7 7p 7º nivel energético 5f 7s. 6 6p 6º nivel. 4f 6s. 5 5p 5º nivel energético 4d 5s. 4 4p 4º nivel energético 3d 4s. 3 3p 3 er nivel energético

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1 Sesión 7 Tema: CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ATOMOS y EL SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. I. Objetivos de la sesión Al finalizar el estudio de este capítulo Ud. será capaz de: a) Escribir la estructura electrónica más probable de cualquier elemento, conocido su número atómico. b) Describir los aspectos más notables del sistema periódico moderno. c) Distinguir entre a) período y grupo; b) metales alcalinos, metales alcalino térreos, halógenos y gases nobles; c) metales, no metales, metaloides y metales de transición. d) Describir cómo el modelo mecánico cuántico del átomo puede usarse para ex plicar la forma moderna del sistema periódico. e) Discutir la relación entre la estructura electrónica del niv el energético más ex terno y las propiedades químicas de los elementos. II. Temas Configuraciones electrónicas. Los Números Cuánticos que describen el ordenamiento de los electrones en el átomo, se relacionan con las energías potenciales de los mismos. Las energías asociadas con los diferentes orbitales electrónicos se pueden observ ar en la Fig Nº cuántico principal 7 7p 7º nivel 6d energético 5f 7s 6 6p 6º nivel 5d energético 4f 6s 5 5p 5º nivel energético 4d 5s 4 4p 4º nivel energético 3d 4s 3 3p 3 er nivel energético 3s 2 2p 2º nivel energético 2s

2 1 1 er nivel energético 1s Fig Energías relativas de los orbitales, a medida que se llenan con electrones. Si conocemos el número de electrones de un átomo podemos describir su configuración electrónica en el estado de menor energía posible, ya que los electrones ingresan en los diferentes orbitales en un orden definido, partiendo por los de más baja energía. El hidrógeno tiene sólo un electrón. Este se mueve en el orbital s del primer nivel energético, u orbital 1s. Los dos electrones del helio completan el orbital 1s y el primer nivel energético. Esto se puede mostrar en notación orbital indicando el niv el energético con un número entero, el tipo de orbital con la letra correspondiente y el número de electrones que los ocupan, como un exponente de la letra que describe el tipo de orbital, esto es, el hidrógeno tiene una estructura electrónica 1s 1, y el helio, una 1s 2. También se puede describir lo mismo en forma más gráfica, indicando con un cuadrado cada orbital, y con una flecha de distinto sentido a cada uno de los dos electrones que ingrese a él, o como un círculo con una diagonal por cada electrón. También se describen configuraciones electrónicas de los átomos mediante el símbolo rodeado de puntos que indican cada uno un electrón de la capa más externa (estructuras o símbolos de puntos de Lew is). 1 er nivel ener gético. H 1s H. 1 He 1s He: 2 1s 1s 1s 1s Con el helio, se completa el primer nivel de energía. Los elementos siguientes, tienen electrones que van ocupando el segundo nivel energético. Para recordar el orden de entrada de los electrones, existe una regla nemotécnica, que se muestra en el gráfico a la derecha. 2º nivel ener gético. Consta de 8 elementos Nº de electrones en subniveles Nombre Símbolo Nº At. 1s 2s 2p x 2p y 2p z Litio Li Berilio Be Boro B Carbono C Nitrógeno N Oxígeno O Flúor F Neón Ne

