Configuración Electrónica y Tabla Periódica CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Consiste en distribuir a los electrones en los niveles, subniveles y orbitales del átomo. La finalidad es la de conocer cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía) tiene y de ese modo deducir las propiedades químicas del elemento en cuestión. Nota: • El número atómico siempre indica el número de electrones para cada elemento. • Existe un número máximo de electrones en cada subnivel. • Los subniveles se van llenando en forma que se van completando los subniveles de menor energía. Recordemos: ORBITAL Es una región donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón. En cada orbital sólo puede haber hasta 2 electrones que deben tener giros o espines opuestos. Para representar gráficamente un orbital se emplea y una flecha ( o ) para representar el electrón Tipos de orbitales vacío (sin electrones) semilleno 1 electrón desapareado lleno 2 electrones apareados SUBNIVELES Esta región está formada por un conjunto de orbitales. Subnivel Nota: s p d f sharp(nítido) principal difuso fundamental s p d f 0 1 2 3 • Número de orbitales por subnivel: 2 l + 1 • Número máximo de electrones por subnivel: 2(2 l + 1) Subnivel s p d f N Orbitales 1 3 5 7 N° máximo e - 2 6 10 14 NIVELES Llamada también capa energética. Región formada por subniveles Nota: A mayor nivel mayor energía y menos estabilidad NOTACIÓN CUÁNTICA DE UN SUBNIVEL N° de electrones Subnivel (número cuántico secundario) Nivel de energía (número cuántico principal) Ejemplo: 6p3 Significa que hay 3 electrones en el subnivel principal (p) del sexto nivel de energía. 5s1 Significa que hay 1 electrón en el subnivel sharp (s) del quinto nivel de energía. Para escribir correctamente configuraciones electrónicas se debe tener en cuenta El principio de exclusión de Pauli En un átomo no puede existir 2 e- que tengan iguales los cuatro números cuánticos. Principio de Máxima Multiplicidad (Regla de Hund) Al distribuir electrones en orbitales del mismo subnivel, primero se trata de ocupar todos estos orbitales antes de terminar de llenarlos, esto es, los electrones deben tener igual sentido de spin (espines paralelos) antes de aparearse. La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas: 1 2 3 13 14 15 En cada orbital solo puede haber 2 electrones. Los electrones van ocupando el orbital de menor energía que esté vacante. Cuando se llenan orbitales de la misma energía (p o d) primero se coloca un electrón en cada uno de los orbitales y luego se van completando. Al 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p 1s 2s 2p 3s 3p Si P Regla del Serrucho (Regla de Moller) La aplicación del Principio de Aufbau da origen a una regla nemotécnica para determinar la configuración electrónica de los átomos. Ejemplo: Indique la C.E por orbitales para los siguientes átomos 7N : 1s22s22p3 => 16S : Ejemplo Na 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1 La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es: 1º nivel: 2 electrones; 2º nivel: 8 electrones; 3º nivel: 1 electrón; Ejemplo: Configuración electrónica de la plata La plata tiene 47 electrones. El orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f. Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9 Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata. Si empezamos por la línea superior y seguimos la flecha obtenemos el siguiente orden: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 5f146d107p6 Ejemplo: Escribir las configuraciones electrónicas por subniveles para los siguientes átomos. 9F : 1s22s22p5 15P : 20Ca: 30Zn: 38Sr : Tabla Periódica y Propiedades Periódicas Química Tabla periódica ¿Cómo surge la tabla periódica? La tabla periódica surge de la necesidad de organizar y sistematizar la información de las propiedades de los elementos. Propiedades de diversa naturaleza, tanto físicas como químicas. Para 1800 había 31 elementos identificados y para 1865 ya eran 63 Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación. Dimitri Mendeleiev (1834 – 1907) • Ordenó por pesos a los elementos • Observó las variaciones de valencia • Propuso un orden en una tabla • Era necesario dejar huecos e hizo predicciones de propiedades de elementos no descubiertos que se cumplieron de forma espectacular. • La clasificación de Mendeleiev es la más conocida • Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces. • Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones. • Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. La tabla periódica actual Henry Moseley (1887-1915) La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada • En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el 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". “Las Propiedades de los elementos varían en función de sus números atómicos” Tabla Periódica Moderna Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas. Un período de la tabla periódica es una columna horizontal de la tabla La tabla periódica actual Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química. Se clasifica en cuatro bloques: •Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) •Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) •Bloque “d”: (En el centro de la tabla) •Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla) 1 2 3 4 5 6 7 8 H 9 10 11 12 s1 s2 13 14 15 1 6 17 18 He p1 p2 p3 p4 p5 p6 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 Bloque “s” Bloque “d” Bloque “p” Bloque “f” Bloque Grupo Nombres Configuración Electrónica s 1 2 Alcalinos Alcalino-térreos n s1 n s2 p 13 14 15 16 17 18 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f114 La tabla periódica actual Los elementos se organizan en: • Columnas verticales denominadas Grupos o Familias. Son 18. • Los grupos 1,2 y 13 al 17 son los elementos representativos (el último electrón ubicado en sus configuraciones electrónicas ocupa orbitales s o p). • Los grupos 3 al 12 son denominados de transición (último electrón ocupa orbitales d o f). • Filas horizontales denominadas Períodos. Son 7. Clasificación de los elementos • • Existen tres clasifcaciones principales de los elementos: Metales – son elementos generalmente brillantes cuando son lisos, sólidos a temperatura ambiente y buenos conductores de calor y electricidad. La mayoría de los metales son dúctiles y maleables. • No metales- son por lo general gases o sólidos quebradizos de apariencia ópaca y malos conductores de calor y electricidad. • Metaloides- Tienen propiedades físicas y químicas de metales y no metales. Metales Metaloides No metales Gases Nobles Metales Alcalinos (Grupo 1A) • Son metales blandos muy reactivos. • Por su reactividad existen en la naturaleza solo combinados en compuestos. • Se almacenanan en aceite o keroseno. • Reaccionan con agua para producir H2 y soluciones alcalinas. Metales Alcalinotérreos (Grupo 2A) • Son menos reactivos y más duros que los metales alcalinos. • Existen en la naturaleza en forma de compuestos (ej. carbonatados, fosfatos, etc.) • Reaccionan con agua para producir soluciones alcalinas. Familia de Boro (Grupo 3A) • Existen en la naturaleza en forma de compuestos. • Son sólidos metalicos (excepto boro) Familia de Carbono (Grupo 4A) • Incluye metales, no metales y metaloides. • Existen en la naturaleza tanto en forma combinada como elemental. Familia del Nitrógeno (Grupo 5A) • Incluye metales, no metales y metaloides. • Nitrógeno es el gas más abundante en la atmósfera (75%). Familia del Oxígeno (Grupo 6 A) • Existen en la naturaleza como elementos y en forma combinada. • Consiste de metales, no metales y metaloides. Halógenos (Grupo 7A) • Son elementos no metálicos bien reactivos • Se combinan con metales para formar sales y reaccionan con la mayoría de los no metales. • En la naturaleza existen en forma diatómica como gases, líquidos y sólidos. Gases Nobles • Son los elementos menos reactivos. • Todos son gases poco abundantes en la tierra. • Por su limitada reactividad se le llaman gases inertes. Metales de Transición (Grupos B) • Buenos conductores de calor y electricidad. • Son dúctiles y maleables. • Usualmente forman compuestos coloridos. • Incluyen elementos radioactivos. • Se incluyen los actínidos y lantánidos. Número y Masa Atómicas • El número atómico (z) es el numero de protones en el núcleo de un elemento. • Masa atómica (A) es la suma de los protones y neutrones. Propiedades periódicas • Radio atómico •Energía de ionización. • Afinidad electrónica. • Electronegatividad. Radio atómico • Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”. • Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. • Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales. Energía de ionización (EI) (potencial de ionización). La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado gaseoso Siendo l los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; la energía de ionización y un electrón. Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización cuando recorremos la tabla periódica de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, y aumento del número de electrones de la capa de valencia Afinidad electrónica (AE) La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo: La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, o cuando decrece el número atómico. Visto de otra manera: la electroafinidad aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad. Electronegatividad ( )y carácter metálico • Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa). • mide la tendencia de un átomo a atraer los e– hacía sí. aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos. Radio atómico Aumenta Disminuye Energía de ionización Disminuye Aumenta Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles. Electronegatividad Disminuye Aumenta Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 F -328 Cl -349 Br -325 I -295 At -270 Uus He 21 Ne 29 Ar 35 Kr 39 Xe 41 Rn 41 Uuo Period o 1 2 3 4 5 6 7 H -73 Li Be -60 19 Na Mg -53 19 K Ca Sc Ti V -48 10 -18 -8 -51 Rb Sr Y Zr Nb -47 -30 -41 -86 Cs Ba Lu Hf Ta -45 -31 Fr Ra Lr Rf Db -44 Cr -64 Mo -72 W -79 Sg Mn Tc -53 Re -14 Bh Fe -16 Ru -101 Os -106 Hs Co -64 Rh -110 Ir -151 Mt Ni -112 Pd -54 Pt -205 Ds Cu -118 Ag -126 Au -223 Rg Zn 47 Cd 32 Hg 61 Cn B -27 Al -43 Ga -29 In -29 Tl -20 Uut C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 Pb -35 Fl N 7 P -72 As -78 Sb -103 Bi -91 Uup O -141 S -200 Se -195 Te -190 Po -183 Lv
