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TEMA 1
Definición y características generales de los elementos de
transición.
Posición en la Tabla Periódica.
Configuraciones electrónicas de los átomos y de los iones.
Factores que determinan las configuraciones electrónicas de
los átomos y de los iones de los metales de transición: a)
Efecto de penetración. b) Efecto de apantallamiento. e)
Interacciones directas entre los electrones (acoplamiento LS,
reglas de Russel-Saaunders) y otros factores. Problemas.
Definición:
Cotton pag 567
1) La definición estricta incluye a todo aquellos, como elemento, que
poseen capas d o f parcialmente llenas.
2) Una definición más amplia incluya también a todos los elementos que
tengan capas d o f parcialmente llenas en cualquiera de sus estados de
oxidación más comunes.
Con 1) quedan fuera de la definición Cu, Ag y Au.
Con 2) estos se incluyen gracias al CuII 3d9, AgII 4d9 muy inestable y AuIII
5d8
Configuración electrónica: (n)s2 (n-1)dx (np0)
Ejemplos
Z = 29
Z = 47
Z = 79
Cu: 4s23d9
Ag: 5s24d9
Au: 6s25d8
Cu(II): 3d9
Ag(II): 4d9
Au(III): 5d8
Características de los metales de transición
Todos son metales
Son metales duros, fuertes, de elevado punto de fusión y ebullición, buenos
conductores del calor y la electricidad
Muchos de ellos son lo suficientemente electropositivos como para ser
atacados por ácidos minerales, pero algunos de ellos son nobles, es decir que
su potencial de electrodo es tan bajo que no son afectados por los ácidos
simples.
Con muy pocas excepciones, poseen valencia variable
 Sus compuestos por lo general son coloreados en sus diferentes estados de
oxidación
 Debido a sus capas incompletas forman por lo menos algunos compuestos
paramagnéticos
Sin embargo, las propiedades más relevantes son:
Las energías de enlace.
Los radios atómicos e iónicos.
Los potenciales de ionización.
Características de los metales de transición
 Algunos son electropositivos y otros son nobles.
 Valencias, número de coordinación y geometrías de los compuestos
variables.
 En algunos casos las configuraciones electrónicas no son las
esperadas.
 Todos son metales y presentan propiedades metálicas.
 Poseen conductividad eléctrica y calórica.
 Diferencias en el comportamiento magnético.
 Forman aleaciones
Nombre
Composición en %
Monel
68-69 de Níquel; 28-29
de Cobre el
restoHierro; Mangane
so ySilicio
Esta aleación es termo estable hasta los 750 oC
y termorresistente hasta los 500 oC. Tiene la resistencia a
la corrosión equivalente del níquel,
Alpaca;
Plata
alemana;
Plata china
Hasta 45 de Cinc;
hasta 35 de Níquel; el
resto es Cobre.
Color plateado, alta resistencia a la corrosión y elevada plasticidad
y soldabilidad lo que lo hace muy apropiado para la sustitución de
la plata en muchas aplicaciones.
83 de Estaño; 11
deAntimonio; 6 de
Cobre.
Especialmente resistente al rozamiento lubricado, resulta el mejor
de los materiales para cojinetes.
59 de Cobre; 40 de
Níquel; 1 de
Manganeso.
Su resistencia eléctrica cambia muy poco con la temperatura, se
usa para reóstatos y resistencias eléctricas.
60 de Níquel; 15
deCromo; el resto es
Hierro.
Alta termorresistencia y se usa para la fabricación de resistencias
eléctricas de calentamiento para hornos.
36 de Níquel; el resto
es Hierro.
No presenta dilatación térmica hasta los 100 oC.
Babbitt
Constantan
Ni-crom
Invar
Permaloy
78.5 de Níquel; 21.5 de
Hierro
Propiedades
Altas propiedades ferro-magnéticas y se usa como material para la
fabricación de núcleos de transformadores.
La tabla periódica es el marco que sirve como base a gran
parte de nuestra comprensión de la química inorgánica
Representativos
Representativos
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
3d
4d
3p
4p
5p
5d
6d
6p
7p
De transición
4f Lantanoides
5f Actinoides
1s
2p
Los elementos de transición suelen subdividirse en tres grupos principales:
i. Los elementos de transición propiamente dichos, o elementos del bloque d.
ii. Los lantánidos y….
iii. Los actínidos.
Los elementos de transición suelen subdividirse en tres grupos principales
Lantánidos
Lantánidos, grupo de elementos químicos del sistema periódico
conocidos también como tierras raras. Este grupo incluye los elementos
con números atómicos del 58 al 70, que nombrados por orden son: cerio,
praseodimio, neodimio, promecio, samario, europio, gadolinio, terbio,
disprosio, holmio, erbio, tulio e iterbio, aunque con frecuencia, el lantano
también se incluye en este grupo.
Según la IUPAC, los elementos correspondientes a la ocupación de los orbitales 4f se conocen
como lantanoides
Actinidos
Actínidos, grupo de 14 elementos radiactivos del sistema periódico con
números atómicos entre 89 y 102. Sólo los cuatro primeros se han
encontrado en la naturaleza en cantidades apreciables; los demás han
sido producidos artificialmente. Los elementos con números atómicos 93
