TEMA 2 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA

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1 TEMA 2 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA 1. PRIMERAS CLASIFICACIONES 2. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA 2.1. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI 2.2. PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA 2.3. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD 2.4. FORMAS DE REPRESENTAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 2.5. DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES 2.6. ALTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS 3. TABLA PERIÓDICA ACTUAL 3.1 RELACIÓN ENTRE POSICIÓN Y DISTRIBUCIÓN 3.2. POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICAS 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 4.1. DE QUÉ DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS? 4.2. RADIO ATÓMICO 4.3. EL RADIO IÓNICO 4.4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.5. AFINIDAD ELECTRÓNICA 4.6. ELECTRONEGATIVIDAD 4.7 CARÁCTER METÁLICO 4.8 RESUMEN DE LAS TENDENCIAS PERIÓDICAS 1

2 1. PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS Buscar información acerca de : - tríadas de Döbereiner - ley de las octavas de Newlands - tablas periódicas de Mendeleiev y Meyer - Sistema periódico actual ( Werner y Seaborg) 2. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICAS - Configuraciones electrónicas - Capa de valencia, electrones de valencia, valencia. Para determinar la distribución electrónica nos basamos en tres principios: 1. Principio de exclusión de Pauli 2. Principio de mínima energía 3. Principio de máxima multiplicidad 2.1. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI En un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. En cada orbital, como máximo, puede haber 2 electrones. El número de electrones por nivel viene dado por: 2n 2 Así, si n= electrones, si n= electrones, si n= electrones, si n= electrones PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA Los electrones se disponen en el orbital de mínima energía que esté disponible. La energía del orbital viene determinada por la suma de sus números cuánticos, principal y azimutal, n+l. Si n+l coincide para más de un orbital, será mens energético el que tenga menor valor de n. El principio de mínima energía sigue el orden de llenado del diagrama de Moeller. -Hacer la configuración electrónica y determinar la posición en la tabla a partir de ella para los siguientes elementos: Cl, Fe, Mg, S, Ag, Ca, Xe -Hacer la configuración electrónica de los siguientes iones: Ca +2, Br -, S -2, Al +3 2

3 2.3 PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND Cuando hay varios orbitales de la misma energía (del mismo tipo) la configuración más estable es la que permite el mayor desapareamiento de los electrones. - Transformar las configuraciones anteriores en diagramas de orbitales - Hacer la configuración del Cu, P, Rb, Ar usando diagramas de orbitales TERMINOLOGÍA: apareado/desapareado --- orbital vacío/ semilleno / lleno Recordar la relación entre la configuración y los números cuánticos 2.4. FORMAS DE REPRESENTAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 1) Escribiendo la configuración completa 2) a partir de la configuración del gas noble anterior 3) Mediante diagramas de orbitales ACTIVIDAD Reescribir alguna de las configuraciones anteriores expresándola a partir de la configuración del gas noble anterior DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES a) CAPA CERRADA Un átomo tienen una configuración de gas noble si tiene su estructura de capa cerrada. Esta es la estructura más estable. b) SEMICAPA CERRADA Todos los orbitales de un tipo están semillenos (permite un gran desapareamiento) np 3 nd 5 nf 7 3

4 grupo 11: Cu [Ar] 4s 2 3d 9 Ag [kr ] 5s 2 4d 9 Estructura d 5, capa semillena, mayor T-2 Distribución electrónica y tabla periódica Marisa Cumba Los átomos tenderán a ganar o perder electrones de manera que logren adquirir una configuración de capa cerrada o de semicapa cerrada. 1. Una de las valencias del manganeso es 2 (e.ox +2) Podrías explicar por qué es la más estable? 2. Justifica por qué el Zn, Cd y Hg tienen e. ox +2 y por qué el Hg tienes además el +1 FOTOCOPIA: 3, ALTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS En los grupos 6 y 11 ocurre que la configuración electrónica que se obtiene mediante el diagrama de llenado es: grupo 6: Cr [Ar] 4s 2 3d 4 Mo [kr ] 5s 2 4d 4 estabilidad. Promociona un electrón de 4s al 3d Sin embargo, las distribuciones electrónicas reales son: grupo 6: Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Mo [kr ] 5s 1 4d 5 grupo 11: Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Ag [kr ] 5s 1 4d 10 Estructura d 10, capa llena, mayor estabilidad. Promociona un electrón de 5s al 4d 4. La distribución real del Pd es [Kr] 4 d 10, mientras que la teórica es [kr ] 5s 2 4d 8 A qué se debe esta alteración de la distribución? 5. El cobre actúa con los e. ox +1 y +2. Basándote en sus configuraciones real y teórica, es posible justificar estos estados? 3. TABLA PERIODICA ACTUAL La tabla periódica actual deriva de la de Mendeleiev, pero los elementos están ordenados seguún un orden creciente de su número atómico. Werner modificó la tabla de Mendeleiev. Seaborg descubrió y catalogó los metales de transición interna. 4

5 La tabla actual consta de 18 grupos o columnas, donde los elementos tienen todos la misma distribución electrónica en la capa de valencia. Los grupos se numeran: - del 1 al 18 según la recomendación IUPAC - del I al VIII A, del I al VIII B (metales de transición) Las filas se llaman períodos y se numeran del 1 al RELACIÓN ENTRE POSICIÓN Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Alcalinos - ns 1 Alcalino-térreos - ns 2 Boroideos - ns 2 np 1 Carbonoideos ns 2 np 2 Nitrogenoideos ns 2 np 3 Anfígenos ns 2 np 4 Halógenos ns 2 np 5 Gases nobles ns 2 np 6 5

