Tema 2_3. Átomos Polielectronicos y Sistema Periódico Ψ = EΨ

Tema 2_3. Átomos Polielectronicos y Sistema Periódico
Caso más sencillo: átomo de helio (2 electrones)
z
ĤΨ = EΨ
^
^
Ĥ= T + V
r12
2
2e
=–
r1
x
atracción del núcleo (+2e)
sobre el electrón 1, a una
distancia r1 del núcleo
2e2
–
r2
+
e2
r12
atracción del núcleo (+2e) repulsión entre
sobre el electrón 2, a una ambos electrones,
distancia r2 del núcleo
a distancia r12
ecuación Schrödinger
2e2
T1 + T2 –
r1
^
^
–
2e2
r2
+
e2
r12
Ψ = EΨ
APROXIMACIÓN DE ELECTRONES LIBRES
  Supone que los electrones actúan como partículas independientes
  Función de onda aproximada
Ψ(x1,y1,z1,x2,y2,z2) ≈ 1s (x1,y1,z1) 1s (x2,y2,z2)
  Configuración electrónica del átomo de helio
1s2
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
  Átomo de litio (3 electrones)
  El número máximo de electrones por orbital es de dos y, si existen 2 electrones
ocupando el mismo orbital, entonces sus spines deben estar apareados.
h Spines paralelos  s = 1/2 + 1/2 = 1
h Spines antiparalelos (apareados)  1/2 – 1/2 = 0
 Átomos diamagnéticos: todos sus electrones apareados
 Átomos paramagnéticos: presentan electrones desapareados
  En un mismo átomo no pueden existir 2 electrones con sus cuatro números
cuánticos iguales (Si dos electrones tienen spines paralelos, están en orbitales
distintos; para que ocupen el mismo orbital deben tener sus spines apareados)
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
  Contracción de los orbitales de los átomos polielectrónicos en comparación
carga sin efecto
con los del hidrógeno
  Aproximación del orbital ψ = Ф1 Ф2...... ФN
  Carga nuclear efectiva (Zef)
Cantidad de carga positiva del núcleo
percibida por un electrón
  Apantallamiento (σ): reducción de la carga
nuclear real (Z) a la carga nuclear efectiva (Zef)
carga con efecto
Zef = Z – σ
  Los electrones en orbitales
externos se encuentran más
débilmente enlazados al
núcleo
apantallamiento
PENETRACIÓN DE ORBITALES
  Electrón 2s del litio
  Si estuviera fuera de la capa 1s (2 e-), la carga neta sería
3 (NÚCLEO) - 2 (ELECTRONES 1s) = 1
  Experimentalmente se sabe que el electrón está atraído más fuertemente
(La carga nuclear
efectiva del 2s es
mayor que la del 2p)
2s < 2p
PENETRACIÓN DE ORBITALES
  Orden de energías en los átomos polielectrónicos
ns < np < nd < nf
El apantallamiento rompe la
degeneración entre los orbitales
de una misma capa
(mismo número cuántico principal)
El orbital 4s (n=4) tiene
menor energía que el
3d (n=3)
PENETRACIÓN DE ORBITALES
4s < 3d
3d < 4s
3d
4s
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
  El principio de construcción (“aufbau” en alemán) conduce a la configuración
electrónica del estado fundamental de un átomo polielectrónico.
  Dos reglas:
  Los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía
(orden determinado por el número cuántico
principal y los efectos de penetración y
apantallamiento):
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s <
< 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s <
< 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d < 5f < ....
  Principio de exclusión de Pauli: no puede haber más de dos electrones
en un mismo orbital, teniendo en cuenta el número de orbitales que hay en
cada subcapa:
1 orbital s; 3 orbitales p; 5 orbitales d...
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
  Configuración electrónica del litio
  Configuración electrónica del boro
  Configuración electrónica del berilio
Dos posibilidades
  1s2 2s2 (mayor repulsión electrónica)
  1s2 2s 2p (gran diferencia energética
entre orbitales 2s y 2p)
energéticamente
más favorable
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
Si existen varios orbitales con la misma energía, los electrones
ocuparán el máximo de dichos orbitales y sus spines serán paralelos
(Dos electrones con spines paralelos tienden a permanecer separados
uno del otro y disminuir la repulsión entre ellos)
  Configuración electrónica del carbono
Tres formas de distribuir 2 electrones entre 3 orbitales 2p equivalentes:
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
  Configuración electrónica del
nitrógeno
  Configuración electrónica del
oxígeno
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Gases nobles: configuración electrónica de “capa cerrada”
Configuración electrónica de “capa llena o semillena”
  Cromo  3d54s1 (y no 3d44s2)
  Cobre  3d104s1 (y no 3d94s2)
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Electrones de valencia
Ejemplos:
TABLA PERIÓDICA
Ordenación de los 63 elementos conocidos según
sus pesos atómicos.
Periodicidad aparente de sus propiedades químicas
(ordenación en función de las valencias)
(Li, Be, Ba, C, N, O, Sn)
 