3 Obsérvese que los electrones en los orbitales p no se aparean hasta que cada orbital p no ha sido ocupado por un electrón con espines paralelos Esta regla se conoce como la regla de Hund, y rige también para los orbitales d y f. Un átomo como el neón, que tiene completos los orbitales s y p del nivel energético más ex terno, se dice que tiene una capa ex terna consistente en un octeto. 3 er nivel energético. También consta de 8 elementos. La configuración electrónica de los elementos de este nivel es similar a la del segundo, con electrones sucesivos ingresando en los orbitales espaciales 3s y 3p. Ellos son: sodio, Na; magnesio, Mg; aluminio, Al; silicio, Si; fósforo, P; azufre, S; cloro, Cl y argón, Ar. Nombre Símbolo Nº At. Nº de electrones en subniveles 1s 2s 2p 3s 3p Sodio Na Magnesio Mg Aluminio Al Silicio Si Fósforo P Azufre S Cloro Cl Argón Ar º nivel ener gético. Consta de 18 elementos Nombre Símb. NºAt. Nº de electrones en subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p Potasio K Calcio Ca Escandio Sc Titanio Ti Vanadio V Cromo Cr Manganeso Mn Fierro Fe Cobalto Co Níquel Ni Cobre Cu Zinc Zn Galio Ga Germanio Ge Arsénico As Selenio Se Bromo Br Kriptón Kr Los átomos de los dos primeros elementos del cuarto nivel tienen la misma configuración electrónica que el argón en sus tres primeros niveles. Ellos muestran el ingreso de uno y dos electrones, respectiv amente en el orbital 4s. En los próximos 10 átomos se llenan los 5 orbitales 3d, por ingreso de electrones sucesiv os a ellos. Orbitales llenos y semi llenos parecen tener una estabilidad adicional, por lo que las estructuras del cromo, Cr, y el cobre, Cu, aparecen como irregulares. La estabilidad adicional de los orbitales 3d semi llenos en el Cr y de los orbitales 3d totalmente llenos en el Cu, ex plican el desplazamiento de un electrón 4s al último orbital 3d por semi llenarse, y al último orbital 3d por llenarse, respectiv amente. Con el zinc, Zn, se completa el llenado de los orbitales 3d, con dos electrones en el orbital 4s. Los restantes seis elementos de esta serie tienen completamente llenos los tres primeros niveles energéticos, y completan los orbitales p del cuarto nivel. Kriptón, es el último miembro de esta serie, y presenta un octeto en el cuarto nivel energético.

4 5º nivel ener gético. Igual que el cuarto nivel, consiste de 18 elementos. Nombre Símb. Nº Nº de electrones en subniveles At. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p Rubidio Rb Estroncio Sr Ytrio Y Zirconio Zr Niobio Nb Molibdeno Mo Tecnecio Tc ? Rutenio Ru Rodio Rh Paladio Pd Plata Ag Cadmio Cd Indio In Estaño Sn Antimonio Sb Telurio Te Iodo I Xenón Xe Los dos primeros elementos de este nivel, rubidio, Rb, y estroncio, Sr, tienen una estructura electrónica idéntica a la del kriptón, más uno o dos electrones respectivamente en el nivel 5s. En los próximos 10 elementos se llenan los 5 orbitales 4d, por ingreso sucesivo de un electrón a la estructura atómica. También aquí se producen irregularidades en el llenado de los orbitales 4d, por traslados de electrones 5s a ellos, los que se explican por aumento de la estabilidad. Si observamos la Tabla siguiente, podemos constatar que los orbitales 4s y 3d, así como los 5s y 4d, tienen prácticamente igual energía, por lo que estas irregularidades o saltos de electrones se pueden considerar normales y probablemente de ocurrencia frecuente a temperatura ambiente. Los átomos del cadmio, Cd, tienen completamente llenos los tres primeros niveles energéticos y los orbitales 4s, 4p, y 4d, y dos electrones en el orbital 5s. Los restantes 6 elementos de esta serie completan con electrones sucesivos los orbitales 5p. Así, en este quinto nivel, al igual que en el cuarto, se produce el ingreso de electrones en orbitales de dos niv eles diferentes. Xenón, el último miembro de la serie, tiene un octeto en el quinto nivel energético y llenos los orbitales 4s, 4p y 4d.

