DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA

Transcripción

1 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS. A principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. Hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación. Distinción entre metales y no metales: se basaba en la mala o buena conductividad de los elementos. Realizada por Lavoisieur. Triadas de Döbereiner: Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas: Cl, Br y I; Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te Octavas de Newlands: Cada siete elementos se repetía una secuencia de propiedades. formuló la ley de las octavas. En aquella época se hablaba de pesos atómicos y no de masas atómicas. Estos agrupamientos de ocho elementos permitieron definir las primeras propiedades periódicas Clasificación de Mendeleiev: La clasificación de Mendeleiev es la más conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó los 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces. Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, ya que consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto, tomando como punto de partida los estudios anteriores establecieron la primera tabla de elementos basándose en: - Colocar los elementos por orden creciente de masas atómicas. - Agruparlos en función de sus propiedades, en el caso de Mendeleiev en columnas. Tuvo mérito el dejar espacios libres para los elementos que en ese momento no habían sido aún descubiertos.prediciendo incluso algunas de sus propiedades. Así predijo la existencia del elemento Germanio, al que inicialmente se le denominó Ekasilicio por sus propiedades semejantes al Silicio. Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Hoy sabemos que las masas atómicas estaban bien medidas y que el problemas era el criterio de clasificación hasta entonces usado. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL 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 según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas". 1

2 A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio y existe una relación directa entre su configuración electrónica, su posición en la tabla periódica, su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma, etc Está formado por periodos y grupos. Periodos: Son las filas y se numeran del 1 al 7. El nº del periodo indica el valor del número cuántico principal n. Se colocan elementos que aumentan en una unidad el Z del elemento anterior. Grupos: son las columnas y contienen elementos con propiedades similares. Hay 18. Los elementos se clasifican en: Metales: a la izquierda y en la zona central. Tienen tendencia a perder electrones al combinarse con no metales. No metales: a la derecha, tienen tendencia a ganar electrones cuando se combinan con metales. Gases nobles (grupo 18). Elementos de transición interna o tierras raras: son dos series de elementos que quedan fuera de la Tabla periódica Lantánidos: Conf. electrónica terminada en 4 f n. Actínidos: Conf. electrónica terminada en 5 f n. Se clasifica en cuatro bloques: Bloque s : A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2. Bloque p : A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18. Bloque d : En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12. Bloque f : En la parte inferior de la tabla. El hidrógeno (H), de difícil ubicación en la tabla y el helio (He), en el grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración s 1 y s 2 respectivamente. Bloque Grupo Nombres 1 Alcalinos s 2 Alcalino-térreos 13 Térreos 14 Carbonoideos 15 Nitrogenoideos p 16 Anfígenos 17 Halógenos 18 Gases nobles Config. Electrónica n s 1 n s 2 n s 2 p 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 d 3-12 Elementos de transición n s 2 (n 1)d 1-10 f Elem de transición interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n 1)d 1 (n 2)f

3 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA a) La distribución electrónica es el modo en que se sitúan los electrones en los átomos, indica en qué capas y en que orbitales hay electrones y cuantos. Se representa por: n x e Donde: n: es el número cuántico principal o número de la capa. x: es el tipo de orbital: s, p, d, f e: es el número de electrones en cada orbital. Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios: Principio de mínima energía: Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en un orbital hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético estén semiocupados. Se llaman electrones desapareados a aquellos que están solos en un orbital. Si un orbital contiene 2 1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p Diagrama de Moeller, representación del principio de mínima energía electrones se dice que están apareados. En este caso tendrán espines opuestos (+1/2, -1/2) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. En consecuencia, en cada orbital puede haber, como máximo, dos electrones con espines opuestos. El principio Aufbau, aplica todas las normas anteriores para determinar la configuración electrónica de un elemento. b) La capa de valencia es la última capa de un átomo en la que hay electrones. Es la que define la capacidad de combinación o formación de enlaces de un átomo que se llama valencia. c) El electrón diferenciador es el último colocado en un elemento y que lo distingue del anterior 3

4 PROPIEDADES PERIÓDICAS Tal y como viene enunciado en la ley periódica, hay una serie de propiedades en los elementos que varían de manera periódica al ir aumentando el número atómico. Su valor se puede predecir a la vista de la posición que ocupa un elemento en el S.P. Factores de los que dependen las propiedades periódicas Carga nuclear efectiva (Z*): Es la carga real que mantiene unido un e al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos: - Carga nuclear (Z). Se trata de la carga positiva del núcleo del átomo. A mayor Z mayor Z *, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más protones. - Apantallamiento o efecto pantalla: Las propiedades periódicas dependen de la capa de valencia. Las capas internas del átomo, provocan una repulsión de los e interiores sobre los situados en la capa de valencia, que hace disminuir el efecto de la carga nuclear. Se llama apantallamiento o efecto pantalla. A mayor apantallamiento menor Z *. La capa de valencia: Cuanto mayor es la distancia de la capa de valencia, menor es la atracción por parte de núcleo a los electrones de esta capa periférica. Variación de Z* en la tabla Varía poco al aumentar Z en los e de valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón. Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo debido a la mayor Z, pues el apantallamiento de los e de última capa es el mismo. aumenta RADIO ATÓMICO Carga nuclear efectiva El radio atómico es la distancia que separa el núcleo de su electrón más periférico. Se define como: la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí. Se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. El radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales. En un periodo disminuye al desplazarse hacia la derecha: Al aumentar la carga nuclear efectiva: al crecer el nº de protones del núcleo, los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. Aumento del radio atómico 4