y siguientes se llaman elementos transuránicos. Los que constituyen el
grupo de actínidos son, por orden de número atómico creciente: actinio,
torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berquelio,
californio, einstenio, fermio, mendelevio y nobelio.
Según la IUPAC, los elementos correspondientes a la ocupación de los orbitales 5f se les llama actinoides
Posición en la tabla periódica
La energía de cada uno de los niveles depende en forma más o menos
marcada del número de electrones en cada uno de los otros niveles.
A medida que aumenta Z las diversas capas s, p, d y f se subdividen y al
mismo tiempo su energía disminuye. La disminución de la energía se
produce porque la medida de protección con respecto a la carga nuclear
que recibe el e- en cierto orbital por parte de los demás e- restantes del
átomo no alcanza a impedir que el e- sienta el aumento en la carga
nuclear efectiva al aumentar el número de e-, es decir, la protección que
recibe cada e- por parte del resto con respecto a la carga nuclear es
imperfecta.
Esto trae como consecuencia que la energía del e- disminuya a medida
que Z* aumenta.
Ecuación de Schödinger
Espacio de una dimensión
Solo las ondas estacionarias cuya amplitud se anula en los
extremos son estables en el tiempo .
En un espacio de una sola dimensión, estas ondas estables
pueden ser caracterizadas mediante un número entero
(número cuántico).
Esta misma condición, al imponerla a la función de onda del
electrón que se mueve en un espacio de tres dimensiones,
dará origen a tres números cuánticos
Ecuación de Schödinger
La amplitud de la onda estacionaria en un punto x
del espacio se puede definir mediante la función (x)
El valor 2 en un punto da la densidad de
probabilidad en dicho punto
El producto 2dV da la probabilidad de encontrar el
electrón dentro del volumen infinitesimal dV
La probabilidad de encontrar el electrón en un
volumen V es:
∫V 2 dV
Solo depende de f
Las soluciones aceptadas son del
tipo exponencial, por lo que en esta
expresión ml debe ser entero.
Depende solo de q
Dependen solo de r
Resumen
Las funciones que son soluciones son llamadas generalmente orbitales y describen
la distribución espacial de densidad de carga electrónica alrededor del núcleo.
Donde cada una esta descrita por sus respectivos números cuánticos n, l, m.
Los símbolos que comúnmente se utilizan para designar a estos orbitales están
compuestos de un número y una letra, el número es n y la letra depende del valor
de l.
l = 0, 1, 2, 3, 4, 5
s p d f g h
Se puede asignar cierto sentido físico a cada numero cuántico;
n es la medida de energía del electrón en un orbital dado, y a su vez es una
medida de la distancia radial media.
La diferencia de energía entre n = 1 y n = ∞ es lo que se conoce como energía de
ionización.
l puede considerarse una medida del momento angular clásico del electrón., a
pesar de que en mecánica ondulatoria este concepto no esta bien definido
físicamente debido a la imposibilidad de considerar al e- como un cuerpo con
velocidad y posición definidas.
m por su parte nos indica la orientación del momento angular respecto a una
dirección determinada.
Para un orbital p
donde la longitud del
vector
momento
angular es
2
Spin del electrón
Al someter a un átomo de hidrógeno a un
campo magnético, el e- estará en el orbital 1s
por lo que l = 0 y m = 0, lo que quiere decir
que no deberia haber desdoblamiento del nivel
de energía .
El subíndice se utiliza para diferenciar entre orbitales con valores iguales de n y l
pero con diferentes valores de m.
n
l
m
símbolo
Símbolo explicito
1
0
0
1s
1s
2
0
0
2s
2s
2
1
1
2
1
0
2
1
-1
3
0
0
3
1
1
3
1
0
3
1
-1
3py
3
2
2
3dx2-y2
3
2
1
3dxz
3
2
0
3
2
-1
3dyz
3
2
-2
3dxy
2px
2p
2pz
2py
3s
3s
3px
3p
3d
3pz
3dz2
Átomos polielectrónicos
Cuando se pretende aplicar la ecuación de Schrödinger a un sistema que posea más de un
electrón no es posible hallar soluciones.
Un tratamiento simplista de la energía de los electrones en los átomos polielectrónicos es
considerar a cada uno de sus electrones como si se moviera en un campo potencial de carga
+1.
Representamos la gráfica de las energías de los electrones externos de iones dotados de tres
electrones, de los que dos se encuentran en un nivel 1s. La línea de trazos indican la variación
de la energía de los iones suponiendo que los dos electrones 1s neutralizan o apantallan
totalmente dos cargas nucleares positivas, actuando el remanente de carga sobre el electrón
externo. Esto se ajusta a la expresión análoga a la obtenida para el hidrógeno:
Las líneas continuas que se trazan a partir de las energías experimentales se
encuentran desplazadas respecto a las teóricas en una magnitud que depende del
número cuántico principal del electrón desapareado. Esta desviación es máxima para la
configuración 1s2 2s1. Las configuraciones 1s2 nd1 y 1s2 nf1, concuerdan casi
