configuración electrónica y tabla periódica · 2016. 2. 26. · configuraciÓn electrÓnica...

Configuración Electrónica y Tabla

Periódica

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Consiste en distribuir a los electrones en los niveles, subniveles yorbitales del átomo.

La finalidad es la de conocer cuántos electrones exteriores (en elúltimo nivel de energía) tiene y de ese modo deducir laspropiedades 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:

Es una región donde existe la mayor probabilidad deencontrar al electrón.

En cada orbital sólo puede haber hasta 2 electrones quedeben tener giros o espines opuestos.

Para representar gráficamente un orbital se emplea y unaflecha para representar el electrón( o )

ORBITAL

Tipos de orbitales

vacío semilleno lleno

1 electrón 2 electrones(sin electrones)

desapareado apareados

SUBNIVELES

Esta región está formada por un conjunto de orbitales.

Subnivel

0 1 2 3

s p d f

Nota: s sharp(nítido) p principal d difuso f fundamental

• Número de orbitales por subnivel: 2 l + 1

• Número máximo de electrones porsubnivel: 2(2 l + 1)

-

Subnivel

N Orbitales 1 3 5 7

N° máximo e 2 6 10 14

s p d f

NIVELESLlamada 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:

Significa que hay 3 electrones en el subnivel principal (p) del sexto nivel de energía.

6p3

5s1 Significa que hay 1 electrón en el subnivel sharp (s) delquinto 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, primerose trata de ocupar todos estos orbitales antes de terminar dellenarlos, esto es, los electrones deben tener igual sentido despin (espines paralelos) antes de aparearse.

La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas:

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.

1

2

3

1s 3s2s 3p2p

2s1s 3s 3p2p

2s1s 3s 3p2p

Al13

Si14

P15

Regla del Serrucho (Regla de Moller)

La aplicación del Principio de Aufbau da origen a una reglanemotécnica para determinar la configuración electrónica delos átomos.

Ejemplo: Indique la C.E por orbitales para los siguientes átomos

7N : 1s22s22p3 =>

16S :

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;

Na

Ejemplo

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.

Ejemplo: Configuración electrónica de la plata

Si empezamos por la línea superior y seguimos laflecha obtenemos el siguiente orden:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2

5f146d107p6

Ejemplo: Escribir las configuraciones electrónicas por subniveles para lossiguientes 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 ysistematizar la información de las propiedades de loselementos.

Propiedades de diversa naturaleza, tanto físicas comoquímicas.

Para 1800 había 31 elementos identificados y para 1865 yaeran 63

Cuando a principios del siglo XIX se midieron lasmasas atómicas de una gran cantidad de elementos,se observó que ciertas propiedades variabanperiódicamente en relación a su masa.

De esa manera, hubo diversos intentos de agruparlos elementos, todos ellos usando la masa atómicacomo 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 elementosno 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)

• 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 segúnaumenta su número atómico, se observa una variación periódica desus propiedades físicas y químicas".

“Las Propiedades de los elementos varían en función de sus números

atómicos”

La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada

Tabla Periódica Moderna

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

Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla.

La tabla periódica actual

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)

Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por une– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto,en su reactividad química.

p1 p2 p3 p4 p5 p6

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1 6 17 18

s1 s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

H He

Bloque “s”

Bloque “d”

Bloque “p”

Bloque “f”

Bloque Grupo NombresConfiguración

Electrónica

s1

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 3-12Elementos de

transiciónn s2(n–1)d1-10

fEl. de transición Interna

(lantánidos y actínidos)

n s2 (n–1)d1(n–2)f1-

14

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.

No metalesMetales

MetaloidesGases

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.

• Radio atómico

•Energía de ionización.

• Afinidad electrónica.

• Electronegatividad.

Propiedades periódicas

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 cuandodecrece el número atómico.

Visto de otra manera: la electroafinidad aumenta de izquierda a derecha, y deabajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad.

Electronegatividad ( )y carácter metálico

• Son conceptos opuestos (a mayor menorcarácter 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

DisminuyeAumenta

Energía de ionización

Aumenta

Dism

inu

ye

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

Aumenta

Disminuye

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Periodo

1H

-73He21

2Li

-60Be19

B-27

C-122

N7

O-141

F-328

Ne29

3Na-53

Mg19

Al-43

Si-134

P-72

S-200

Cl-349

Ar35

4K

-48Ca10

Sc-18

Ti-8

V-51

Cr-64

Mn Fe-16

Co-64

Ni-112

Cu-118

Zn47

Ga-29

Ge-116

As-78

Se-195

Br-325

Kr39

5Rb-47

Sr Y-30

Zr-41

Nb-86

Mo-72

Tc-53

Ru-101

Rh-110

Pd-54

Ag-126

Cd32

In-29

Sn-116

Sb-103

Te-190

I-295

Xe41

6Cs-45

Ba Lu Hf Ta-31

W-79

Re-14

Os-106

Ir-151

Pt-205

Au-223

Hg61

Tl-20

Pb-35

Bi-91

Po-183

At-270

Rn41

7Fr

-44Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol