TEMA 2: DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA

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1 TEMA 2: DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
INDICE: Distribución electrónica …………………………………………diapositiva 2 Tabla periódica ………………………………………………………diapositiva 6 Propiedades periódicas ………………………………………….diapositiva 10 Radio atómico ………………………………………..diapositiva 13 Energía de ionización ……………………………..diapositiva 16 Afinidad electrónica………………………………..diapositiva 18 Electronegatividad ………………………………….diapositiva 19 Carácter metálico ……………………………………diapositiva 20 Reactividad ……………………………………………..diapositiva 21

2 DISTRIBUCIÓN O CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Modo en que se sitúan los electrones en la corteza de un átomo, indicando: Las capas o niveles con electrones, con el número cuántico principal. Los orbitales con electrones, con la letra que simboliza el tipo de orbital. El nº de electrones que hay en cada orbital, con un superíndice numérico. nxe Para determinar la distribución electrónica de un átomo se deben tener en cuenta tres principios: PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI No pueden existir en un átomo dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En el mismo orbital pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos. PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA Los electrones se colocan en el orbital de menor energía disponible. La energía de un orbital viene determinada por la suma de sus dos primeros números cuánticos, n+ l. Entre dos orbitales, tiene menos energía el que tenga menor la suma n+l. Si los dos tienen el mismo valor para la suma, tiene menos energía él de menor n. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND Los electrones, al ocupar orbitales con el mismo valor de n y l pero distinto valor de m, se colocan de manera que su desapareamiento sea el mayor posible; los electrones no apareados se colocan con sus spines paralelos. El número máximo de electrones en cada nivel energético es de 2n2, siendo n el número cuántico principal.

3 Configuración electrónica
Para representar la configuración electrónica de un elemento, hay que seguir las normas del PRINCIPIO AUFBAU, que son: 1º) Los electrones comienzan situándose en los niveles de energía más estables, los de menor energía según la “regla de n+l”. 2º) Se debe cumplir el principio de exclusión de Pauli. 3º) Se debe cumplir el principio de la máxima multiplicidad de Hund. EJEMPLO: el átomo de Bromo, con número atómico 35, tiene 35 protones en su núcleo y como átomo neutro 35 electrones en su corteza. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f … 6s 6p 6d 6f … 7s 7p ... Orbitales s p d Nivel 1 Nivel 2 Nivel 3 Nivel 4 Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 DIAGRAMA DE LLENADO O DE MÖLLER

4 Configuración electrónica de algunos elementos
Orbitales 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f … 6s 6p 6d 6f … 7s 7p ... H He Li C N O F Ne Na 1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1 La CAPA DE VALENCIA es la más externa ocupada por electrones; los electrones de esta capa son los que intervienen en la formación de enlaces. En los ejemplos anteriores, la capa de valencia del H y el He es el “nivel n=1 o capa K”; en el Li, C, N, O, F y Ne es el “nivel n=2 o capa L”; y en el Na es el “nivel n=3 o capa M”.

5 DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES
Estructura de capa cerrada. Las distribuciones de los gases nobles (1s2 y ns2 np6) son muy estables. Asimismo son estables las estructuras nd10 y nf14. Estructuras de semicapa cerrada. También son especialmente estables las distribuciones np3, nd5, nf7. ALTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS La tendencia de los átomos a adquirir una estructura de capa cerrada o de semicapa cerrada hace que algunos elementos tengan distribuciones electrónicas diferentes a las distribuciones teóricas que se deducen del diagrama de llenado. EJEMPLO: el molibdeno (Z = 42), tiene la estructura de semicapa cerrada Configuración teórica [Kr] 4d4 5s2 Configuración real [Kr] 4d5 5s1 EJEMPLO: la plata (Z = 47), tiene la estructura de capa cerrada Configuración teórica [Kr] 4d9 5s2 Configuración real [Kr] 4d10 5s1 Índice

6 a las columnas de la tabla
LA TABLA PERIÓDICA A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final es la tabla periódica de los elementos. La tabla periódica actual fue inicialmente elaborada por Alfred Werner en 1905 y posteriormente Theodore Seaborg la completó con el descubrimiento y catalogación de los metales de transición interna. Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares y los elementos de un mismo período tienen la misma capa de valencia.