5 6º nivel ener gético. Es mucho más largo que los anteriores y consiste de 32 elementos. Nombre Sìmb. Nº Nº de electrones en subniveles At. 4d 4f 5s 5p 5d 6s 6p Cesio Cs Bario Ba Lantano La Cerio Ce 58 E Praseodimio Pr 59 s Neodimio Nd 60 t Promecio Pm 61 r Samario Sm 62 u Europio Eu 63 c Gadolinio Gd 64 t Terbio Tb 65 u Dysprosio Dy 66 r Holmio Ho 67 a Erbio Er Tulio Tm 69 d Yterbio Yb 70 e Lutecio Lu 71 l Hafnio Hf Tantalio Ta 73 k Tungsteno W 74 r Renio Re 75 i Osmio Os 76 p Iridio Ir 77 t Platino Pt 78 ó Oro Au 79 n Mercurio Hg Talio Tl 81 m Plomo Pb 82 á Bismuto Bi 83 s Polonio Po Astatino At Radón Rn Los átomos de los dos primeros, cesio, Cs, y bario, Ba, tienen estructuras electrónicas igual a la del xenón, más uno o dos electrones, respectivamente, en el orbital 6s. En los átomos de los siguientes 14 elementos de esta serie, se llenan los 7 orbitales 4f, por adición de electrones sucesivos a la estructura atómica. Con los átomos del elemento y terbio, Yb, se completa el llenado de todos los orbitales del cuarto nivel energético, con 32 electrones. Los átomos de los próx imos 10 elementos de la sex ta serie, llenan los 5 orbitales 5d, con sucesivos electrones. Los átomos de los restantes 6 elementos de esta serie tienen completos los primeros cuatro niveles energéticos y llenos los orbitales 5s, 5p y 5d, y van ingresando sucesivamente electrones a los 3 orbitales 6p. Radón, el último miembro de la serie, tiene un octeto en el sex to niv el energético y llenos los orbitales 5s, 5p y 5d.

6 7º nivel energético. Este nivel es incompleto, de él se conocen sólo 18 elementos. Del número atómico 93 en adelante son elementos sintéticos, obtenidos en muy pequeñas cantidades en reacciones nucleares en los reactores atómicos y aceleradores de partículas. Nombre Símb. Nº Nº de electrones en subniveles At. 4f 5d 5f 6s 6p 6d 7s Francio Fr 87 E Radio Ra 88 s Actinio Ac 89 t Thorio Th 90 r Protactinio Pa Uranio U 92 d Neptunio Np 93 e Plutonio Pu 94 l ? Americio Am Curio Cm 96 X Berkelio Bk 97 e Californio Cf 98 n ? Einstenio Es 99 ó ? Fermio Fm 100 n ? Mendelevio Md ? Nobelio No 102 m ? Laurencio Lr 103 á ? Kurchatovio Ku 104 s ? El Sistem a Periódico de los Elem entos. Por la mitad del siglo 19, los químicos tenían serios problemas para memorizar las propiedades físicas y químicas de los elementos, en la medida que se descubrían nuevos. Se hicieron entonces una serie de intentos para ordenar este aparente caos, clasificando a los elementos de acuerdo a sus propiedades. En 1869 estos esfuerzos culminaron en las propuestas del profesor ruso Dimitri Iv anovich Mendeleiev y el profesor alemán Lothar Meyer, quienes trabajando independientemente, hicieron la interesante observ ación que si los elementos conocidos hasta esa fecha se ordenaban de acuerdo a pesos atómicos crecientes, ellos se podían distribuir en ocho columnas, conteniendo cada una, elementos con propiedades químicas y físicas comunes. En otras palabras, se encontró que las propiedades de los elementos se repetían en ciclos de ocho. Esta primera forma de ley periódica, esto es, que los elementos podían ser ordenados en una tabla de propiedades repetitivas, es una de las generalizaciones más útiles y de más largo alcance en la ciencia. Cuando estas tablas fueron propuestas originalmente, muchos elementos no se habían aún descubierto. Una característica importante de las tablas de Mendeleiev y Mey er es que dejaban espacios vacantes, lo que llevó a Mendeleiev a predecir la existencia y propiedades de 6 elementos. Tres de ellos fueron descubiertos dentro de los 15 años siguientes a la predicción y los otros tres v arios años más tarde. La tabla o sistema original ha sufrido muchas revisiones a medida que se descubrían nuev os elementos y se conocían sus propiedades. Uno de los cambios más importantes es que el sistema periódico moderno está basado en el ordenamiento de los elementos por número atómico creciente y no por pesos atómicos crecientes como en la tabla de Mendeleiev y Meyer. En la época de su proposición, no se conocía el concepto de número atómico, porque aún no se descubrían los protones y electrones. Además, algunos de los valores de pesos atómicos eran incorrectos y el concepto de isótopos desconocido. Esto hace aún más notable la concordancia de estos químicos, al encontrar orden en un arreglo desconcertante de hechos químicos. El sistema periódico moderno. Como consecuencia del av ance de nuestros conocimientos, la tabla periódica original se ha conv ertido en la actual ley periódica. Esta ley establece que las propiedades químicas y físicas de los elementos varían periódicamente si se arreglan en orden de números atómicos crecientes.