6 *FOTOCOPIA TABLA LARGA ** Llenado de orbitales d y f metales de transición interna 3.2. POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA A partir de la posición se puede establecer la configuración y a partir de la configuración se puede establecer la posición en la tabla. ACTIVIDAD Utiliza la tabla larga para indicar la configuración de algunos elementos. 6

7 6. A la vista de la tabla deduce las distribuciones electrónicas del Na, S, Sc, Pt, U y Eu. 7. A partir de las siguientes configuraciones indica el grupo, periodo y electrones de valencia de los siguientes elementos: a) [Ne] 3s 2 3p 1 b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 d) [Xe] 6s 2 5d 1 4f 4 e) [Rn] 7s 2 5f 14 6d 5 f) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5 s 1 FOTOCOPIA: 22, 23, 24, 26, 31, 36, 37, 38, 39, 41, PROPIEDADES PERIÓDICAS Son propiedades periódicas aquellas cuyo valor cualitativo o variación se puede prever a partir de la posición en la tabla. Destacan: el radio atómico, la energía de intercambio de electrones, la tendencia a atraer electrones, el carácter metálico y los estados de oxidación habituales DE QUÉ DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS? Dependen de factores como: a) CARGA NUCLEAR: número de protones o número atómico. b) EFECTO PANTALLA: las capas electrónicas internas hacen disminuir el efecto de la carga nuclear sobre las capas externas (apantallamiento). c) CAPA DE VALENCIA: Determina la distancia de los electrones más externos al núcleo. A mayor distancia, menor es la atracción RADIO ATÓMICO Es la distancia que separa al núcleo de su electrón más externo. Se define como el radio covalente y resulta de dividir entre 2 la distancia que separa a los núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente sencillo. El radio atómico aumenta al descender en un grupo y al desplazarnos a la izquierda en un período (salvo en los gases nobles). 7

8 Al descender en el grupo aumenta el número de capas electrónicas y también el efecto pantalla, la atracción es menor y por tanto el radio es mayor. Al desplazarse a la izquierda en un período, la carga nuclear es menor y, por tanto, es menor la atracción sobre los electrones externos, originando radios atómicos mayores EL RADIO IÓNICO El radio iónico es el tamaño del catión o del anión de un elemento químico. Los radios iónicos varían respecto a los atómicos. Los cationes tienen menor tamaño y los aniones mayor, respecto del átomo neutro. El catión tiene más carga positiva, por tanto atrae más a los electrones, en consecuencia es más pequeño. El anión tiene más carga negativa, por tanto, menor atracción efectiva sobre los electrones y, en consecuencia, mayor radio. 8

9 4.4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN Es la mínima energía que hay que proporcionar a un átomo, en estado gaseoso y fundamental, para arrancar un electrón de su capa de valencia: X (g) + E.I X + + e - Se mide en KJ/ mol; J/ átomo; ev/ átomo La E.I aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha, salvo en los gases nobles. Al subir en un grupo hay menos capas electrónicas y el electrón más externo está más próximo al núcleo y, por tanto, mayor es la atracción (mayor energía hay que aportar para arrancar el electrón) Al desplazarnos a la derecha aumenta la carga pero no el número de capas electrónicas, por tanto, la atracción es mayor, la E.I es mayor también. 9

10 8. Explica por qué el Be y el N tienen energías de ionización anormalmente altas 9. Razona por qué se producen variaciones irregulares en las E.I de los metales de transición y de transición interna. -ENERGÍAS DE IONIZACIÓN SUCESIVAS La primera E.I suele ser menor que la segunda. Existen tantas E.I como electrones tenga el átomo en su periferia. Los saltos que se producen en el valor de la E.I tienen que ver con la configuración electrónica del ión resultante AFINIDAD ELECTRÓNICA Es la mínima energía que cede o desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando acepta un electrón: X + e - X - + AE se mide en unidades de energía; KJ/ mol; J/ átomo La AE aumenta al subir en un grupo y al desplazarse hacia la derecha, salvo en los gases nobles, esto es debido a que cuánto más a la derecha nos encontramos en un período, mayor es la atracción sobre los electrones, de la misma forma ocurre al ascender en el grupo. 10

11 4.6. ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones de un enlace químico. Se puede expresar en KJ/mol o J/ átomo. La E.N aumenta al subir en el grupo y al desplazarse a la derecha en el período, salvo en los gases nobles. Cuánto más arriba en el grupo, más próximos están los electrones del núcleo, más atracción experimentan. En el período, al desplazarse a la derecha en el período, menor es el apantallamiento. La polaridad del enlace se mide en términos de la diferencia de E.N de los elementos que lo forman, a mayor diferencia, mayor polaridad. 10. Indica cómo es la polaridad en los siguientes enlaces: H-C, K-F, Na-O, y Br-Cl 11. Clasifica los átomos por E.N creciente: Fe, K, Mg, C, Cl 11

12 4.7 CARÁCTER METÁLICO Las propiedades de los metales son: - elevada conductividad eléctrica - posibilidad de combinarse con no metales para dar sales - actúan como cationes (ceden electrones con facilidad dada si baja E.I) - tienen poca tendencia a captar electrones (baja A.E) El carácter metálico aumenta al descender en un grupo y al desplazarse hacia la izquierda en el período. 4.8 RESUMEN DE LAS TENDENCIAS PERIÓDICAS FOTOCOPIA: 43, 44, 48, 49, 50, 53 12