1 tema 2: distribuciÓn electrÓnica y tabla periÓdica indice: distribución electrónica...
TRANSCRIPT
1
TEMA 2: DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
INDICE:Distribución electrónica …………………………………………diapositiva 2Tabla periódica ………………………………………………………diapositiva 6Propiedades periódicas ………………………………………….diapositiva 10
Radio atómico ………………………………………..diapositiva 13Energía de ionización ……………………………..diapositiva 16Afinidad electrónica………………………………..diapositiva 18Electronegatividad ………………………………….diapositiva 19Carácter metálico ……………………………………diapositiva 20Reactividad ……………………………………………..diapositiva 21
2
DISTRIBUCIÓN O CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAModo en que se sitúan los electrones en la corteza de un átomo, indicando:
• Las capas o niveles con electrones, con el número cuántico principal.• Los orbitales con electrones, con la letra que simboliza el tipo de orbital.• El nº de electrones que hay en cada orbital, con un superíndice numérico.
nxe
Para determinar la distribución electrónica de un átomo se deben tener en cuenta tres principios:
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
No pueden existir en un átomo dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En el mismo orbital pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos.
PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA
Los electrones se colocan en el orbital de menor energía disponible. La energía de un orbital viene determinada por la suma de sus dos primeros números cuánticos, n+ l.•Entre dos orbitales, tiene menos energía el que tenga menor la suma n+l.•Si los dos tienen el mismo valor para la suma, tiene menos energía él de menor n.
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Los electrones, al ocupar orbitales con el mismo valor de n y l pero distinto valor de m, se colocan de manera que su desapareamiento sea el mayor posible; los electrones no apareados se colocan con sus spines paralelos.
El número máximo de electrones en cada nivel energético es de 2n2, siendo n el número cuántico principal.
3
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f …
6s 6p 6d 6f …
7s 7p ...
Orbitales s p d
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
EJEMPLO: el átomo de Bromo, con número atómico 35, tiene 35 protones en su núcleo y como átomo neutro 35 electrones en su corteza.
C o n fi g u r a c i ó n e l e c t r ó n i c a
Nivel 1
Nivel 2
Nivel 3
Nivel 4
Para representar la configuración electrónica de un elemento, hay que seguir las normas del PRINCIPIO AUFBAU, que son:1º) Los electrones comienzan situándose en los niveles de energía más estables, los de menor energía según la “regla de n+l”.2º) Se debe cumplir el principio de exclusión de Pauli.3º) Se debe cumplir el principio de la máxima multiplicidad de Hund.
DIAGRAMA DE LLENADO O DE MÖLLER
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f …
6s 6p 6d 6f …
7s 7p ...
Configuración electrónica de algunos elementos
Elemento ConfiguraciónOrbitales1s 2s 2px 2py 2pz 3s
1s2 2s2 2p6 3s1
1s1
1s2
1s2 2s1
1s2 2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
H
He
Li
C
N
O
F
Ne
Na
La CAPA DE VALENCIA es la más externa ocupada por electrones; los electrones de esta capa son los que intervienen en la formación de enlaces.En los ejemplos anteriores, la capa de valencia del H y el He es el “nivel n=1 o capa K”; en el Li, C, N, O, F y Ne es el “nivel n=2 o capa L”; y en el Na es el “nivel n=3 o capa M”.
4
5
DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES•Estructura de capa cerrada. Las distribuciones de los gases nobles (1s2 y ns2 np6) son muy estables. Asimismo son estables las estructuras nd10 y nf14.•Estructuras de semicapa cerrada. También son especialmente estables las distribuciones np3, nd5, nf7.
ALTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICASLa tendencia de los átomos a adquirir una estructura de capa cerrada o de semicapa cerrada hace que algunos elementos tengan distribuciones electrónicas diferentes a las distribuciones teóricas que se deducen del diagrama de llenado.
EJEMPLO: el molibdeno (Z = 42), tiene la estructura de semicapa cerrada
Configuración teórica[Kr] 4d4 5s2
Configuración real[Kr] 4d5 5s1
EJEMPLO: la plata (Z = 47), tiene la estructura de capa cerrada
Configuración teórica[Kr] 4d9 5s2
Configuración real[Kr] 4d10 5s1
Índice
6
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final es la tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica actual fue inicialmente elaborada por Alfred Werner en 1905 y posteriormente Theodore Seaborg la completó con el descubrimiento y catalogación de los metales de transición interna.
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final es la tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica actual fue inicialmente elaborada por Alfred Werner en 1905 y posteriormente Theodore Seaborg la completó con el descubrimiento y catalogación de los metales de transición interna.
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z)
GRUPOS
a las columnas de la tabla
PERÍODOS
a las filas de la tabla
Se denominan
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares y los elementos de un mismo período
tienen la misma capa de valencia.