5 El efecto pantalla y la capa de valencia no influyen de forma significativa ya que no aumenta la distancia al núcleo. En un grupo aumenta al descender: Al aumentar la distancia al núcleo, cada vez queda más lejana la capa de valencia. El apantallamiento es mayor al aumentar el periodo, existen más capas internas de electrones que disminuyen el efecto de la carga nuclear. RADIO IÓNICO Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido (catión) o ganado electrones (anión), adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. En un enlace iónico, la distancia de enlace es la suma del radio aniónico y el catiónico de los iones enlazados. Los cationes tienen radios menores que los átomos neutros: Se produce una contracción de la nube electrónica, al predominar las fuerzas nucleares atractivas sobre ella y existir una menor repulsión electrónica al faltar uno o más electrones. Cuanto mayor sea la carga del catión menor será este, ya que la atracción por parte del núcleo es más fuerte hacia los e restantes. Los aniones son mayores que los átomos neutros: Se produce una expansión de la nube electrónica al existir una repulsión mayor entre los e - al introducirse un e - más. Cuanto mayor sea la carga del anión mayor será este, ya que existe una repulsión más fuerte en la nube electrónica Radio del anión > radio del átomo neutro > radio del catión Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores Entre los iones isoelectrónicos (con igual número de electrones y que pertenecen a distintos grupos) tiene mayor radio el de menor número atómico. La fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga. Ej: la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de electrones, por ejemplo: Na + Z = protones y 10 electrones Ne Z = protones y 10 electrones F - Z = 9 9 protones y 10 electrones Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na +, por el hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10 electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el F - será más grande, es decir: Na + < Ne < F - 5

6 ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E I). Es la mínima energía necesaria para extraer un e (el más externo y por tanto más débilmente unido a él) de su capa de valencia a un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental para formar un catión. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica (absorbe energía). X (g) + EI1 X + (g) 1ª Energía de ionización X + (g) + EI2 X +2 (g) 2ª Energía de ionización X +2 (g) + EI3 X +3 (g) 3ª Energía de ionización En un periodo, aumenta al desplazamos hacia la derecha: Al crecer la carga nuclear efectiva (Z*), ya que aumenta el nº de protones del núcleo y coloca los electrones en el mismo nivel energético, por lo que la atracción Aumento de la Energía de Ionización sobre la nube electrónica es mayor y es mayor la E I necesaria para arrancar un e. Hay también un menor radio atómico. En un grupo la E I aumenta hacia arriba: Al descender en el grupo se intensifica el efecto pantalla, al elevarse el número de capas entre el núcleo y la capa de valencia, por lo que la EI disminuirá. Aumenta el tamaño. La E I de los gases nobles es muy grande, porque se debe extraer un e a átomos con configuración electrónica muy estable. En teoría existen tantas E I como electrones tenga el átomo en su capa de valencia, son las energías de ionización sucesivas. En general, son cada vez mayores, ya que a medida que desaparecen los e hay un exceso de carga positiva en el núcleo que atraerá con más fuerza a los electrones restantes. En los periodos influye la configuración electrónica de la capa de valencia. Se pueden observar saltos muy importantes en la EI si al perder un e se pierde una estructura de capa cerrada o semicapa cerrada (ns 2 np 6, ns 2 o np 3 corresponde con gases nobles, alcalinotérreos y nitrogenoideos)), por lo que la diferencia con las E I anteriores será muy alta. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A E) Es la mínima energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental al captura un e y forma un anión. Siguiendo los criterios termodinámicos, esta energía será negativa si se desprende en el proceso y positiva en caso contrario, mientras que la AE1 es generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía 6