7 SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
4 3 2 7 5 6 1 17 16 18 15 13 14 12 10 9 11 8 VII A VI A Gases nobles V A III A IV A II B I B VI B V B VII B IV B II A I A III B VIII Periodo Grupo H 1,008 Hidrógeno Nombre Masa atómica Número atómico Símbolo Negro - sólido Azul - líquido Rojo - gas Violeta - artificial Metales Semimetales No metales Inertes 18 Ar 39,95 Argón 54 Xe 131,30 Xenón 86 Rn Radón (222) 10 Ne Neón 20,18 2 He Helio 4,003 36 Kr Criptón 83,80 11 Na 22,99 Sodio 3 Li Litio 6,94 87 Fr (223) Francio 37 Rb 85,47 Rubidio 55 Cs Cesio 132,91 19 K Potasio 39,10 12 Mg 24,31 Magnesio 4 Be Berilio 9,01 88 Ra (226) Radio 38 Sr 87,62 Estroncio 56 Ba 137,33 Bario 20 Ca Calcio 40,08 Metales No metales 13 Al 26,98 Aluminio 5 B 10,81 Boro 49 In 114,82 Indio 81 Tl 204,37 Talio 31 Ga Galio 69,72 14 Si 28,09 Silicio 6 C Carbono 12,01 50 Sn 118,69 Estaño 82 Pb Plomo 207,19 32 Ge Germanio 72,59 15 P 30,97 Fósforo 7 N Nitrógeno 14,01 51 Sb 121,75 Antimonio 83 Bi Bismuto 208,98 33 As Arsénico 74,92 16 S 32,07 Azufre 84 Po Polonio (209) 8 O Oxígeno 16,00 34 Se Selenio 78,96 52 Te 127,60 Telurio 17 Cl 35,45 Cloro 53 I 126,90 Yodo 85 At Astato (210) 9 F Flúor 18,99 35 Br Bromo 79,90 89 Ac (227) Actinio 39 Y 88,91 Itrio 57 La Lantano 138,91 21 Sc Escandio 44,96 109 Mt (266) Meitnerio 108 Hs (265) Hassio 106 Sg (263) Seaborgio 105 Db (262) Dubnio 107 Bh Bohrio 104 Rf (261) Rutherfordio 48 Cd 112,40 Cadmio 80 Hg Mercurio 200,59 46 Pd 106,4 Paladio 78 Pt Platino 195,09 45 Rh 102,91 Rodio 77 Ir 192,22 Iridio 47 Ag 107,87 Plata 79 Au 196,97 Oro 44 Ru 101,07 Rutenio 76 Os Osmio 190,2 42 Mo 95,94 Molibdeno 74 W Wolframio 183,85 41 Nb 92,91 Niobio 73 Ta Tántalo 180,95 43 Tc (97) Tecnecio 75 Re Renio 186,21 40 Zr 91,22 Circonio 72 Hf Hafnio 178,49 30 Zn 65,38 Zinc 28 Ni Niquel 58,70 27 Co Cobalto 29 Cu Cobre 63,55 26 Fe Hierro 55,85 24 Cr Cromo 54,94 23 V Vanadio 50,94 25 Mn Manganeso 22 Ti Titanio 20,18 58 Ce 140,12 Cerio Lantánidos 6 71 Lu 174,97 Lutecio 70 Yb 173,04 Iterbio 69 Tm 168,93 Tulio 67 Ho 164,93 Holmio 66 Dy Disprosio 162,50 68 Er 167,26 Erbio 65 Tb 158,93 Terbio 63 Eu 151,96 Europio 62 Sm 150,35 Samario 64 Gd 157,25 Gadolinio 61 Pm (145) Promecio 59 Pr 140,91 Praseodimio 60 Nd 144,24 Neodimio 90 Th 232,04 Torio 103 Lr Laurencio (260) 102 No Nobelio (255) 101 Md Mendelevio (258) 99 Es Einstenio (254) 98 Cf Californio (251) 100 Fm Fermio (257) 97 Bk Berquelio (247) 95 Am 20,18(243) Americio 94 Pu Plutonio (244) 96 Cm Curio 93 Np Neptunio 237 91 Pa Protoactinio (231) 92 U Uranio 238,03 Actínidos 7 GRUPO 1 2 13 14 15 16 17 18 NOMBRE Alcalinos Alcalinotérreos Boroideos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles

8 BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia A) Grupos principales  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p  La configuración electrónica de su capa de valencia es: n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6) Los grupos principales son el 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico B) Metales de transición  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)  Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico C) Metales de transición interna  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) d10 n s2 (x= 1, 2, ..., 14) EXCEPCIONES  El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques  Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn, Cd, Hg), cuya capa de valencia tiene una configuración (n-1) d10 n s2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico

9 p s d f s2 s1 s2 p5 p4 p6 p3 p1 p2 d10 d8 d7 d9 d6 d4 d3 d5 d2 d1
ns2 npx nsx ns2 (n-1)dx f10 f 8 f 7 f 9 f 6 f 4 f 3 f 5 f 2 f 1 f14 f12 f11 f13 f ns2 (n-1)d10 (n-2) fx Índice