LA TABLA PERIÓDICA
58
Ce140,12Cerio
Lantánidos 6 71
Lu174,97Lutecio
70
Yb173,04Iterbio
69
Tm168,93Tulio
67
Ho164,93Holmio
66
Dy162,50
Disprosio
68
Er167,26Erbio
65
Tb158,93Terbio
63
Eu151,96
Europio
62
Sm150,35
Samario
64
Gd157,25
Gadolinio
61
Pm(145)
Promecio
59
Pr140,91
Praseodimio
60
Nd144,24
Neodimio
90
Th232,04Torio
103
Lr(260)
Laurencio
102
No(255)
Nobelio
101
Md(258)
Mendelevio
99
Es(254)
Einstenio
98
Cf(251)
Californio
100
Fm(257)
Fermio
97
Bk(247)
Berquelio
95
Am20,18(243
)Americio
94
Pu(244)
Plutonio
96
Cm(247)Curio
93
Np237
Neptunio
91
Pa(231)
Protoactinio
92
U238,03Uranio
Actínidos 7
17
Cl35,45Cloro
53
I126,90Yodo
85
At(210)
Astato
9
F18,99Flúor
35
Br79,90
Bromo
18
Ar39,95Argón
54
Xe131,30Xenón
86
Rn(222)
Radón
10
Ne20,18Neón
2
He4,003Helio
36
Kr83,80
Criptón
14
Si28,09Silicio
6
C12,01
Carbono
50
Sn118,69Estaño
82
Pb207,19Plomo
32
Ge72,59
Germanio
12
Mg24,31
Magnesio
4
Be9,01
Berilio
88
Ra(226)Radio
38
Sr87,62
Estroncio
56
Ba137,33Bario
20
Ca40,08Calcio
11
Na22,99Sodio
3
Li6,94Litio
87
Fr(223)
Francio
37
Rb85,47
Rubidio
55
Cs132,91Cesio
19
K39,10
Potasio
89
Ac(227)
Actinio
39
Y88,91Itrio
57
La138,91
Lantano
21
Sc44,96
Escandio
109
Mt(266)
Meitnerio
108
Hs(265)
Hassio
106
Sg(263)
Seaborgio
105
Db(262)
Dubnio
107
Bh(262)
Bohrio
104
Rf(261)
Rutherfordio
48
Cd112,40
Cadmio
80
Hg200,59
Mercurio
46
Pd106,4
Paladio
78
Pt195,09Platino
45
Rh102,91Rodio
77
Ir192,22Iridio
47
Ag107,87Plata
79
Au196,97Oro
44
Ru101,07
Rutenio
76
Os190,2
Osmio
42
Mo95,94
Molibdeno
74
W183,85
Wolframio
41
Nb92,91
Niobio
73
Ta180,95Tántalo
43
Tc(97)
Tecnecio
75
Re186,21Renio
40
Zr91,22
Circonio
72
Hf178,49Hafnio
30
Zn65,38Zinc
28
Ni58,70
Niquel
27
Co58,70
Cobalto
29
Cu63,55Cobre
26
Fe55,85Hierro
24
Cr54,94
Cromo
23
V50,94
Vanadio
25
Mn54,94
Manganeso
22
Ti20,18
Titanio
15
P30,97
Fósforo
7
N14,01
Nitrógeno
51
Sb121,75
Antimonio
83
Bi208,98
Bismuto
33
As74,92
Arsénico
16
S32,07
Azufre
84
Po(209)
Polonio
8
O16,00
Oxígeno
34
Se78,96
Selenio
52
Te127,60Telurio
13
Al26,98
Aluminio
5
B10,81Boro
49
In114,82Indio
81
Tl204,37Talio
31
Ga69,72Galio
Metales No metales
4
3 2
7
5 6
1
1716 1815 13 1412109 11 865 74 21 3
VII AVI AGasesnoblesV A III A IV AII BI BVI BV B VII BIV B II A I A III B VIII
Periodo
Gru
po
1
H1,008
HidrógenoNombre
Masa atómica
Número atómicoSímboloNegro - sólido
Azul - líquidoRojo - gasVioleta - artificialMetales
SemimetalesNo metalesInertes
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
7
GRUPO 1 2 13 14 15 16 17 18
NOMBRE Alcalinos Alcalinotérreos Boroideos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles
8
BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p La configuración electrónica de su capa de valencia es: n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)· Los grupos principales son el 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10) Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia
A) Grupos principales
B) Metales de transición
El 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), cuya capa de
valencia tiene una configuración (n-1) d10 n s2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) d10 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)
C) Metales de transición interna
EXCEPCIONES
9
d10d8d7 d9d6d4d3 d5d2d1
p5p4 p6p3 p1 p2
s2
f10f 8f
7 f 9f
6 f 4f
3 f 5f 2f
1 f14f12f11 f13
dp
s2
s1
sns2 npx
nsx ns2 (n-1)dx
ns2 (n-1)d10 (n-2) fx
fÍndice
+r
Fa
Fre-
FACTORES DE LOS QUE DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
La atracción entre el núcleo atómico y un electrón periférico se calcula con la ley de la interacción electrostática de Coulomb.
Donde K es la constante de Coulomb, Q es la carga que crea el campo, q es la carga atraída o repelida y r la distancia entre esas cargas.
