Tema Átomos y Tabla Periódica Tres partículas subatómicas: el protón (carga +), el neutrón (carga = ) y el electrón (carga -) : son las partículas principales que afectan el comportamiento químico de los elementos El átomo no tiene carga eléctrica neta porque tienen igual número de protones y electrones Núcleo del átomo: residen juntos protones y neutrones. La masa del protón y del neutrón es casi igual y ambas son mucho mayores que la del electrón. Debido a que la masa del átomo es tan pequeña (del orden de 4 X -24 g para el átomo más pesado) se usa la uma (unidad de masa atómica =.67 X -24 g) que equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono: el carbono 2 C
Partícula Masa Carga* Electrón.55 uma - Protón.759 uma + Neutrón.898 uma ninguna Partícula Electrón Protón Neutrón Masa 9.X -28 g.67x -24 g.67x -24 g Carga* - + ninguna
Masa y carga del electrón, protón y neutrón Partícula Masa Relativa* Carga Relativa electrón protrón neutrón 836 839 - + *al electrón se le asigna arbitrariamente la masa de para comparación
Simbólicamente cada núcleo de un determinado elemento se representa por: Donde M es el símbolo del elemento químico al que pertenece, A y Z son sus números másico y atómico respectivamente. Número atómico = el número de protones del núcleo (número menor) Número de masa del átomo = la suma del número de protones y neutrones de un núcleo (número mayor) superíndice: indica el número atómico (número de protones) subíndice: indica el número de masa (número de protones y neutrones H símbolo del elemento Nota: no tiene neutrones = superíndice: indica el número atómico (número de protones) 6 C 2 subíndice: indica el número de masa (número de protones y neutrones símbolo del elemento Nota: tiene 6 neutrones 2 He 4
El hidrógeno tiene tres isótopos: El isótopo con A=, denominado protio, que carece de neutrones. El isótopo con A=2, llamado deuterio (que posee un neutrón). El isótopo con A=3, denominado tritio, que posee dos neutrones.
Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo. Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas. Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón. Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía. Núcleo y orbitas de un átomo Átomo de Helio
Niveles y subniveles de energía. Orbitales (s, p, d y f) Orbitales y números cuánticos. Los orbitales son funciones de onda que describen una distribución específica de densidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por lo tanto, cada orbital tiene una forma y una energía características. n número cuántico principal n, puede tener valores enteros positivos de, 2, 3, etc. al aumentar n, el orbital se hace más grande, el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo y el electrón tiene más energía. Este número describe el nivel o capa. valor de n 2 3 4 etc número cuántico azimutal l, puede tener valores enteros de de a n - para cada valor de n. Un aumento también significa un aumento en la energía l valor de l y, y 2,, 2 y 3 etc m l número cuántico magnético m l, puede tener valores enteros entre l y -l, lo que incluye el cero. Este número describe la orientación del orbital en el espacio valor de m y +,, -, +,, - y +2, +,, -, -2 etc s número cuántico espin: solo puede tener dos valores +/2 y -/2 valor de s +/2 y -/2 +/2, -/2, +/2, -/2, +/2, -/2, +/2, -/2 etc 2 electrones ocho electrones 8 electrones
Números cuánticos para los electrones en los primeros dos niveles cuánticos número cuántico principal = n número cuántico azimutal = l tipo de orbital número cuántico magnético = m número cuántico spin = s s +/2 -/2 s +/2 -/2 + +/2 2 + -/2 p +/2 -/2 - +/2 - -/2
Si n = entonces el número cuántico l sólo puede tomar el valor es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +/2 y otro con spin -/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de s: Orbital s Orbital s 2
Si n = 2, el número l puede tomar los valores y, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l =, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +/2 y otro con spin -/2): En el caso de que sea l =, tenemos los orbitales 2p en el que caben dos electrones, en total son 6
Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l:, y 2. Si l = tendremos de nuevo un orbital del tipo s: 3s si l = tendremos los tres orbitales del tipo p: 3p y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +,, -, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:
Sí n = 4 entonces se tiene que l =,, 2 y 3. Cuando l = se tiene 4s, si l = se tiene 4p, si l = 3 se tiene 4d y si l = 3 entonces se tienen siete orbitales 4f con un total de 4 electrones
orbitales s orbitales p orbitales d orbitales f l= l= l=2 l=3 m l = m l =-,, + m l =-2, -,, +, +2 un orbital s en una subcapa s tres orbitales p en una subcapa p cinco orbitales d en una subcapa d m l =-3, -2, -,, +, +2, +3 siete orbitales f en una subcapa f n 2 3 valores de l subcapa s 2s 2p 3s valores de m l,, - número de orbitales en la subcapa 3 número total de orbitales en la capa 8 3p,, - 3 8 4 2 2 3d 4s 4p 4d 2... -, -2,, - 2... -, -2 3 5 5 36 3 4f 3, 2,,, -, -2, -3 7
Configuración electrónica: Es la forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo. La configuración electrónica más estable o basal de un átomo es aquella en que los electrones están en los estados de energía más bajo posibles Elemento Número de electrones Orbitales s 2s 2p 3s Configuración electrónica H s He 2 s 2 Li 3 s 2 2s Be 4 s2 2s2 B 5 s 2 2s 2 2p C 6 s 2 2s 2 2p 2 N 7 s 2 2s 2 2p 3 Ne s 2 2s 2 2p 6 Na s 2 2s 2 2p 6 3s
Notación Espectral: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. El orden de llenado de orbitales es: s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4p 6 5s 2 4d 5p 6 6s 2 4f 4 5d 6p 6 7s 2 5f 4 6d 7p 6 Ejemplo: La notación espectral del Calcio (Z = 2) es: s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
Ejemplos de gases inertes y de iones con la misma estructura electrónica elemento ion Ne: s 2 2s 2 2p 6 F: s 2 2s 2 2p 5 F - : s 2 2s 2 2p 6 Na: s 2 2s 2 2p 6 3S Na + : s 2 2s 2 2p 6 Mg: s 2 2s 2 2p6 3s 2 Mg 2+ : s 2 2s 2 2p 6 elemento ion 5 Sn: ( 36 Kr) 5s 2 4d 5p 2 Sn 2+ : ( 36 Kr) 5s 2 4d 5 Sb: ( 36 Kr) 5s 2 4d 5p 3 Sb 3+ : ( 36 Kr) 5s 2 4d 82 Pb: ( 54 Xe) 6s 2 4f 4 5d 6p 2 Pb 2+ : ( 54 Xe) 6s 2 4f 4 5d 83 Bi: ( 54 Xe) 6s 2 4f 4 5d 6p 3 Bi 3+ : ( 54 Xe) 6s 2 4f 4 5d Se pierde el electrón 4s antes del 3d Cu: s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 3d Cu + : s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d Zn: s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d Zn 2+ : s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d Ga: s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4p Ga 3+ : s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d Se pierde el electrón 5s o 5p antes del 4d Ag: ( 8 Ar) 4s 2 3d 4s 2 4p 6 5s 4d Ag + : ( 8 Ar) 4s 2 3d 4s 2 4p 6 4d Cd: ( 8 Ar) 4s 2 3d 4s 2 4p 6 5s 2 4d Cd 2+ : ( 8 Ar) 4s 2 3d 4s 2 4p 6 4d In: ( 8 Ar) 4s 2 3d 4s 2 4p 6 5s 2 4d 5p In 3+ : ( 8 Ar) 4s 2 3d 4s 2 4p 6 4d ( 36 Kr) ( 36 Kr)
Esquema de la tabla periódica con los elementos según el último tipo de orbital Elementos representativos de bloque p s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 3d 4d 5d 6d Elementos representativos de bloque s Metales de transición s 2p 3p 4p 5p 6p 7p Metales del bloque f 4f 5f
Metales de transición: son los elementos cuyo último electrón se aloja en un subnivel d. (n-) d x ns 2 (x =,2,,) Elementos representativo s: son los elementos cuyo último electrón, que es el que esta unido con menos fuerza, se aloja en un orbital s o en un orbital p. ns x (x =, 2) o ns2 npx (x =,2,,6) Metales de transición interna: son los elementos cuyo último electrón se aloja en un subnivel f (n-2) f x (n-) d ns 2 (x =,2,,4)
Tabla de configuración electrónica de los elementos
Electrones de valencia. Son los electrones que están después de la configuración de gas noble (electrones internos). También se les llama electrones de capa externa o electrones de valencia Ejemplo: Na: [Ne] 3s (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s para la configuración del electrón de valencia. Mg: [Ne] 3s 2 Al: [Ne] 3s 2 3p Ejemplo: átomo de oxígeno Si: [Ne] 3s 2 3p 2 P: [Ne] 3s 2 3p 3 S: [Ne] 3s 2 3p 4 6 O 8 s 2 2s 2 2p 4 electrones internos electrones de valencia O: electrones internos He 4 He 2 2s 2 2p 4 s 2 Cl: [Ne] 3s 2 3p 5 Èjemplo: átomo de sodio s 2 2s 2 2p 6 3s Na: Ne 3s electrones de valencia Ar: [Ne] 3s 2 3p 6
Representaciones de Lewis de los átomos. Ayudan a entender los enlaces en muchas moléculas y compuestos. Elemento Configuración electrónica Representación de Lewis H s H He s 2 He Li Be B C N O F He 2s Li He 2s 2 Be He 2s 2 2p B He 2s 2 2p 2 C He 2s 2 2p 3 N He 2s 2 2p 4 O He 2s 2 2p 5 F Ne He 2s 2 2p 6 Ne Na Mg Ne 3s Ne 3s 2 Na Mg
Periodos y grupos de la tabla periódica.
Gases nobles: son los que tienen los subniveles s y p de la última capa llenos. ns 2 p 6
Configuración electrónica de los gases nobles, mostrando los electrones de valencia 2 8 36 54 86 He Ne Ar Kr Xe Rn s 2 s 2 2s 2 2p 6 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 2p 6 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4p 6 Kr Xe 5s 2 4d 5p 6 6s 2 4f 4 5d 6p 6 Todos tienen el mismo subnivel completo. s 2 para el He y para los demás ns 2 np 6 Los gases nobles existen como especies monoatómicas, este se debe a que son poco reactivos y a que no tienen afinidad a combinarse con ellos mismos o con otros elementos. Este se debe a que las configuraciones electrónicas de los gases nobles muestran que los subniveles externos s y p están completos, esto indica una gran estabilidad
Grupo (Metales alcalinos): Los metales alcalinos tienen bajos valores de energía de ionización por lo que tienden a perder su único electrón de valencia, formando iones positivos +. Son muy reactivos, por lo que no se les encuentra libres en la naturaleza. Reaccionan con agua para producir H gas y el correspondiente hidróxido. Con oxígeno forman óxidos metálicos. En resumen: Son altamente reactivos pues ceden electrón con facilidad. Son muy solubles y forman soluciones alcalinas A H 7A 3 Li 2s F 9 2s 2 2p 5 Na 3s Cl 7 3s 2 3p 5 9 K 4s Br 35 4s 2 4p 5 37 Rb 5s I 53 5s 2 5s 5 55 Cs 6s At 85 6s 2 6p 5 87 Fr 7s Grupo 7A (Halógenos). Grupo o familia de elementos químicos constituido por el flúor, el cloro, el bromo, el yodo y el radiactivo e inestable astato. Estos elementos tienen propiedades químicas similares, que se pueden resumir en una gran reactividad química, mayor en el flúor y menor en el yodo. Todos ellos forman moléculas diatómicas, siendo gases el flúor y el cloro, un líquido volátil de color pardo el bromo y un sólido de color violáceo el yodo. Todos los halógenos forman compuestos muy abundantes en la naturaleza, todos ellos son ampliamente utilizados en diferentes aplicaciones tecnológicas e industriales. En resumen son altamente reactivos y solubles. Son electronegativos pues ganan fácilmente un electrón.
Iones del grupo A y 7A halógenos 3 9 37 55 87 A Li Na K Rb Cs Fr He 2s Ne 3s Ar 4s Kr 5s Xe 6s Rd 7s configuración de gas noble Li + Na + K + Rb + Cs + Fr + He 7A He F 2s Ne Ne He 2s F 2 2p 2 2p 6 5 2 Cl Ne 3s 2 3p 6 Ar Ar 7 Cl Ne 3s 2 3p 5 Kr Br Ar 4s 2 4p 6 Kr 35 Br Ar 4s 2 4p 5 Xe I Kr 5s I Kr 2 5p 6 Xe 53 5s 2 5p 5 At Xe Rd At 6s Rd 85 Xe 2 6p 6 6s 2 6p 5 Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.
Elementos del º, 2º y 3 er periodo. 2 3 A H Li Na Periodo: cada línea horizontal de la tabla periódica 8A 2A 3A 4A 5A 6A 7A He Be B C N O F Ne Mg Al Si P S Cl Xe 2 3 Iones de los elementos del periodo, 2 y 3 H + Li + Na + A H Li Na cationes Be Mg Periodo: cada línea horizontal de la tabla periódica H ambos 2A 3A 4A 5A 6A 2+ C = +2, +4, -4 Be F N = +, +3, +5, -3 Mg 2+ B 3+ O 2- F varias valencias Si = +2, +4 P = +, +3, +5, -3 7A 8A He B C N O Ne Ne Al Si P S Cl Xe Al 3+ S 2- Cl Xe aniones neutros