Dmitry Ivanovich Mendeleev
  Elementos
con propiedades químicas parecidas
 pesos atómicos similares (Pt, Ir, Os) o que crecen de
forma regular (K, Rb, Cs)
VENTAJAS:
  Se predijo el descubrimiento y las propiedades de
elementos nuevos:
eka-silicio (germanio)
eka-aluminio (galio)
eka-boro (escandio)
The Dependence Between the Properties
INCONVENIENTES:
  No se contemplan los isótopos de los elementos
  No se incluyen los gases nobles (sin descubrir).
Cuando se incorporaron como grupo 0 por Sir William
Ramsay, no se alteró la esencia de la tabla periódica
and the Atomic Weights of the Elements,
presentación en la Russian Chemical Society
(3 de marzo de 1869)
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913, Henry Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica en función del
número atómico. Enunció la ley periódica:
Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa
una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas
metales
alcalinos
anfígenos
metales
alcalinotérreos
metales
de transición
lantánidos
actínidos
nitrogenoideos
carbonoideos
térreos
halógenos
gases nobles
TABLA PERIÓDICA: Bloques
  alcalinos y alcalinotérreos
  metales ligeros
  grupos 1 y 2
  capa de valencia ns1 ó ns2
  metales de transición
  grupos 3-12
  llenado de orbitales d
  metales de post-transición y
  lantánidos y actínidos
  llenado de orbitales f
no metales
  grupos 13-18
  llenado de orbitales p
TABLA PERIÓDICA: Base electrónica de la clasificación periódica
  Todos los elementos de un mismo período (fila) tienen el mismo valor del
número cuántico n en su capa de valencia.
  Todos los elementos de un mismo grupo (columna) tienen en su capa de
valencia el mismo número de electrones en orbitales con el mismo valor
del número cuántico ℓ.
TABLA PERIÓDICA
A partir de la tabla periódica se pueden deducir las configuraciones electrónicas
“Capa cerrada” y estabilidad química
Configuración electrónica de “capa cerrada”  gran estabilidad química
Los gases nobles son elementos muy estables (estado de oxidación 0)
Los restantes elementos tienden a adoptar la configuración de “capa cerrada”
del gas noble más cercano en el sistema periódico
Los METALES (izquierda del
sistema periódico) tienden a
perder electrones
Adoptan estados de
oxidación positivos y
forman CATIONES
Los NO METALES (derecha
del sistema periódico) tienden
a captar electrones
Adoptan estados de
oxidación negativos y
forman ANIONES
“Capa cerrada” y estabilidad química
Combinación de un metal y un no metal:
CLORURO SÓDICO
e-
Na+
Cl-
Variación de Zef en la Tabla Periódica
  Varía poco al aumentar Z en los electrones de valencia de un mismo grupo,
pues aunque hay una mayor carga nuclear, también hay un mayor
apantallamiento.
  Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo período, debido al
menor apantallamiento de los electrones de la última capa y al mayor
valor de Z.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
aumenta
Carga nuclear efectiva y reactividad
Carga nuclear efectiva
Atracción de electrones
de valencia
Distancia del electrón
al núcleo
  METALES: Más reactivos cuanto menor
Reactividad de
los átomos
Zef y mayor distancia al núcleo
(los electrones se pierden con mayor facilidad).
  NO METALES: Más reactivos cuanto mayor
Zef y menor distancia al núcleo
(los electrones capturados son más atraídos).
REACTIVIDAD
METALES
NO METALES
PROPIEDADES PERIÓDICAS




PROPIEDADES PERIÓDICAS:
  Radio atómico y radio iónico
Radio atómico:
La mitad de la distancia de dos átomos iguales enlazados entre sí
En función del tipo de enlace:
RADIO METÁLICO
mitad de la distancia
entre los núcleos de
átomos vecinos de
un sólido
RADIO COVALENTE
mitad de la separación
internuclear de átomos vecinos
del mismo elemento en
una molécula
RADIO IÓNICO
radio de un átomo cuando
ha perdido o ganado
electrones
  Radio atómico
 
En un período, disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva
(los electrones de la última capa estarán más atraídos).
 
En un grupo, aumenta al aumentar el período
(existen más capas de electrones).
  Radio iónico
CATIONES son menores que los
átomos neutros:
Mayor carga nuclear efectiva
(menor apantallamiento)
 volumen más compacto
cationes alcalinos > cationes alcalinotérreos
 mismo apantallamiento
 mayor carga nuclear
ANIONES son mayores que los átomos neutros:
Menor carga nuclear efectiva
(mayor apantallamiento)
 mayores repulsiones interelectrónicas
 expansión de la nube electrónica
 mayor volumen
aniones anfígenos > aniones halógenos
 mismo apantallamiento
 mayor carga nuclear
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
  Energía de ionización
Energía mínima necesaria para separar
un electrón del átomo en fase gaseosa
Primera energía de ionización:
  Energía necesaria para arrancar el electrón
más débilmente unido al átomo neutro.
  Varía igual que la carga nuclear efectiva
energía de ionización baja
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
  Energía de ionización
Segunda energía de ionización:
  Energía necesaria para arrancar un electrón de un catión.
  Mayor que la primera energía de ionización.
  Cuanto mayor es la carga positiva de una especie, mayor energía se necesita
para arrancar un electrón.
I1 5,3 eV
I2 75,6 eV
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
  Afinidad electrónica
Cambio de energía asociado a la ganancia
de un electrón por un átomo en fase gaseosa
Primera afinidad electrónica:
  Crece al avanzar en un período y en un grupo.
  Varía igual que la carga nuclear efectiva
N (1s2 2s2 2p3)  capa semillena
Segunda afinidad electrónica:
  Es siempre positiva.
  Las repulsiones interelectrónicas
>
> fuerzas de atracción por el núcleo