7 Cada una de las columnas horizontales en la tabla se denomina un período. Cada una de las columnas verticales se denomina grupo o familia, y se numeran usando números romanos. Los elementos en un grupo tienen propiedades químicas similares. Nótese que cada uno de los grupos está dividido en dos sub grupos denominados A y B, como el grupo 1A y el grupo 1B. Los elementos en un subgrupo dado tienen propiedades muy similares y los de diferentes sub grupos (1A y 1B) tienen sólo propiedades levemente similares. Cuatro sub grupos tienen nombres comunes. El grupo 1A se conoce como el grupo de los metales alcalinos. Los elementos del grupo 2A es el de los metales alcalinos térreos. El grupo 7A se llama de los halógenos y el grupo 8A el de los gases nobles. Los metales de transición es un bloque grande de elementos en la mitad de la tabla periódica, entre los grupos 2A y 3A. Ellos forman un puente de transición entre los metales, a la izquierda de la tabla, y los no metales, a la derecha de la tabla. 1 1A 3 Li 6, Na 22,99 19 K 39,10 37 Rb 85,47 55 Cs 132,9 87 Fr (223) 2 2A 4 Be 9, Mg 24,31 20 Ca 40,08 38 Sr 87,62 56 Ba 137,3 88 Ra (226) 3 3B 21 Sc 44,96 39 Y 88,91 71 Lu 138,9 103 Lr (257) Metales No Metales 4 4B 22 Ti 47,88 40 Zr 91,22 72 Hf 178,5 104 Ku (257) 5 5B Z X m 23 V 50,94 41 Nb 92,91 73 Ta 180,9 105 (260) 57 La 138,9 89 Ac (227) B 7B = Nº Atómico = Símbolo = masa atómica 24 Cr 52,00 42 Mo 95,94 74 W 183,9 106 (263) 58 Ce 140,1 90 Th 232,0 25 Mn 54,94 43 Tc (98) 75 Re 186,2 107 (262) 59 Pr 140,9 91 Pa (231) 26 Fe 55,85 44 Ru 101,1 76 Os 190,2 108 (265) 60 Nd 144,2 92 U 238,0 9 8B 27 Co 58,93 45 Rh 102,9 77 Ir 192,2 109 (266) 61 Pm (147) 93 Np (237) 10 1 H 1, Ni 58,69 46 Pd 106,4 78 Pt 195,1 62 Sm 150,4 94 Pu (242) 11 1B 29 Cu 63,55 47 Ag 107,9 79 Au 197,0 63 Eu 152,0 95 Am (243) 12 2B 30 Zn 65,39 48 Cd 112,4 80 Hg 200,6 64 Gd 157,3 96 Cm (247) 13 3A 5 B 10,81 13 Al 26,98 31 Ga 69,72 49 In 114,8 81 Tl 204,4 65 Tb 158,9 97 Bk (247) 14 4A 6 C 12,01 14 Si 28,09 32 Ge 72,59 50 Sn 118,7 82 Pb 207,2 66 Dy 162,5 98 Cf (249) 15 5A 7 N 14,01 15 P 30,97 33 As 74,92 51 Sb 121,8 83 Bi 209,0 67 Ho 164,9 99 Es (254) 16 6A 8 O 16,00 16 S 32,07 34 Se 78,96 52 Te 127,6 84 Po (210) 68 Er 167,3 100 Fm (253) 17 7A 9 F 19,00 17 Cl 35,45 35 Br 79,90 53 I 126,9 85 At (210) 69 Tm 168,9 101 Md (256) 18 8A 2 He 4, Ne 20,18 18 Ar 39,95 36 Kr 83,80 54 Xe 131,3 86 Rn (222) 70 Yb 173,0 102 No (254) La tabla periódica se puede usar también para distinguir entre metales, no metales y metaloides (o semi metales). Los metales, (no sombreados) están a la izquierda de la línea escalonada que parte bajo el boro (B). El grupo de los metales comprende cerca de los 3/4 de los elementos conocidos. Los no metales, (fuertemente sombreados) están a la derecha de la línea escalonada. Los elementos a ambos lados de esta línea más el hidrógeno, pueden reaccionar como metales y como no metales y se denominan metaloides. Los metales son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio), y tienden a ser buenos conductores del calor y la electricidad. De los 22 no metales, 11 son gases, 1 es un líquido y 10 son sólidos a temperatura ambiente. Para

