Configuración electrónica y Tabla Periódica

Transcripción

1 Configuración electrónica y Tabla Periódica Dra. Patricia Satti, UNRN TABLA PERIODICA

2 El modelo mecánico-cuántico de los átomos permite responder una de la preguntas centrales de la química: por qué los elementos se comportan como lo hacen? O formulada de otra forma para justificar más el interés en estudiar este tema : cómo se relaciona la distribución de los electrones en los orbitales de los átomos con sus propiedades físicas y químicas?

3 Tabla periódica y El ordenamiento se hizo según masa atómica creciente. Dra. Patricia Satti, UNRN Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICA TABLA PERIODICA

4 Inicios de la tabla periódica En 1870, D. Mendeleev (químico ruso) ordenó 65 elementos conocidos en esa época en la tabla periódica y resumió su comportamiento en la ley periódica donde postulaba que los elementos exhiben una repetición periódica de propiedades químicas similares, por ejemplo su reactividad). Incluso llegó a predecir propiedades de elementos aún no descubiertos. En forma independiente, en la misma época, el físico J. Meyer llegó al mismo ordenamiento basándose en las propiedades físicas de los elementos (punto de fusión, de ebullición).

5 Átomos plurielectrónicos La ecuación de Schrödinger no da soluciones exactas para átomos multielectrónicos, pero sí da soluciones aproximadas. Estas soluciones muestran que los orbitales atómicos de átomos de varios electrones son semejantes al hidrógeno.

6 Átomos plurielectrónicos La existencia de más de un electrón en un átomo requirió considerar tres características (que no son relevantes en el caso del H): 1) la necesidad de un cuarto número cuántico 2) un límite en el número de electrones permitidos en un orbital dado 3) interacciones complejas de electrones en orbitales en diferentes niveles de energía

7 Cuarto número cuántico Experimento de Stern y Gerlach Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s Los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto s sirve para diferenciar a cada uno de los dos e que componen el mismo).

8 Espín del electrón Es un momento angular intrínseco que posee cada electrón. El termino espín (spin en inglés) evoca el movimiento de una pelota sobre su eje y puede ayudar a visualizar el movimiento del electrón. Sin embargo, el espín es un fenómeno puramente cuántico que no tiene analogía en mecánica clásica ( OJO!). Se describe por un número cuántico m s que tiene el valor ½ para todos los electrones. No sale de la resolución de la ecuación de Schrödinger. La dirección del momento angular de espín (valor de m s ) describe la orientación del espín frente a un campo magnético: puede ser hacia las agujas del reloj (- ½ ó ) ó contra las agujas del reloj (½ ó ). OPC.

9 Históricamente el principio de exclusión de Pauli fue formulado para explicar la estructura atómica, e imponía una restricción sobre la distribución de los electrones entre los diferentes estados. Posteriormente, con el análisis de sistemas de partículas se observó que existían dos tipos de partículas: fermiones, que cumplen el principio de exclusión, y bosones, que no lo cumplen. Los fermiones son partículas que tienen espín semientero y estado cuántico asimétrico. Son fermiones, por ejemplo, los electrones y los quarks (estos últimos son los que forman los protones y los neutrones). En cambio, algunas partículas no obedecen a este principio, ya que son bosones, o sea, forman estados cuánticos simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres. OPC.

10 Número de electrones por orbital Con base a observaciones de los estados excitados, W. Pauli formuló el principio de exclusión (de Pauli) según el cual dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Cada electrón debe tener una identidad única expresada por su conjunto único de números cuánticos.

11 Principio de exclusión de Pauli La principal consecuencia del principio de exclusión de Pauli es que un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones que deben tener espines opuestos. El átomo de He tiene dos electrones y en su estado fundamental los electrones deben tener los siguientes números cuánticos

12 Interacciones entre electrones La energía de un orbital en un átomo de varios electrones depende primariamente del valor de n (tamaño) y secundariamente del valor de l (forma). La energía del orbital en átomos multielectrónicos se ve afectada por: a) la carga nuclear (Z) b) las repulsiones entre electrones en él mismo orbital c) el efecto pantalla de electrones más internos

13 Efecto de la carga nuclear Según las leyes de Coulomb, cuando una carga positiva grande atrae una carga negativa, la energía del sistema es menor (sistema más estable), que cuando una carga positiva pequeña lo hace, porque las cargas se atraen una a otra con más fuerza. El aumento de la carga nuclear (Z): disminuye la energía del orbital (E más negativa).

