INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA DEL LABORATORIO

Transcripción

1 UNIDAD I: ÁTOMOS Y ELEMENTOS OBJETIVOS 1. Describir el ordenamiento electrónico en niveles y subniveles de energía basados en la ley periódica moderna 2. Ordenar los electrones en el átomo usando los conceptos y principios relacionados con la estructura atómica de los elementos. 3. Utilizar la ley periódica para representar el ordenamiento electrónico en niveles y subniveles de energía. 4. Fomentar hábitos de atención y participación CONTENIDO 1. Tabla Periódica: periodos y grupos, clasificación de los grupos, metales y no metales 2. Ordenamiento de los electrones en el átomo 3. Ley Periódica; número de grupos 4. Sub-capas y orbitales 5. Ordenamiento electrónico usando niveles y subniveles de energía (configuración electrónica) CONTENIDO 2.1. TABLA PERIÓDICA Ley Periódica: «Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos» Investigador, fecha Antoine-Laurent (francés), 1789 Conocimiento sobre la tabla periódica Lavoisier Avance Agrupación de 33 elementos según sus propiedades químicas. Johann Dobëreiner (alemán), 1829 Grupos de 3 elementos (tríadas). Jean-Baptiste Dumas (francés), Alexander B. (francés), 1862 de Chancourtois Clasificación de los elementos en metales y metaloides (5 familias: H, F, O, N y C). «Anillo telúrico»: ordenación en forma de hélice en orden creciente de masas atómicas. John A. Newlands (británico), 1865 Grupos de 8 elementos (octavas). J. Lothar Meyer (alemán) y Dimitri I. Mendeléiev (ruso), 1869 William Crookes (británico), 1888 Períodos largos (63 elementos ordenados por su masa atómica). Modelo de agrupación de los elementos en espiral tridimensional Se incorporan los gases nobles.

2 Henry G. Moseley (británico), Ordenación de los elementos químicos por el número atómico. El sistema periódico termina en el elemento uranio. Se van incorporando a la tabla los elementos transuránidos. Se conocen 114 elementos: 90 aparecen en la naturaleza y el resto se han creado artificialmente en el laboratorio. Sin embargo, los átomos de estos elementos obtenidos de forma artificial se desintegran en un tiempo muy pequeño. CARACTERÍSTICA DE LA TABLA PERIÓDICA MODERNA. Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z). Se denominan GRUPOS Columnas verticales de la tabla periódica. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. PERÍODOS Las filas horizontales de la tabla periódica. Los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares Para localizar un elemento en la tabla periódica, se requieren obtener de manera directa los siguientes datos: Símbolo asociado al nombre. Número de período. Número y nombre de la familia Número atómico Tipo de elemento: Metal, No metal o metaloide.

3 Elemento representativo, de transición, o tierra rara. Clasificación Existen 7 PERÍODOS, con 2, 8, 8, 18, 18, 32 y 32 elementos respectivamente. Existen 18 FAMILIAS, algunas con nombres particulares, la mayoría toma el nombre del elemento inicial de la familia. Existen 4 BLOQUES de elementos: 2 Representativos, Transición o metales pesados y transición interna o Tierras raras. Existe una diagonal quebrada que separa los metales, los cuales se encuentran a la izquierda de esta (abarcan el 80% de los elementos aproximadamente) y a su derecha los no metales (el 20% restante), por otra parte los elementos próximos a la diagonal quebrada se denominan metaloides, presentando propiedades intermedias entre metales y no metales. Característica elementos representativos: Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p. La configuración electrónica de su capa de valencia es: n s x (x =1, 2) o n s 2 n p x (x= 1, 2,..., 6) Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico. Están formados por los elementos de los grupos "A". Característica de los elementos de transición: Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) d x n s 2 (x= 1, 2,..., 10) Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico. Están formados por los elementos de los grupos "B". Todos son metales En general sus compuestos son coloridos.

4 Características de los elementos de transición elementos de transición interna o tierras raras: Lantánidos y actínidos. Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f. La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) f x (n-1) d 0 n s 2 (x= 1, 2,..., 14) 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 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

5 Semimetales o metaloides: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge) Propiedades de los elementos: METALES METALOIDES NO METALES Buenos conductores del Conducen la electricidad en Malos conductores del calor y la electricidad ciertas condiciones calor y la electricidad Son maleables y dúctiles La mayoría no son maleables No son maleables ni ni dúctiles dúctiles Sus puntos de fusión y Sus puntos de fusión y Sus puntos de fusión y ebullición son altos ebullición son medios ebullición son bajos Al reaccionar cede sus Al reaccionar se pueden Al reaccionar comparte o electrones comportar como metal o acepta electrones. como no metal 2.2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA O CONFIGURACIÓN PERIÓDICA Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía. Niveles de energía o capas Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano

6 al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía). Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite

7 cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7). La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primeras capas, en la siguiente tabla: Niveles de energía o capa (n) 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) Tipo de subniveles s s p s p d s p d f Número de orbitales en cada subnivel Denominación de los orbitales Número máximo de electrones en los orbitales Número máximo de electrones por nivel de energía o capa s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos. Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos. La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales: Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

8 Regla de las diagonales Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento. En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta. Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el gráfico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 1 0 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

9 Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles). En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles. El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento. La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo. Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuántos electrones tengo en cada nivel, cómo puedo hacer para averiguarlo? Ya vimos que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo. Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-). Supongamos que tenemos que averiguar la distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

10 En el ejemplo del sodio sería: 1s 2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s 2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p 6, siguiendo la diagonal tengo 3s 2. Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s 1. Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 : Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); Tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital). En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: Ejemplo: Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones. En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones. En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones. En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones. Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 9 Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.