Propiedades periódicas y configuraciones electrónicas

1

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Y

PERIODICIDAD

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Y

PERIODICIDAD

2

En la TP actual los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) y se disponen en:

GRUPOS

Son las columnas de la tabla

PERÍODOS

Son las filas de la tabla

TABLA PERIÓDICA

A lo largo de la historia se ha intentado agrupar los elementos de modo de ubicar juntos aquellos que poseen propiedades similares. Dimitri Ivanovitch Mendeleïev, químico ruso ( 1834-1907) fue el creador de la Tabla Periódica de los elementos químicos. Ordenó los elementos por sus masas atómicas crecientes.

4

Einstein

Heisenberg

De Broglie

Siglo XXSiglo XX

Max Plank

Schoedinger

5

MODELO MECÁNICO – CUÁNTICO ONDULATORIO

L.de Broglie G.P.TThomson

W. Heisenberg

E. Schrodinger

6

ERWIN SCHRODINGERECUACIÓN DE ONDA PARA EL ELECTRÓN

Describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas Incorpora

Comportamiento como partícula, en términos de masa

Comportamiento como onda en términos de una función de onda Ψ que depende de la ubicación de la partícula en el espacio del átomo.

Probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del átomo, es proporcional al

cuadrado de la función de ondaΨ función de onda para el comportamiento ondulatorio del electrón

Ψ2 probabilidad ubicar al electrón

Analogía con la teoría ondulatoria de la luz:

La intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la amplitud de onda Ψ2 El lugar más probable de encontrar al fotón, es donde hay mayor intensidad de luz

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Densidad electrónica: probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del átomo

ORBITAL ATÓMICO: función de onda del electrón en el átomo Ψ

Distribución de densidad electrónica: cuadrado de la función de onda asociada al orbital Ψ2

Limitaciones : válido para átomos con un electrón y un protón

Aproximación: para átomos polielectrónicos.

NÚMEROS CUÁNTICOS

Solución de la ecuación de onda para el electrón del hidrógeno

Describen el comportamiento y estados energéticos del electrón del hidrógeno

n ɭml

ms

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ORDENAMIENTO ELECTRÓNICO ORDENAMIENTO ELECTRÓNICO EN EL ÁTOMOEN EL ÁTOMO

ORDENAMIENTO ELECTRÓNICO ORDENAMIENTO ELECTRÓNICO EN EL ÁTOMOEN EL ÁTOMO

Los electrones en los átomos se disponen en:Los electrones en los átomos se disponen en:

NivelesNiveles (n) (n)

SubnivelesSubniveles (l) (l)

OrbitalesOrbitales (m (mll))

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n ---> niveln ---> nivel 1, 2, 3, 4, ...1, 2, 3, 4, ...

l ---> subnivell ---> subnivel 0, 1, 2, ... n - 10, 1, 2, ... n - 1

m ---> orbital m ---> orbital -l ... 0 ... +l-l ... 0 ... +l

s ---> spins ---> spin +1/2 y -1/2+1/2 y -1/2

n ---> niveln ---> nivel 1, 2, 3, 4, ...1, 2, 3, 4, ...

l ---> subnivell ---> subnivel 0, 1, 2, ... n - 10, 1, 2, ... n - 1

m ---> orbital m ---> orbital -l ... 0 ... +l-l ... 0 ... +l

s ---> spins ---> spin +1/2 y -1/2+1/2 y -1/2

NÚMEROS CUÁNTICOSNÚMEROS CUÁNTICOSNÚMEROS CUÁNTICOSNÚMEROS CUÁNTICOS

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ORDEN DE ASIGNACIÓN DE ELECTRONES

11

ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAELECTRÓNICA


11 s

Valor de nValor de l

n° deelectrones

notación notación spdfspdfPara el H (Z = 1)

Hay dos formas de configuración electrónica de un átomo. Una es la “spdf”

Hay dos formas de configuración electrónica de un átomo. Una es la “spdf”

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Las flechas señalan el spin de los electrones