Las propiedades periódicas dependen en muchos casos de tres factores que actúan a la vez, que son:
LA CARGA NUCLEAREs la carga positiva del núcleo y depende del nº de protones o nº atómico. La carga nuclear crea el campo eléctrico que da lugar a la fuerza atractiva Fa.
EFECTO PANTALLA Los electrones de las capas internas repelen a los electrones de la capa de valencia (Fuerza repulsiva Fr), haciendo menos efectiva la atracción del núcleo. Se dice que el resultado de la atracción nuclear se debe a una carga nuclear efectiva inferior a la carga real del núcleo.
CAPA DE VALENCIA Esta capa estará más o menos alejada del núcleo según sea mayor o menor el valor de su nº cuántico principal “n”, lo cual afecta al valor de Fa pues esta fuerza es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia “r”. 10
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas cuyo valor cualitativo (si es grande o pequeña, si es mayor o menor…) se puede prever a la vista de la posición que ocupan en la tabla periódica.
11
En un grupo
1º) La carga nuclear aumenta y por tanto aumenta la fuerza de atracción Fa a los electrones periféricos.
2º) El nº de niveles o capas interiores aumenta y por tanto aumenta el nº de electrones en esos niveles, eso provoca un aumento del efecto pantalla (Fr) sobre los electrones de la capa de valencia, o dicho de otra forma una reducción de la carga nuclear efectiva que actúa sobre esos electrones.
3º) El nº de nivel de la capa de valencia aumenta, y por tanto los electrones de la misma están más alejados del núcleo y por tanto menos atraídos, disminuye Fa.
En un periodo
1º) La carga nuclear aumenta y por tanto aumenta la fuerza atractiva Fa a los electrones periféricos
2º) El nº de niveles o capas interiores no cambia, manteniéndose el nº de electrones en esos niveles y por tanto no variando el efecto pantalla sobre los electrones de la capa de valencia. En el caso de los metales de transición, al no estar llenos los niveles interiores, los electrones de estas capas si aumentan al desplazarnos en el periodo y si varía el efecto pantalla, dándose excepciones en las propiedades periódicas.
3º) El nº de nivel de la capa de valencia no cambia y por lo tanto no influye.
12
Propiedades periódicas:
Radio atómico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
Carácter metálico
Reactividad
13
EL RADIO ATÓMICOLos 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.
A continuación se muestra el tamaño relativo de los átomos de los elementos de los grupos principales. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m)
Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico.
14
VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO
· En un grupo: el radio atómico aumenta al descender en un grupo
*Al descender en el grupo aumenta el número atómico y, por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por consiguiente disminuye el tamaño.
* Al descender en el grupo, aumentan el número de capas interiores y por tanto el efecto pantalla. Además aumenta el nº de la capa de valencia, con lo que el tamaño aumenta.
Estos dos factores prevalecen sobre el efecto de la carga nuclear.
· En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período
Al aumentar el número de electrones en la misma capa, aumenta la carga nuclear y los electrones se acercan más al núcleo.
15
TENDENCIAS EN RADIO ATÓMICO EN LOS IONES· En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo
· En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos.
Li (1,23 )Α Li ( 0, 68 )
Α+
Pierde 1 e-
F ( 0, 64 )Α F ( 1, 36 )
Α
Gana 1 e-
Índice
16
ENERGÍA DE IONIZACIÓNLa primera energía de ionización (EI) o potencial de ionización es la mínima 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 Ca2+ (g) + e-
1ª E
nerg
ía d
e io
niza
ción
(kJ/
mol
)
2500
2000
1500
1000
500
10 20 30 40 50 Númeroatómico
XeCd
Kr
Rb
Zn
K
Ar
NaLi
H
N
Ne
He
P
Cs
Tendencias en la energía de ionización
17
La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer.
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, éste siente menos la atracción de la carga nuclear (está más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo
Índice
18
AFINIDAD ELECTRÓNICAAfinidad electrónica es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos
Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
F (g) + e- F- (g) + 328 KJ / mol se desprende energía AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol Be- (g) se absorbe energía AE 0(AE=+ 240 KJ /mol)
La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía
La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce
La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento. Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante, al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante
Índice
19
ELECTRONEGATIVIDADLa electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados
La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas:
Escala de Mulliken. Considera la electronegatividad como una propiedad de los átomos
aislados, su valor es:
Escala de Pauling. Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7
2
EIAE EN
La electronegatividad aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo.
El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el
de los gases nobles
Índice
20
CARÁCTER METÁLICO
Metales:• Pierden fácilmente electrones para formar cationes• Bajas energías de ionización• Bajas afinidades electrónicas• Bajas electronegatividades• Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales
Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
No Metales:• Ganan fácilmente electrones para formar aniones• Elevadas energías de ionización• Elevadas afinidades electrónicas• Elevadas electronegatividades• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
Semimetales:• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)
21
TENDENCIAS DE LA REACTIVIDAD
· Disminuye al avanzar en un período
· Aumenta al descender en el grupo
· Aumenta al avanzar en un período
· Aumenta al ascender en el grupo
En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad:
Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad:
22
VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
Índice