completamente con el concepto de efecto pantalla perfecto.
a) Las energías de los orbitales aumentan al aumentar n+l
b) Dos orbitales con el mismo n+l, el de menor n tiene menor contenido energético.
Energía
Orbital
n+l
6d
6+2=8
5f
5+3=8
7s
7+0=7
6p
6+1=7
5d
5+2=7
4f
4+3=7
6s
6+0=6
5p
5+1=6
4d
4+2=6
5s
5+0=5
4p
4+1=5
3d
3+2=5
4s
4+0=4
3p
3+1=4
3s
3+0=3
2p
2+1=3
2s
2+0=2
1s
1+0=1
Ordenamiento energético
de los orbitales
Considerando el litio Z = 3
Carga +
Z* = 3 a r (ao) = 0
Z* = 1 a r (ao) = 6
El orbital 2s penetra mucho más
la región del 1s haciendo que Z*
sea mayor.
Probabilidad superficial
Usando los valores de Z* podemos calculas
las energías potenciales, considerando 2een 1s
1s
2p
2s
r (ao)
Considerando el Boro Z = 5
Z* = 5 a r (ao) = 0
Z* = 1 a r (ao) = 10
Para el B tenemos 2
posibilidades:
1s2 2s2 2p1
1s2 2s2 3s1
Ahora tenemos el caso del carbono Z = 6
Z = 19, K
Cual es la distribución
electrónica del K::
[Ar] 4s1
[Ar] 3d1
En la figura solo se
consideran 2
electrones en el 1s y 2
en el 2s.
K Z = 19
1s22s22p63s23p64s1
Sc Z = 21 Ar3d14s2
Ti Z = 22 Ar3d24s2
V Z = 23 Ar3d34s2
Para K y Ca la energía del
orbital 4s es menor que la
de los 3d, debido al poder
penetrante de los orbítales
4s
Mientras que desde el
Sc hasta el Zn, los
orbitales 3d están por
debajo de los 4s
Sc Z = 21 Ar3d14s2
Ti Z = 22 Ar3d24s2
V Z = 23 Ar3d34s2
Orbital de Slater
Z* = Z – A ó Z* = Z - σ
En un átomo multielectrónico, la repulsión interelectrónica se
evalúa de forma aproximada suponiendo que la carga
electrónica se distribuye en forma esférica alrededor del
núcleo
La carga nuclear efectiva
Cada electrón se mueve bajo la atracción del núcleo y las
repulsiones medias creadas por los restantes electrones.
De acuerdo con la electrostática clásica, el campo creado por
una distribución esférica de carga es el mismo que el que
genera una carga puntual situada en el centro de la
distribución (el núcleo). La magnitud de la carga puntual es
igual a la carga total dentro de una esfera de radio r.
Ello se traduce en que el
electrón experimenta una
carga nuclear efectiva, Zef
(Z*), que está determinada por
la carga electrónica total de
una esfera de radio igual a la
distancia entre el electrón y el
núcleo
•
Los electrones que se encuentran fuera de esta esfera no
tienen un efecto neto sobre la carga nuclear efectiva.
•
El valor de la carga nuclear efectiva depende de los valores
de los números cuánticos n y l del electrón de interés, debido
a que los electrones poseen distintas funciones de
distribución radial en las diferentes capas y subcapas.
•
La reducción de la carga nuclear real, Z, a la carga nuclear
efectiva, Z*, se denomina apantallamiento.
•
El apantallamiento de electrones reduce la eficacia de la
atracción del núcleo hacia el electrón más distante. Reduce la
forma efectiva de la carga nuclear.
Z* = Z – A ó Z* = Z - σ
Slater calculó Z* con unas reglas establecidas en base de los cálculos de energía
átomos. Estas reglas para calcular el apantallamiento de un electrón ns o np son.
1 Se agrupan los orbitales en los siguientes conjuntos (grupos): {1s} {2s, 2p} {3s,
3p} {3d} {4s, 4p} {4d} {4f} {5s, 5p} etc. Es decir, 1s, s+p, d y f.
2 Los electrones de cualquier grupo a la derecha o por encima del grupo
considerado (ns, np), no contribuyen al apantallamiento.
3 Cada electrón del grupo {ns,np}, contribuyen al apantallamiento del electrón
considerado con 0,35 cada uno. Un electrón 1s ejerce un efecto pantalla de
0.30 sonbre el otro electrón 1s.
4 Cada uno de los electrones de la capa n-1 contribuyen con 0,85.
5 Todos los electrones de las capas n-2 o inferiores contribuyen con 1,00.
Cuando se calcula el efecto de pantalla para un electrón nd o nf , las reglas 2 y 3
son las mismas en tanto que las reglas 4 y 5 quedan así:
6 Todos los electrones situados a la izquierda de los grupos nd o nf contribuyen
al apantallamiento con 1,00.
Tabla resumen de las reglas de Slater
Ejemplo: calcular Z* para el ultimo electrón el potasio considerando las siguientes
configuraciones
A
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
(1s)2 (2s,2p)8 (3s,3p)8
Z* = 19 – (2x1)-(1x8)+(8x0.85) = 2.2
B
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1
(1s)2 (2s,2p)8 (3s,3p)8
Z* = 19 – (2x1)-(1x8)+(8x1) = 1
Ejemplo: calcular Z* para el ultimo electrón el calcio considerando las siguientes configuraciones
A
B
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
(1s)2 (2s,2p)8 (3s,3p)8 (4s)1
Z* = 20–((10x1)+(8x0.85)+(1*0.35)) = 2.85
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2
(1s)2 (2s,2p)8 (3s,3p)8 (3d)1
Z* = 20–((10x1)+(8x1)+(1x0.35))= 1.65
Otra aplicación de las reglas de Slater son el calculo del Potencial de
ionización.
Para calcular el potencial de ionización del Litio tenemos que:
n  1, 2,3, 4, 5, 6
n*  1, 2,3, 3.4, 4.0, 4.2
I  ELi  ELi0
E  13.6ne  Z * n *

