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Configuracion electronica y tabla periodica 2009
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Configuracion

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Configuracion electronica y tabla periodica 2009 Configuracion electronica y tabla periodica 2009 Presentation Transcript

  • CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El número cuántico n determina el tamaño y la energía de los orbitales en cada subnivel A menor valor de n, más pequeño y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y más estable (menos energía) es el orbital 1s < 2s < 3s < 4s… PROPIEDADES PERIÓDICAS 2p < 3p < 4p… Orden de energía de los distintos subniveles que se encuentran en la Tabla Periódica 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d 1 2 1s En un subnivel dado, los orbitales que lo componen tienen igual energía, decimos que son degenerados 2s 2p Otra forma de entender 2px = 2py = 2pzel orden de energía de los 3s 3p 3d subniveles 3dxy = 3dxz = 3dyz = 3dx2-y2 = 3dz2 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f Principio de exclusión de Pauli 6s 6p En un átomo no puede haber dos electrones 7s con los cuatro números cuánticos iguales Deben diferir en al menos un número cuántico 3 4
  • Definimos configuración electrónica a la manera en que los electrones se acomodan en los orbitales de un átomo • Si hay 2 e en un mismo orbital, deben estar apareados. Uno de ellos es ↑ y el otro ↓. Se indican como “↑↓”. • Los electrones se van agregando a los orbitales en orden de n creciente Para representar la ocupación de un subnivel usamos la notación nla, siendo a el número de • Hasta 2 e por orbital. En el nivel n=1, hasta 2 electrones; Z=1; 1s1 (H) y Z=2, 1s2 (He). electrones en el mismo • El helio tiene sistema de capa cerrada. A partir de Z=3 (Li), se comienza a llenar el nivel n=2 (periodo). La configuración Las subcapas o subniveles totalmente llenos o electrónica para Li es: [He]2s1. a medio llenar son más estables que cualquier • Los electrones del nivel más externo (última capa) son los otra configuración electrones de valencia. Los más importantes (reactivos). • Si hay más de un orbital en un subnivel, se agregan los e en Entonces, subniveles a medio llenar serán ns1, np3, nd5 y nf7 orbitales diferentes antes de ponerlos de a pares. y subniveles completamente llenos serán ns2, np6, nd10 y nf14 • La configuración de un nivel completo puede abreviarse con el símbolo del gas noble correspondiente (ej: 1s2 = [He]). 5 6 TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS La Tabla Periódica Es una manera de acomodar los elementos químicos de acuerdo a la periodicidad de sus propiedadesSe divide en filas llamadas períodosY en columnas llamadas grupos 7 8
  • El llenado de la Tabla Periódica En el primer período comienza a llenarse el primer subnivel accesible, 1s, que puede albergar dos electrones como máximo Z = 1, H 1s1 (1 0 0 +1/2) Z = 2, He 1s2 (1 0 0 -1/2) ¿(1 0 0 +1/2) o (1 0 0 -1/2)? 9 10 El subnivel 2p empieza con el boro 4 electrones en un subnivel pZ = 5, B 1s2 2s2 2p1 (2 1 -1 +1/2) óZ = 6, C ó Z = 6, C 1s2 2s2 2p2 (2 1 0 +1/2) (2 1 -1 -1/2) (2 1 0 +1/2) Z = 7, N 1s2 2s2 2p3 (2 1 +1 +1/2) Regla de Hund Z = 8, O 1s2 2s2 2p4 (2 1 -1 -1/2) Cuando en un subnivel con orbitales degenerados (p, d o f) tenemos más de una posibilidad de acomodar electrones la configuración de más baja energía (más estable) es aquella Z = 9, F 1s2 2s2 2p5 (2 1 0 -1/2) con mayor número de electrones desapareados Z = 10, Ne 1s2 2s2 2p6 (2 1 +1 -1/2) 11 12 View slide
  • Cómo escribir una configuración electrónica [C]: 1s2 2s2 2p2 Notación completa o expandida [C]: [He] 2s2 2p2 Notación compacta Electrones externos Símbolo del gas noble o de valencia inmediatamente anteriorRepresenta a los electrones internos Grupo 1 ns1 Grupo 15 ns2 np3 Grupo 2 ns2 Grupo 16 ns2 np4 Grupo 13 ns2 np1 Grupo 17 ns2 np5 Grupo 14 ns2 np2 Grupo 18 ns2 np6 13 14 Las átomos neutros pueden formar iones ganando o perdiendo electrones Decimos que dos o más átomos o iones son isoelectrónicos si poseen exactamente la misma configuración electrónica Si el átomo pierde electrones forma un catión A+ (perdió 1 electrón), A2+ (perdió 2 electronres), … Los elementos potasio y calcio difieren en un único electrón A es el símbolo del elemento [K] (Z = 19) = [Ar] 4s1 [Ca] (Z = 20) = [Ar] 4s2 Si el átomo gana electrones forma un anión Pero sus iones son A- (ganó 1 electrón), A2- (ganó 2 electrones), … [K+] (Z = 19) = [Ar] [Ca2+] (Z = 20) = [Ar] IMPORTANTE: el número atómico, Z, no cambia por la formación de iones K+ y Ca2+ son isoelectrónicos 15 16 View slide