Notación de “orbital caja”Para el He (Z = 2)

1s

21s

Un electrón tiene Un electrón tiene n = 1, l = 0, m = 0, s = + 1/2n = 1, l = 0, m = 0, s = + 1/2El otro tieneEl otro tiene n = 1, l = 0, m = 0, s = - 1/2n = 1, l = 0, m = 0, s = - 1/2



Otra es la notación del “orbital caja”

Otra es la notación del “orbital caja”

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LOS BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO

14

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA

15

LOS BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO

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Su electrón diferenciante se ubica en un orbital d

A) Elementos representativos

B) Metales de transición

C) Metales de transición interna

ExcepcionesEl hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques. Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn, Cd, Hg), no se consideran elementos de transición.

Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f

BLOQUES Y CAPA DE VALENCIA

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PROPIEDADES PERIÓDICAS

Radio atómico: indica el tamaño del átomo. Varía Periódicamente con la colocación de los elementos en la T.P.

Disminuye de izquierda a derecha y aumenta de arriba hacia abajo.

Electronegatividad: medida de la atracción que ejerce un átomo por los electrones del enlace que ha formado con otro átomo.

Decrece hacia abajo en una familia y crece hacia la derecha en un período.

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Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.

TAMAÑO RELATIVO DE LOS ÁTOMOS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Los radios de los átomos (expresados en nm) varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico

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En un grupo: el radio atómico aumenta al descender en un grupo

Efecto de contracción: al descender en el grupo aumenta el número atómico y por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza: disminuye el radio.

Efecto de apantallamiento: al descender en el grupo, aumenta el número de capas electrónicas: el radio aumenta (factor que prevalece).

En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período

Al aumentar el número de electrones en la misma capa y aumentar la carga nuclear (efecto de apantallamiento) los electrones se acercan más al núcleo.

• Dentro de cada período, los átomos de los metales alcalinos son los más grandes. Los de menor volumen son los de transición y los del grupo 13

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ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA: IONESESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA: IONES..ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA: IONESESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA: IONES..Si un átomo pierde electrones, se convierte en una especie cargada denominada ion

Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina anión

Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión

Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones

Metales

No metales

Semimetales

Gases nobles

Tipo de elemento Ejemplo Facilidad para formar iones

Li, Be, Re, Ag

O, F, I, P

Si, Ge

He, Ne, Ar

Forman fácilmente iones positivos

Forman fácilmente iones negativos

Forman con dificultad iones positivos

No forman iones

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TAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICO

Li,152 pm3e- y 3p+

El tamaño, El tamaño, ¿aumenta o ¿aumenta o disminuye cuando disminuye cuando el Li pierde un e- el Li pierde un e- para formar un para formar un catión?catión?

El tamaño, El tamaño, ¿aumenta o ¿aumenta o disminuye cuando disminuye cuando el Li pierde un e- el Li pierde un e- para formar un para formar un catión?catión?

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• Los CATIONES son más PEQUEÑOS que los átomos de los que provienen.

• La atracción electrón/protón aumenta cuando el tamaño DISMINUYE.

Li,152 pm3e- y 3p+

Li +, 78 pm2e- y 3 p+

+Formación de

un catiónFormación de

un catión

TAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICO

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CATIONES Y TAMAÑO

Los “Señores” Hierro y Manganeso guardan, a veces, “una mano” en su bolsillo. Curiosamente, cuando la sacan ¡adelgazan!.

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F,64 pm9e- y 9p+

¿Aumenta o disminuye el tamaño cuando el átomo gana un electrón para formar un anión?

¿Aumenta o disminuye el tamaño cuando el átomo gana un electrón para formar un anión?


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• Los ANIONES son más GRANDES que los átomos de los que provienen.• La atracción electrón/protón disminuye cuando el tamaño AUMENTA.

• La periodicidad en el tamaño iónico sigue la misma tendencia que en el tamaño atómico.

Formación de un aniónFormación

de un aniónF, 71 pm9e- y 9p+

F-, 133 pm10e- y 9p+

-


27

IONES Y VOLUMEN

La excitación hace “adelgazar” a los “caballeros” ...

