Qué es importante en selectividad? Vamos a repasar: Orbitales atómicos. Números cuánticos. Notación. Configuración electrónica y principios relevantes

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1 Tema 1 EL ÁTOMO Qué es importante en selectividad? Vamos a repasar: Estructura Atómica Orbitales atómicos. Números cuánticos. Notación Configuración electrónica y principios relevantes El Sistema periódico y su configuración electrónica Formación de iones estables Propiedades Atómicas Radio Atómico Energía Ionización Afinidad Electrónica Radio Iónico Electronegatividad Y más

2 1 Estructura Atómica Átomo Núcleo Protones (+) Neutrones (sin carga) Corteza Electrones (-) *Z: Número atómico = Número de protones. Cuando el átomo está en estado neutro, Z también es equivalente al número de electrones. Si por el contrario está en forma iónica para averiguar el número de electrones deberemos sumar los electrones de más (aniones) o de menos (cationes) a Z. Recordad que los protones no varían aunque esté en forma iónica, siguen siendo = Z *A: Número másico = protones + neutrones Un ejercicio muy típico es el cálculo de protones, electrones y neutrones fácilmente deducible de las equivalencias que ya hemos dado. Qué cantidad de cada uno de ellos posee el Cl sabiendo que Z=17 y A=36? Y Cl -? Cloro (Cl): Z=17 A=36 Solución 17 (protones) 17 (protones) Cl 17 (electrones) Cl - 18 (electrones) (uno más) 19 (neutrones) 19 (neutrones) 2 Orbitales atómicos y Números cuánticos Como consecuencia del principio de incertidumbre, se establece la imposibilidad de establecer con precisión la trayectoria del electrón en el espacio. Definimos, por tanto, un orbital atómico como la región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. Los números cuánticos podemos entenderlos como las herramientas que vamos a usar para describir un orbital determinado del átomo y al electrón (o electrones) que los ocupa. Los 3 primeros (n, L, m) nos dan información acerca del orbital y un 4º numero cuántico (s) acerca de los electrón/es que los ocupan. Se explican a continuación:

3 *n: Número cuántico principal: Indica la capa o nivel de energía. Está relacionado con el tamaño del orbital. VALORES que puede tomar: De 1 a 7 *L: Número cuántico secundario o del momento angular: Indica el subnivel de energía o subcapa, así como la forma (tipo) del orbital. l=0 Orbital tipo S. l=1 Orbital tipo P. l=2 Orbital tipo D. l=3 Orbital tipo F. VALORES que puede tomar: Desde 0 a (n-1). *m: Número cuántico magnético Indica las posibles orientaciones espaciales de los orbitales. VALORES que puede tomar: Desde L 0.+L *s: Número cuántico Magnético de Espín Indica las dos únicas posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo. VALORES que puede tomar: +½ y -½. Aquí hay varios ejercicios interesantes que os pueden presentar: Son posibles las siguientes combinaciones de números cuánticos? (2,2,0, +½); (2,1,-2, -½); (3,2,0, 0); (4,3,-1, +½) Solución (2,2,0, +½): No, porque los valores de L pueden ser desde 0 a (n-1), luego podría ser tanto 0 como 1 pero nunca podría ser 2 ya que n=2. (2,1,-2, -½): No, porque los valores de m pueden ser desde L 0 +L, luego podría ser tanto -1,0,+1 pero no -2 como en este caso. (3,2,0, 0): No, porque los valores de s pueden ser tan solo +½ y -½. (4,3,-1, +½): Correcto, esta combinación sí que es posible según las reglas que hemos dado, luego es correcto y define un orbital en concreto y al electrón que alberga en su interior. Cuántos orbitales son posibles como máximo para n=3? y de electrones? Solución Hacer todas las combinaciones posibles de orbitales para n=3 n=3 l=0, 1, 2 m=-2, -1, 0, 1, 2. S=+½ y -½. (Recuerda que para los orbitales solo usamos n, L y m)