2

I  13.6 2  Z * n *1s

2
I  13.6  Z * n *
Z *  Z   2 x0.85  1.3
2
 
ión

 2  Z * n *1s   Z * n *2 s
2
I  13.6 1.3 2   5.74eV
2
I Experimental  5.4 eV
2


átomo 

Para calcular el potencial de ionización del Fluor tenemos que:
I  EF   EF 0

 
 

 13.6  2  Z * n *    2  Z * n *    7  Z * n * 

EF   13.6  2  Z * n *

EF 0
2
1s
 2  Z * n *
2
2
2s
2
1s
 6  Z * n *
2

2p 
 ión
2
2s
2
2

I  13.6 6  Z * n *2 p  7  Z * n *2 p 


Z *átomo  9   2 x0.85   6 x0.35  5.2
Z *ión  9   2 x0.85   5x0.35  5.5
2
2
I  13.6 6  5.55 2   7  5.2 2   15.2eV


I Experimental 17 eV

2p 
 átomo
Ejercicios:
Calcular Z* para el ultimo electro de los siguientes elementos:
Sc (Z=21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
V (Z=23) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Zn (Z=30) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Calcular el primer potencial de ionización para los siguientes elementos:
Na (Z=11) Iexp= 5.14
Cl (Z=17) Iexp= 12.955
V (Z=23) Iexp= 6.74