14 Repulsión entre electrones (mismo orbital) La presencia de un e- más en un orbital, incrementa la energía de éste debido a fuerzas repulsivas. Las repulsiones tienen el efecto de disminuir las atracciones nucleares de modo que cada e - experimenta una carga nuclear más débil de la que tendría si el otro e - no estuviera presente. Es como si cada e- escudara o protegiera al otro de la carga nuclear total, reduciendo ésta a una carga nuclear efectiva menor

15 Repulsión entre electrones (orbital más interno) Como los electrones internos pasan la mayor parte del tiempo entre el e- externo y el núcleo, evitan que el e- más externo sienta toda la atracción nuclear, lo que hace al electrón exterior más fácil de remover. Los electrones internos protegen a los electrones externos más efectivamente que los electrones del mismo subnivel. Esto se conoce como Efecto pantalla

16 Carga nuclear efectiva Es la carga real que mantiene unido a un e al núcleo. El apantallamiento (o efecto pantalla) reduce la carga nuclear a una carga nuclear efectiva (Z ef ), que es la carga positiva que el e - experimenta realmente.

17 Carga nuclear efectiva Depende de: 1) Número atómico (Z) 2) Efecto pantalla o repulsión electrónica. Ambos efectos son contrapuestos: A mayor Z mayor Z*. A mayor apantallamiento menor Z*. Z efectiva = Z - σ 0 < σ < Z (σ = constante de apantallamiento) Z efectiva Z número de electrones internos o base

18

19 Principio de energía mínima Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando en orbitales vacíos en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

20 Energías de los orbitales Teniendo en cuenta los efectos recién analizados, las energías crecientes de los orbitales atómicos en átomos multielectrónicos son: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s El esquema muestra las energías de los orbitales y cómo quedan determinadas por los valores de n y de l:

21 Principio de llenado progresivo (de aufbau) Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía. Se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

22 Energía 6s 5 s 6 p 5 p 5 d 4 d 4 f 4 s 4 p 3 d 3 s 3 p 2 s 1 s 2 p n = 1; 1; l l = 0; 0; m = 0; 0; s = ½

23

24 Dos electrones en un mismo orbital y que sólo difieren en el número cuántico de spin, se dice que son electrones apareados. La configuración electrónica de menor energía tiene el máximo de electrones desapareados desapareado desapareado

25 La configuración electrónica del elemento Rb (Z=37) es: La configuración electrónica del gas noble anterior más próximo al elemento se denomina kernel. El kernel del Rb es el Kr

26 La configuración electrónica de un elemento se puede escribir en forma abreviada usando el kernel cuya configuración se representa por el símbolo del gas noble entre paréntesis [ ]. Los kernel son: [He] ó [Ne] ó [Ar] ó [Kr] ó [Xe] ó [Rn] El kernel del Rb (Z = 37) es el [Kr] puesto que el Kr es el gas noble anterior más cercano al Rb. Así la configuración electrónica del Rb se puede escribir en forma abreviada (condensada): [Kr] 5s1

27 Categorías de electrones Se distinguen tres categorías de electrones: 1) electrones internos, son los del kernel, están en los niveles inferiores de energía, 2) electrones externos, son los que están en los niveles más altos de energía, los que tienen el mayor valor de n y en promedio están más alejados del núcleo, 3) electrones de valencia, son los electrones (externos) que se involucran en la formación de moléculas y de compuestos.

28 Configuraciones electrónicas Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica Li 3 1s 2 2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p 1 C 6 1s 2 2s 2 2p 2 N 7 1s 2 2s 2 2p 3 Ne 10 1s 2 2s 2 2p 6 Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 electrón de valencia

29 Categorías de elementos: Se distinguen 3 categorías de elementos: 1) elementos representativos, los que tienen electrones de valencia s y/o p, incompletos. 2) elementos de transición, los que tienen electrones de valencia en orbitales d incompleto. 3) elementos de transición interna, los que tienen electrones de valencia en orbitales f incompleto

30 La Geografía de la Tabla Periódica actual

31 El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO.

32 Los elementos que conforman un mismo grupo presentan propiedades físicas y químicas similares. Las columnas verticales de la Tabla Periódica se denominan GRUPOS (o FAMILIAS)

33 ns 1 ns 2 Configuración electrónica de los elementos en su estado natural d 1 d 5 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 d 10 4f 5f

34 Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10 Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.