4 (3,0,0) (3,1,-1); (3,1,0); (3,1,1) 9 orbitales posibles como máximo (3,2-2); (3,2,-1); (3,2,0); (3,2,1); (3,2,2) Si para cada orbital hay dos posibles electrones (+½ y -½.)= 18 electrones posibles Otra Solución Saber que en cada nivel son posibles como máximo n 2 orbitales, es decir 3 2 = 9 orbitales y 2n 2 electrones, es decir 2x3 2 =18 electrones. Sabrías decir el número de orbitales por cada Subnivel?...Solución: 2L+1, es decir: Para el subnivel S (l=0)..1 orbital Para el subnivel P (l=1)..3 orbitales Para el subnivel D (l=2)..5 orbitales Para el subnivel F (l=3)..7 orbitales Lo que nos va a ser muy útil es saber representar este hecho en notación orbital: s p d f Cada una de esas rayas representa un orbital que va a albergar a electrones flechas. Cada orbital solo puede albergar dos electrones (principio de exclusión de Pauli) y la forma de colocar los electrones (flechas) la define el principio de máxima multiplicidad de Hund. Al fin y al cabo primero se colocan las flechas en paralelo y se completan con flechas antiparalelas conforme vamos añadiendo electrones hasta completar la capa. Energía de los orbitales: Para los átomos polielectrónicos la energía de los orbitales responde a la regla n+l Cuál de los siguientes orbitales es más energético? 5d, 4s, 3p, 3s 5d=5+2=7 Es el que tiene mayor energía. 4s=4+0=4 3p=3+1=4 Cuando hay empate, el que tiene mayor energía es el que tiene mayor n (4s). 3s=3+0=3Menos energético Solución... El orbital menos energético, también es el más estable.

5 3 Configuración electrónica No es más que una distribución de los electrones que tiene un átomo en sus respectivos orbitales, utilizando el diagrama de Moeller (que los ordena de menor a mayor energía). Cloro (Cl): Z=17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cómo representarías lo subrayado en notación orbital? Respuesta: Al electrón que no tiene su pareja se le llama Desapareado. Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 No quedarían electrones desapareadas al sumar el electrón del ión. Hay diversos ejercicios que suelen preguntar si las configuraciones electrónicas son correctas o incorrectas. Veamos la diferencia: Correctas: Pueden estar en estado fundamental o excitado: - Fundamental: La que obtenemos directamente del Diagrama de Moeller. - Excitado: Un electrón adquiere suficiente energía como para saltar de capa. Sodio (Na): *Fundamental: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 *Excitado: 1s 2 2s 2 2p 6 5s 1 Sin embargo sigue siendo el mismo elemento Incorrectas: Si incumple algún criterio de los ya mencionados. Por ejemplo: -Incumplimiento del principio de Hund (1s 2 2s 2 2px 2 2py 0 2pz 0 )Incorrecta (1s2 2s 2 2px 1 2py 1 2pz 0 ). Sería la correcta -Incumplimiento del principio de Pauli ( 1s 2 2s 3 )Incorrecta (1s2 2s 2 2p 1 ) Sería la Correcta

6 4 El sistema periódico (Grupos más preguntados) Cómo localizar un elemento tan solo por su configuración electrónica? Todos los elementos de un mismo grupo tienen idéntica configuración de la capa electrónica más externa llamada capa de valencia, que es precisamente la responsable de las propiedades químicas de cada grupo. En los grupos 1-2 y (los inmensamente preguntados en selectividad) el periodo coincide con el número cuántico principal de la capa de valencia y el grupo con las siguientes terminaciones de configuración electrónica: 1 s 1 2 s s 2 p s 2 p s 2 p s 2 p 4 17.s 2 p 5 18.s 2 p 6 Capa de valencia, que es la de los gases nobles (Gran estabilidad) Cloro (Cl): Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 - Grupo: 17 - Periodo (fila): 3 5 Formación de iones estables El objetivo de esta formación, es conseguir estabilidad, y como lo más estable que hay son los gases nobles, el formar un ión consiste en asemejar su configuración electrónica a la del gas noble en cuestión. Cloro (Cl): Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Como le falta un electrón para ser estable, su ión estable será Cl -. Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Oxígeno (O): O 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Como le faltan dos electrones para ser estable, su ión estable será O 2-. O 2-1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