...pero hace “engordar” a las “damas”

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PERIODICIDAD EN EL TAMAÑO IÓNICOPERIODICIDAD EN EL TAMAÑO IÓNICOPERIODICIDAD EN EL TAMAÑO IÓNICOPERIODICIDAD EN EL TAMAÑO IÓNICO

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REACCIONES REDOXREACCIONES REDOX

. ¿Por qué los metales tienden a perder electrones en sus reacciones?

- ¿Por qué el Mg forma cationes Mg2+ y no Mg3+?

- ¿Por qué los no metales tienden a aceptar electrones?

. ¿Por qué los metales tienden a perder electrones en sus reacciones?

- ¿Por qué el Mg forma cationes Mg2+ y no Mg3+?

- ¿Por qué los no metales tienden a aceptar electrones?

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La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso

Ca (g) + EI Ca+ (g) + e-

La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado:

Ca+ (g) + 2ªEI Ca 2+ (g) + e-

La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

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ENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EIENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EI

EI = energía requerida para remover un electrón, de un átomo en estado gaseoso.

Mg (g) + 738 kJ Mg (g) + 738 kJ ------> Mg> Mg++ (g) + e- (g) + e-

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1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23 25 27 29 31 33 350

500

1000

1500

2000

2500

1st Ionization energy (kJ/mol)

Atomic NumberH Li Na K

HeNe

ArKr

ENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EIIENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EII

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• EI aumenta a lo largo de un período porque Z* aumenta.

• Los metales pierden electrones con mayor facilidad que los no metales.

• Los metales son buenos agentes reductores.

• Los no metales pierden electrones con dificultad.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EIENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EI

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EI disminuye al descender en el grupo porque el radio atómico aumenta

• El poder reductor generalmente aumenta cuando descendemos en la Tabla Periódica.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EIIENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EENERGÍA DE IONIZACIÓN PRIMARIA EII

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ELECTRONEGATIVIDADELECTRONEGATIVIDADELECTRONEGATIVIDADELECTRONEGATIVIDAD

Es una medida de la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones en los enlaces. Es una una propiedad de los átomos enlazadosa como una propiedad de los átomos aislados, su valor es:

Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias, en una escala de 0 a 4. Al flúor le asignó el valor más alto por ser el elemento más electronegativo.

La EN aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo.

El valor máximo será el del grupo VIIA y el valor nulo es el de los gases nobles

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AFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICA

Unos pocos elementos GANAN electrones para formar aniones.

La afinidad electrónica es el cambio energético que acompaña la ganancia de un electrón (se expresa su valor por mol de átomos ionizados):

A(g) + e- ---> A-(g) A.E. = ∆E

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AFINIDAD ELECTRÓNICA DEL OXÍGENOAFINIDAD ELECTRÓNICA DEL OXÍGENO

∆E es EXOtérmica porque el O tiene tendencia a ganar e-.

[He] O:

AE = - 141 kJ/mol

+ electrón

O-: [He]

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AFINIDAD ELECTRÓNICA DEL NITRÓGENOAFINIDAD ELECTRÓNICA DEL NITRÓGENO

∆E es cero para la formación del N- debido a las repulsiones electrón-electrón

EA = 0 kJ

[He] N:

[He] N-:

+ electrón

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• La afinidad electrónica aumenta a lo largo de un período (AE se hace “más negativa”).

• La afinidad electrónica disminuye a lo largo de un grupo (AE se hace “menos negativa”).

Átomo EA(KJ/mol)Átomo EA(KJ/mol)

FF -328 -328 ClCl -349 -349 BrBr -325-325II -295-295

Átomo EA(KJ/mol)Átomo EA(KJ/mol)

FF -328 -328 ClCl -349 -349 BrBr -325-325II -295-295

PERIODICIDAD DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA

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VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES CON LA UBICACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES CON LA UBICACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

Propiedades periódicas y configuraciones electrónicas

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