números cuánticos


Interacciones entre electronesLa energía de un orbital en un átomo de varios electrones depende primariamente del valor de n (tamaño) y secundariamente del valor de l (forma).La energía del orbital en átomos multielectrónicos se ve afectada por:

a) la carga nuclear (Z)b) las repulsiones entre electrones en él mismo orbitalc) el efecto pantalla de electrones más internos


Efecto de la carga nuclearSegún 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.El aumento de la carga nuclear (Z): disminuye la energía del orbital (E más negativa).


Repulsión entre electrones (mismo orbital)La presencia de un e- más en un orbital, incrementa la energía de éste debido a fuerzas repulsivas.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. Es como si cada e-“escudara” o “protegiera”al otro de la carga nuclear total, reduciendo ésta a una “carga nuclear efectiva” menor


Repulsión entre electrones (orbital más interno)

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.

Los electrones internos protegen a los electrones externos más efectivamente que los electrones del mismo subnivel.Esto se conoce como Efecto “pantalla”


Carga nuclear efectivaEs la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo.El apantallamiento (o efecto pantalla) reduce la carga nuclear a una carga nuclear efectiva (Zef), que es la carga positiva que el e- experimenta realmente.


Carga nuclear efectivaDepende de:

1) Número atómico (Z)2) Efecto pantalla o repulsión electrónica.

Ambos efectos son contrapuestos:A mayor Z mayor Z*.A mayor apantallamiento menor Z*.

Zefectiva = Z - σ 0 < σ < Z (σ = constante de apantallamiento)

Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos o base


Principio de energía mínimaLos electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos.

Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)

Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando en orbitales vacíos en ese nivel electrónico.No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.


Energías de los orbitalesTeniendo 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 …

El esquema muestra las energías de los orbitales y cómo quedan determinadas por los valores de n y de l:


Principio de llenado progresivo (de aufbau)Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía.Se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.


1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 fE

nerg

ía

4 s4 p 3 d

5 s

5 p4 d

6s

6 p5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½


Dos electrones en un mismo orbital y que sólo difieren en el número cuántico de spin, se dice que son electrones apareados.La configuración electrónica de menor energía tiene el máximo de electrones desapareados

desapareado

desapareado

desapareado

desapareado


La configuración electrónica del elemento Rb (Z=37) es:

La configuración electrónica del gas noble anterior más próximo al elemento se denomina “kernel”. El kernel del Rb es el Kr


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]

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):

[Kr] 5s1


Categorías de electronesSe 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.


Configuraciones electrónicasElemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica

Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

N 7 1s2 2s2 2p3

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

electrónde valencia


Categorías de elementos:Se distinguen 3 categorías de elementos:1) elementos representativos, los que tienen electrones de valencia “s” y/o “p”, incompletos.2) elementos de transición, los que tienen electrones de valencia en orbitales “d” incompleto.3) elementos de transición interna, los que tienen electrones de valencia en orbitales “f” incompleto


La “Geografía” de la Tabla Periódica actual

El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO.

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.


ns1

ns2

ns2 n

p1

ns2 n

p2

ns2 n

p3

ns2 n

p4

ns2 n

p5

ns2 n

p6

d1 d5 d10

4f

5f

Configuración electrónica de los elementos en su estado natural

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

Metales alcalinos

Metales alcalinotérreos

Metales de transición

Metales de transición internos

Estos elementos se llaman también tierras raras.

Halógenos

Gases Nobles


Elementos del Grupo 8A (ns2 np6, n ≥ 2)

Niveles ns y subniveles np completamente llenos. Energías de ionización más altas que las de todos los elementos.No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles

Dra. Patricia Satti, UNRN TABLA PERIODICA

Propiedades periódicas


PROPIEDADES PERIODICAS


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 (s2p6) son las más estables, por lo que los

iones tienden a poseer tal configuración.

n s2p6

gana 7 e

pierde 1 e

gana 7 e

pierde 1 e


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, correspondiente al ión cloruro.


Configuraciones electrónicas de cationes y aniones de elementos representativos

Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]

Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]

Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]

Los átomos ceden electrones de modo que los cationes adquieren la configuración electrónica de un gas noble.

H 1s1 H- 1s2 o [He]

F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 o [Ne]

O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 o [Ne]

N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 o [Ne]

Los átomos aceptan electrones de modo que los aniones adquieren la configuración electrónica de un gas noble.


Propiedades Periódicas

Son propiedades mensurables para los elementosAl analizar sus valores en función del número atómico, tienen un comportamiento que se repite periódicamente


Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad

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.

- Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización.

- Afinidad electrónica. - Electronegatividad.


RadiosRadio atómico: es la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos vecinos


Radio atómico

Aumenta el radio atómicoAumen

ta el

radio at

ómico

Variación del radio atómico en relación al número atómico.


Comparación de radios atómicos con radios iónicos


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.


Radio Iónico

A → A+ + e A + e → A-


Radio Covalente: la mitad de la distancia internuclear en las moléculas diatómicas gaseosas de los elementos no metálicos: O2, F2, Cl2, N2Radio metálico: la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos en la red metálica.

Radios Atómicos (Volúmenes atómicos)


Es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.

I1 + X (g) X+(g) + e-

I2 + X+(g) X2+

(g) + e-

I3 + X2+(g) X3+

(g) + e-

I1 primera energía de ionización

I2 segunda energía de ionización

I3 tercera energía de ionización

I1 < I2 < I3

Energía de ionización


n=1 completo

n=2 completo

n=3 completo

n=4 completo n=5 completo

Variación de la primera energía de ionización


Tendencia general en la 1ra energía de ionizaciónIn

crem

ento

de

la p

rimer

a en

ergí

a de

ioni

zaci

ón Incremento de la primera energía de ionización


Energía de ionización

Ene

rgía

de

ioni

zaci

ón (k

J/m

ol)

Aumenta E. Ionización Aum

enta

E. I

oniza

ción


Las energías de ionización ayudan a entender la formación de iones con determinados estados de oxidación


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


Variación de afinidad electrónica con el No atómico


Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. Escala estandarizada a X(F)=4

Electronegatividad

Escala de PaulingD(AB)calc=[D(A2)x D(B2)]1/2

Δ= D(AB)exp –D(AB)calc

ENA–ENB= 0,102 Δ1/2

ENF= 4

D= energía de disociación de la molécula


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


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


Disminuye la electronegatividad

Disminuye la electronegatividad

Electronegatividad


Variación de las propiedades periódicas en el sistema periódico

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