35 Metales alcalinos

36 Metales alcalinotérreos

37 Metales de transición

38 Estos elementos se llaman también tierras raras. Metales de transición internos

39 Halógenos

40 Gases Nobles

41 Elementos del Grupo 8A (ns 2 np 6, n 2) Niveles ns y subniveles np completamente llenos. Energías de ionización más altas que las de todos los elementos. No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles

42 Propiedades periódicas Dra. Patricia Satti, UNRN TABLA PERIODICA

43 PROPIEDADES PERIODICAS

44 Configuraciones electrónicas de los iones Las configuraciones electrónicas del tipo gas n s 2 p 6 noble (s 2 p 6 ) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración. pierde 1 e gana 7 e El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones. Por ello, el ión Na + es el único estado de oxidación de este metal.

45 Configuraciones electrónicas de los iones pierde 7 e gana 1 e En el caso del Cl, tratar de adquirir la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea 1, correspondiente al ión cloruro.

46 Configuraciones electrónicas de cationes y aniones de elementos representativos Na [Ne]3s 1 Na + [Ne] Ca [Ar]4s 2 Ca 2+ [Ar] Al [Ne]3s 2 3p 1 Al 3+ [Ne] Los átomos ceden electrones de modo que los cationes adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Los átomos aceptan electrones de modo que los aniones adquieren la configuración electrónica de un gas noble. H 1s 1 H - 1s 2 o [He] F 1s 2 2s 2 2p 5 F - 1s 2 2s 2 2p 6 o [Ne] O 1s 2 2s 2 2p 4 O 2-1s 2 2s 2 2p 6 o [Ne] N 1s 2 2s 2 2p 3 N 3-1s 2 2s 2 2p 6 o [Ne]

47 Propiedades Periódicas Son propiedades mensurables para los elementos Al analizar sus valores en función del número atómico, tienen un comportamiento que se repite periódicamente

48 Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado. - Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización. - Afinidad electrónica. - Electronegatividad.

49 Radios Radio atómico: es la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos vecinos

50 Radio atómico Variación del radio atómico en relación al número atómico. Aumenta el radio atómico Aumenta el radio atómico

51 Comparación de radios atómicos con radios iónicos

52 El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó. El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó.

53 Radio Iónico A A + + e A + e A -

54 Radios Atómicos (Volúmenes atómicos) Radio Covalente: la mitad de la distancia internuclear en las moléculas diatómicas gaseosas de los elementos no metálicos: O 2, F 2, Cl 2, N 2 Radio metálico: la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos en la red metálica.

55 Energía de ionización Es la energía mínima (kj/mol) requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural. I 1 + X (g) X + (g) + e - I 2 + X + (g) X 2+ (g) + e - I 3 + X 2+ (g) X 3+ (g) + e - I 1 primera energía de ionización I 2 segunda energía de ionización I 3 tercera energía de ionización I 1 < I 2 < I 3

56 Variación de la primera energía de ionización n=1 completo n=2 completo n=3 completo n=4 completo n=5 completo

57 Tendencia general en la 1ra energía de ionización Incremento de la primera energía de ionización Incremento de la primera energía de ionización

58 Energía de ionización Energía de ionización (kj/mol) Aumenta E. Ionización Aumenta E. Ionización

59 Las energías de ionización ayudan a entender la formación de iones con determinados estados de oxidación

60 Afinidad electrónica Afinidad electrónica o electroafinidad es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un átomo en estado gaseoso para formar un anión. X (g) + e - X - (g) F (g) + e - O (g) + e - X - (g) O - (g)

61 Variación de afinidad electrónica con el N o atómico

62 Electronegatividad Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. Escala estandarizada a X(F)=4 Escala de Pauling D(AB)calc=[D(A 2 )x D(B 2 )] 1/2 Δ= D(AB) exp D(AB) calc EN A EN B = 0,102 Δ 1/2 EN F = 4 D= energía de disociación de la molécula

63 Electronegatividad EN:aumenta de izquierda a derecha en el período y disminuye de arriba hacia abajo en el grupo Escala estandarizada a X(F)=4

64 Los elementos con bajos potenciales de ionización y bajas afinidades electrónicas son electropositivos y tienen carácter metálico Los elementos con altos potenciales de ionización y altas afinidades electrónicas son electronegativos y tienen carácter no metálico El Flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica El Francio es el elemento más electropositivo de la tabla periódica

65 Electronegatividad Disminuye la electronegatividad Disminuye la electronegatividad

66 Variación de las propiedades periódicas en el sistema periódico