7 6 Propiedades periódicas Radio atómico Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico, o bien, en el caso de sustancias covalentes, a partir de la distancia entre los núcleos de los átomos idénticos de una molécula. Cuánto más abajo y hacia la izquierda se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será su radio. Esto no sirve de justificación en selectividad pero lo iremos mencionando porque nos puede ayudar a hacernos una idea. La justificación adecuada sería: Cuando los elementos están dentro del mismo grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo porque de esta manera aumenta el número de capas (ya que aumentamos el periodo) Dentro del mismo periodo (misma capa), el radio atómico aumenta hacia la izquierda ya que con ello disminuye Z (protones), pues cuánto menos protones tenga el elemento, la atracción del núcleo hacia los electrones periféricos será menor y el radio aumentará de tamaño. Si no son elementos del mismo grupo ni periodo, generalmente el de mayor radio es el que más número de capas tenga, es decir, en la tabla periódica, cuánto más abajo. Radio iónico Cl Cl - (anión): Al tener un electrón de más, teniendo en cuenta que los electrones se repelen entre sí, la nube electrónica o radio iónico se expande. Un anión tiene, por tanto, mayor radio que el de su átomo neutro. Na Na + (catión): Pasa al contrario que el caso anterior. Hay menos repulsión y se contrae. Un catión tiene, por tanto, menor radio que el de su átomo neutro. Especies isoeléctricas: idéntica configuración electrónica. Mismo número de electrones. Pero En estas especies quien tiene mayor radio? Argón (Ar): Z=18 Ar 18e - (isoeléctrico) Cl - S 2- K + Ca 2+ Hay que tener en cuenta que aunque tengan el mismo número de electrones, tienen diferente número de protones y esto es lo que marcará la diferencia de radios: *El S 2- tiene 16 protones, así que es el de mayor radio porque atrae con menor fuerza a los electrones periféricos. *El Ca 2+ tiene 20 protones, es el que tiene menor radio porque atraerá con más fuerza a los electrones periféricos.

8 Energía de ionización (potencial de ionización) Energía mínima necesaria para arrancar un mol de electrones de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental. Cuánto más arriba y hacia la derecha se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será ésta energía. La justificación es la siguiente: Cuando el átomo tiene un radio pequeño los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo (energía) arrancarlos. Por tanto varía en sentido inverso al que lo hace el radio atómico. Los gases nobles son los elementos que tienen la mayor energía de ionización de su periodo, además, también, porque son muy estables. Existen varias energía de ionización (1ª, 2ª, 3ª, ) y consisten en lo siguiente: - 1ª 1 er electrón que se quita (el más externo del núcleo). - 2ª 2º electrón que se quita (el 2º más externo del núcleo). - Y así sucesivamente Litio (Li): 1s 2 2s 1 Al tener 3 electrones, podemos hablar de hasta 3 energías de ionización. Es interesante saber que las sucesivas energías de ionización siempre son mayores que las anteriores, ya que al quitar un electrón tras su primera energía de ionización, hay un electrón de menos por lo que hay menos repulsión entre los electrones, y así el electrón que vamos a arrancar se encuentra más atraído por el núcleo, por lo que se requiere más energía para arrancarlo (energía de ionización). Y ésta es mucho mayor cuando coincide con un cambio de capa. Por ejemplo en la tercera energía de ionización del magnesio (Mg) que cambia de capa. Afinidad electrónica Es la energía desprendida (a veces absorbida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ión negativo (anión). Cuánto más arriba y hacia la derecha se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será la afinidad. Ésta afinidad será mayor cuanto menor sea el radio del átomo, ya que de esta manera el núcleo atraerá con más fuerza ese hipotético electrón para crear el anión. Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento dado a atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos de un enlace covalente. A B El más electronegativo es el que más lo atrae. Cuánto más arriba y hacia la derecha se encuentre el elemento en la tabla periódica, mayor será la electronegatividad, ya que de esta manera su radio será lo suficientemente pequeño para que el núcleo pueda atraer con más fuerza a los electrones del enlace covalente. Si un elemento es +electronegativo = +no metálico Éstos tiene tendencia a ganar electrones formando aniones. Si un elemento es electronegativo = metálico Éstos tiene tendencia a perder electrones formando cationes.