10 + PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas cuyo valor cualitativo (si es grande o pequeña, si es mayor o menor…) se puede prever a la vista de la posición que ocupan en la tabla periódica. FACTORES DE LOS QUE DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS La atracción entre el núcleo atómico y un electrón periférico se calcula con la ley de la interacción electrostática de Coulomb. Donde K es la constante de Coulomb, Q es la carga que crea el campo, q es la carga atraída o repelida y r la distancia entre esas cargas. + r Fa Fr e- Las propiedades periódicas dependen en muchos casos de tres factores que actúan a la vez, que son: Es la carga positiva del núcleo y depende del nº de protones o nº atómico. La carga nuclear crea el campo eléctrico que da lugar a la fuerza atractiva Fa. LA CARGA NUCLEAR Los electrones de las capas internas repelen a los electrones de la capa de valencia (Fuerza repulsiva Fr), haciendo menos efectiva la atracción del núcleo. Se dice que el resultado de la atracción nuclear se debe a una carga nuclear efectiva inferior a la carga real del núcleo. EFECTO PANTALLA CAPA DE VALENCIA Esta capa estará más o menos alejada del núcleo según sea mayor o menor el valor de su nº cuántico principal “n”, lo cual afecta al valor de Fa pues esta fuerza es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia “r”.

11 En un grupo En un periodo
1º) La carga nuclear aumenta y por tanto aumenta la fuerza de atracción Fa a los electrones periféricos. En un grupo 2º) El nº de niveles o capas interiores aumenta y por tanto aumenta el nº de electrones en esos niveles, eso provoca un aumento del efecto pantalla (Fr) sobre los electrones de la capa de valencia, o dicho de otra forma una reducción de la carga nuclear efectiva que actúa sobre esos electrones. 3º) El nº de nivel de la capa de valencia aumenta, y por tanto los electrones de la misma están más alejados del núcleo y por tanto menos atraídos, disminuye Fa. En un periodo 1º) La carga nuclear aumenta y por tanto aumenta la fuerza atractiva Fa a los electrones periféricos 2º) El nº de niveles o capas interiores no cambia, manteniéndose el nº de electrones en esos niveles y por tanto no variando el efecto pantalla sobre los electrones de la capa de valencia. En el caso de los metales de transición, al no estar llenos los niveles interiores, los electrones de estas capas si aumentan al desplazarnos en el periodo y si varía el efecto pantalla, dándose excepciones en las propiedades periódicas. 3º) El nº de nivel de la capa de valencia no cambia y por lo tanto no influye.

12 Propiedades periódicas:
Radio atómico Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad Carácter metálico Reactividad

13 EL RADIO ATÓMICO Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo. A continuación se muestra el tamaño relativo de los átomos de los elementos de los grupos principales. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m) Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico.

14 VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO
En un grupo: el radio atómico aumenta al descender en un grupo Al descender en el grupo aumenta el número atómico y, por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por consiguiente disminuye el tamaño. Al descender en el grupo, aumentan el número de capas interiores y por tanto el efecto pantalla. Además aumenta el nº de la capa de valencia, con lo que el tamaño aumenta. Estos dos factores prevalecen sobre el efecto de la carga nuclear. En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período  Al aumentar el número de electrones en la misma capa, aumenta la carga nuclear y los electrones se acercan más al núcleo.

15 TENDENCIAS EN RADIO ATÓMICO EN LOS IONES
En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo Li (1, ) Li ( 0, ) + Pierde 1 e- En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos. F ( 1, ) F ( 0, ) Gana 1 e- Índice

16 Tendencias en la energía de ionización
La primera energía de ionización (EI) o potencial de ionización es la mínima energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso Ca (g) + EI Ca+ (g) + e- La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado: Ca+ (g) + 2ªEI Ca2+ (g) + e- Tendencias en la energía de ionización 1ª Energía de ionización (kJ/mol) 2500 2000 1500 1000 500 10 20 30 40 50 Número atómico  Xe Cd Kr Rb Zn K Ar Na Li H N Ne He P Cs

17 La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, éste siente menos la atracción de la carga nuclear (está más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer. Índice

18 Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
AFINIDAD ELECTRÓNICA Afinidad electrónica es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:  F (g) + e F- (g) KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)  Be (g) + e KJ / mol Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol) La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento. Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante, al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante Índice

19 ELECTRONEGATIVIDAD Índice
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas: Escala de Mulliken. Considera la electronegatividad como una propiedad de los átomos aislados, su valor es: Escala de Pauling. Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7 La electronegatividad aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo. El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el de los gases nobles Índice

20 Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
Metales: Pierden fácilmente electrones para formar cationes Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

21 TENDENCIAS DE LA REACTIVIDAD
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: Disminuye al avanzar en un período Aumenta al descender en el grupo Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad: Aumenta al avanzar en un período Aumenta al ascender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables

22 VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
Índice