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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Y
PERIODICIDAD
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Y
PERIODICIDAD
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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.
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Einstein
Heisenberg
De Broglie
Siglo XXSiglo XX
Max Plank
Schoedinger
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MODELO MECÁNICO – CUÁNTICO ONDULATORIO
L.de Broglie G.P.TThomson
W. Heisenberg
E. Schrodinger
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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
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ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAELECTRÓNICA
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
ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAELECTRÓNICA
ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ESCRIBIENDO LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAELECTRÓNICA
Otra es la notación del “orbital caja”
Otra es la notación del “orbital caja”
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LOS BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
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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?
TAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICO
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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+
-
TAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICOTAMAÑO IÓNICO
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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
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