8 nuestros propósitos, la distinción más útil entre metales y no metales es que los metales a menudo tienden a perder uno o más electrones para formar iones positivos, mientras lo no metales (con la excepción de los gases nobles), a menudo tienden a atraer o ganar uno o más electrones para formar iones negativos Construyendo el sistem a periódico a partir del m odelo m ecánico cuántico del átom o. Según el modelo cuántico visto mas arriba, la estructura electrónica de los átomos de los elementos incluy e grupos de orbitales conteniendo 2, 6, 10 y 14 electrones. Comparando este patrón de llenado de los orbitales en las distintas series, con el sistema periódico de los elementos, observamos que coinciden. Esto es, cada una de los niv eles energéticos descritos, coincide exactamente con los períodos del sistema periódico. De esta similitud, podemos concluir que las propiedades químicas de los elementos son una función de la estructura electrónica de la capa o nivel de energía más ex terno de un átomo. En efecto, los grupos y subgrupos del sistema periódico, están constituidos por elementos que tienen todos la misma estructura electrónica en su nivel energético o capa más externa. El comportamiento químico es primariamente una función de los electrones en el nivel electrónico más ex terno, donde los electrones son más fáciles de remov er o adicionar, o donde ellos pueden ser atraídos por los núcleos de otros átomos o moléculas v ecinos, e interactuar para formar nuevos compuestos. 1º s s 2º 3º 4º s p 5º d 6º 7º f III. Actividad pr evia. Syllabus sesión 6 IV Metodología de la sesión. Clase expositiva, de debate y con ejercicios prácticos V. Lectura post-sesión. Por definir CUESTIONARIO. 1. Qué es un par electrónico? Qué es un octeto? 2. Cuántos orbitales d puede haber en un nivel energético? Cuántos electrones d puede haber en un nivel energético? Cuál es el nivel energético más bajo que puede tener orbitales d? 3. Idem 2 para orbitales f. 4. Escriba la configuración electrónica de los átomos de los elementos de la tercera serie. 5. Cuántos pares electrónicos hay en la capa más externa de cada uno de los siguientes elementos: a) carbono, b) kriptón, c) oxígeno, d) arsénico, e) iodo. 6. Cuál de los átomos de la pregunta 5 tiene un octeto en su capa más externa? 7. Cuántos niveles de energía están parcial o totalmente ocupados en el átomo de mendelevio?

9 8. Por qué la cuarta y quinta serie contienen 18 elementos y la segunda y tercera sólo 8? 9. Por qué la sexta serie contiene 32 elementos y no 18 como la cuarta y quinta? 10. Qué orbitales del tercer nivel de energía están llenos en a) el elemento argón?; b) en el elemento kriptón? 11. Cuál será la configuración electrónica más probable para el elemento 106? 12. Ordene los siguientes orbitales de acuerdo a su energía creciente: 6s, 2p, 3d, 4s, 5p, 2p, 4d, 3s. 13. Una balanza de Gouy es un instrumento que detecta orbitales conteniendo electrones desapareados. Cuál de los elementos, C, N, O, F, Ne, Na, Al, P, S, Cl, K, Ca, serían detectados por esta balanza.

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