  • TABLA PERIÓDICA 17 18 TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS• Tabla periódica: Orden de los elementos (más de 100) según sus • Grupo VIIIA: Gases nobles, capa completa. números atómicos y divididos en grupos y periodos. Muestra la • Grupo VIIA: halógenos, muy reactivos. relación entre los elementos. • Elementos: se clasifican en metales, metaloides y no metales.• Creada antes que se conociera la estructura de los átomos, por Maleabilidad y ductibilidad. análisis de las tendencias en datos experimentales (Mendeleev).• Elementos del bloque d → metales de transición (carácter de transición entre los metales fuertemente reactivos del bloque s y • El número de grupo indica los e- de valencia. Los elementos los menos reactivos del bloque p. del bloque s (Grupos I y IIA), tienen 1 y 2 e de valencia.• Elementos del bloque f → de transición interna; “lantánidos” • Los e- de capa de valencia participan en las reacciones (n=6) y “actínidos” (n=7). químicas. Similar configuración electrónica → propiedades químicas parecidas (justificación de los grupos).• Grupo IA: metales alcalinos (muy reactivos),• Grupo IIA: alcalino térreos (menos reactivos) 19 20
  • ¿Qué carga nuclear siente Carga nuclear efectiva el segundo electrón? Zef = Z - 1 Z+ n=1 Fatracción = Z / r2 r Z+ r∝n ¿Qué carga nuclear siente el tercer electrón? Fatracción ∝ Z / n2 ¿Zef = Z – 1 o Zef = Z – 2? Z+ Z – 2 < Zef < Z – 1 Fatracción ∝ Zef / n2 21 22 Zef en la Tabla Periódica Así, la Zef que siente el último electrón de un átomo con N electrones es igual a - + = Zef = Z – σ(n) Zef = Z - σ En un período σ es la constante de apantallamiento Z > σ(n)depende del número de electrones de valencia, los cuales no apantallan tan efectivamente como los electrones de niveles más internosσ vale 1 para cada electrón de un nivel internopero es menor que 1 para cada electrón de los niveles de valencia = En un grupo Z - σ(n) ≈ constante 23 24
  • Radio atómico: es la distancia desde el núcleo al último electrón del átomo Sabemos que r ∝ n E intuitivamente r ∝ 1 / Zef Entonces r ∝ n / Zef n aumenta hacia abajo En un grupo r aumenta de arriba hacia abajo Zef es constante n es constante r disminuye de En un período Zef aumenta de izquierda a derecha izquierda a derecha 25 26 Radio atómico en la Tabla Periódica Radios atómicos y radios iónicos + - Siempre se verifica que- Zef(A+) > Zef(A) > Zef(A-) O bien r(A+) < r(A) < r(A-) Además, … < r(A3+) < r(A2+) < r(A+)+ y r(A3-) > r(A2-) > r(A-) > … 27 28
  • Radios atómicos e iónicos en una serie isoelectrónica Potencial de ionización ¿Cómo variará el radio (atómico o iónico) en El potencial o energía de ionización, PI, es la serie N3-, O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+, Al3+? la energía necesaria para remover un mol de electrones de un mol de átomos en fase gaseosa Zef = Z – σ(n) A(g) → A+(g) + e- Cuanto más atraído está el electrón al núcleo Aumenta desde el N al Al más energía será necesaria para removerlo Como la configuración electrónica es la misma, PI ∝ F σ(n) será aproximadamente igual en toda la serieZef aumentará desde el N hasta el Al Como r ∝ n / Zef, tenemos PI ∝ Zef / n2 r(N3-) > r(O2-) > r(F-) > r(Ne) > r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) 29 30 Potencial de ionización en la Tabla Periódica Afinidad electrónica - + + PI ∝ Zef / n2 La afinidad electrónica, AE, es la energía puesta en juego al agregar un mol de electrones a un En un período mol de átomos en fase gaseosa PI ∝ Zef A(g) + e- → A-(g) A diferencia del PI, la AE puede implicar un gasto o una liberación de energía - En un grupo PI ∝ 1 / n2 31 32
  • La magnitud de EA será proporcional a la fuerza con que el electrón adicional es atraído por el núcleo Electronegatividad La electronegatividad, EN, es la tendencia de un átomo a atraer EA ∝ F ∝ Zef / n2 hacia sí los electrones compartidos en un enlace. - + Aumenta de izquierda a derecha (periodo) y de abajo hacia arriba + (grupo). Proporcional a la carga efectiva nuclear. A : B EN(A) ≈ EN (B) A: B EN(A) > EN (B) A :B EN(A) < EN (B) - 33 34 La EN es proporcional al PI y a la EA ¿Qué factores hacen que un átomo más o menos electronegativo? EN ∝ PI y EA - + A: B+ A debe tener un PI alto B debe tener un PI bajo A debe tener una EA alta B debe tener una EA baja- 35 36
  • Compuestos covalentes Electronegatividad según Pauling • Escala relativa. Mayor valor para F (4,0). • Unión entre elementos no metálicos. • Importante en la clasificación de uniones químicas (entre dos • Los electrones no se ceden de un átomo a otro, se comparten átomos) siempre de a pares. El par electrónico de la unión pertenece a • Unión iónica: Diferencia de electronegatividad entre los ambos átomos. átomos de la unión >1,7. • Unión covalente: Diferencia de electronegatividad <1,7 Compuestos iónicos• Ocurre en la unión entre elementos no metálicos y metálicos. El metal se convierte en catión al ceder sus electrones al no metal (se forma un anión)• Unión fuerte de carácter electrostático• El metal cede e necesarios para adquirir configuración de gas noble 37 38