7 absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber captado ya el primero. El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario, los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen tendencia es a perder electrones y no a captarlos Al descender en un grupo disminuye (en valor absoluto) la A E: El efecto pantalla aumenta y también la capa de valencia, el e que capta el átomo está más alejado del núcleo y experimentará una menor atracción y se desprenderá una menor energía. En un periodo aumenta (en valor absoluto) al desplazarse hacia la derecha: Aumenta la carga nuclear y disminuye el tamaño, aumenta la atracción del núcleo por el electrón y se libera más energía. La más negativa (y mayor en valor absoluto) es la de los halógenos, debido a que al captar un electrón adquiere la configuración electrónica de un gas noble. En los alcalinotérreos y los gases nobles son positivas, en ambos tipos de elementos hay que aportar energía porque estos elementos tienen estructuras electrónicas de especial estabilidad (ns 2 y ns 2 np 6 ) y dejarían de tenerlas al captar un electrón. Al igual que con la energía de ionización, hablamos de afinidades electrónicas sucesivas. La 2ª y posteriores AE también suelen ser positivas, pues se trata de introducir un e a un anión, lo que lógicamente está impedido por repulsión electrostática. Los elementos que presentan E I bajas, es decir muestran facilidad para perder electrones, también muestran poca tendencia a ganar un electrón, A E baja. Por el contrario, los elementos que difícilmente se dejan arrancar un e Aumento de la Afinidad Electrónica (E I elevada) liberaran gran energía cuando capten un e (A E elevada). ELECTRONEGATIVIDAD (E N) La electronegatividad (E N) mide la tendencia de un átomo a atraer sobre él al par de e que comparte en un enlace químico covalente. Es una propiedad de los átomos enlazados químicamente entre sí. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F). Es una escala adimensional, basada en mediciones experimentales de la polaridad del enlace. Depende de la A E y de la E I, por lo que varia de igual forma. Aumenta hacia arriba en los grupos, ya que los e son más atraídos por el núcleo a menores distancias. En los periodos crece hacia la derecha ya que hay mayor carga nuclear y una menor distancia. Los átomos más pequeños de la esquina Aumento de la electronegatividad 7

8 superior derecha tendrán la atracción más fuerte Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una energía de ionización elevada, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo. Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, no-metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características intermedias. Átomos de electronegatividades similares (dos no metales) formarán enlaces covalentes. Si son muy diferentes (metal + no metal) formarán enlaces iónicos. CARÁCTER METÁLICO. CARÁCTER OXIDANTE - REDUCTOR Los metales deben ser capaces de ceder electrones con facilidad y formar cationes. La electronegatividad y el carácter metálico son conceptos opuestos, a mayor electronegatividad menor carácter metálico y viceversa. Disminuye al avanzar en un periodo hacia la derecha: Por la mayor carga nuclear y una menor distancia que dificultará que los átomos pierdan e con facilidad. Aumenta en un grupo al descender en él: Ya que los e son menos atraídos por el núcleo a mayores distancias. Los elementos metálicos tienen pocos electrones de valencia y tendencia a cederlos, serán reductores y ellos se oxidarán. A mayor carácter metálico serán mejores reductores. Los no metales tienen tendencia a captar electrones, a reducirse, por lo que serán buenos oxidantes. Cuanto mayor sea su electronegatividad mayor será su carácter oxidante. REACTIVIDAD La atracción que sufren los electrones de valencia dependen de la carga nuclear efectiva y de la distancia del e al núcleo. Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores. Los metales serán más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e con mayor facilidad. Ejemplo: El e 4s del K es más reactivo que el 3s del Na. METALES NO METALES Gases inertes Aumento en la Reactividad Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e que entran sean más atraídos. Ejemplo: El e que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl. 8

9 NÚMERO DE OXIDACIÓN El nº de oxidación representa el nº de cargas que tendrá un átomo en una sustancia si los electrones del enlace fueran transferidos totalmente en el sentido que indica la diferencia de electronegatividades entre los átomos. Depende de la configuración electrónica, al menos en los grupos principales, ya que los átomos buscan las distribuciones electrónicas más estables (estructura de gas noble o de semicapa cerrada). Intentaran alcanzar o mantener estas estructuras. Estructuras especialmente estables: Estructura de capa cerrada - ns 2 np 6 o ns 2 - nd 10 - nf 14 Estructura de semicapa cerrada - np 3 - nd 5 - nf 7 Radio Atómico. El átomo no tiene límites definidos. Se toma como la mitad de la distancia entre dos núcleos iguales. El valor es aproximado ya que la distancia depende del tipo de enlace. Radio Iónico. Los cationes tienen un radio menor que el atómico. Los aniones tienen un radio mayor que el atómico. Energía de ionización (EI). Es la energía necesaria para extraer un electrón del átomo neutro en estado gaseoso. Se habla de 1ª EI cuando se extrae el primer electrón, 2ª EI cuando se extrae el segundo electrón... Lógicamente es mayor en los no metales que en los metales. En los gases nobles es mucho mayor aún. Afinidad electrónica (AE). Es la energía intercambiada cuando un átomo acepta un electrón. Normalmente esta energía es negativa (se desprende) aunque es positiva en los gases nobles y metales alcalino térreos. Electronegatividad (EN). Mide la tendencia de los átomos a atraer los electrones hacia sí. Lógicamente es mayor en los no metales que en los metales. El flúor (F) es el elemento más electronegativo con un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos con 0,7. El oxígeno (O) es el segundo elemento más electronegativo (3,5); después se sitúan el nitrógeno (N) y el cloro (Cl) con 3,0 y el resto de no metales. Carácter metálico. Es una magnitud inversa a la electronegatividad. Lógicamente, los elementos más electronegativos son los que menos carácter metálico tienen. Los elementos con mayor carácter metálico, son, pues, los menos electronegativos. 9

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