TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 1

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Números cuánticos El primer número cuántico, o número cuántico principal, n, designa el nivel de energía principal. Este número toma valores enteros naturales a partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía del electrón y se localizará a mayor distancia del núcleo. n = 1, 2, 3, 4,... 3

El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos. Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en cada nivel n hay l subniveles. n = 1 l = 0 n = 2 l = 0, 1 n = 3 l = 0, 1, 2 n = 4 l = 0, 1, 2, 3 Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los subniveles: valor de l 0123 Subnivelspdf sharpprincipal difuse fundamental Números cuánticos 4

Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo depende de n. Para los átomos con más de un electrón, la energía depende tanto de n como de l. n1234 l subnivel 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f Números cuánticos 5

Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que se diferencian en el valor del tercer número cuántico m l. Este número informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los valores de m, van desde – l hasta + l de unidad en unidad: m l = - l..., 0,..., + l Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles: n1234 l mlml 00+1,0,-10 +2,+1,0,-1,-20+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2+3,+2,+1,0,-1,-2,-3 1s2s2p (3)3s3p (3)3d (5)4s4p (3)4d (5)4f (7) Números cuánticos 6

n1234 l mlml 00+1,0,-10 +2,+1,0,-1,-20+1,0,-1+2,+1,0,-1,-2+3,+2,+1,0,-1,-2,-3 msms 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f 2e  6e  2e  6e  10e  2e  6e  10e  14e  Capacidad y energía de los niveles 7

La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel. Energía Configuraciones electrónicas Orden de llenado por energía 8

Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las siguientes reglas: 1)Principio de energía mínima. Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos. 2)Principio de exclusión de Pauli. Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital. 3)Principio de máxima multiplicidad de Hund. Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible. Principio de construcción 9

ElementoNº ElectronesDiagrama de orbitalesConfiguración electrónica Li3 1s 2 2s 1 Na4 1s 2s 2 B5 1s 2 2s 2 2p 1 C6 1s 2 2s 2 2p 2 N7 1s 2 s 2 2p 3 Ne10 1s 2 2s 2 2p 6 Na11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Electrón de valencia Configuraciones electrónicas 10

Ejercicio #4 (bis) 1.- Describa los 4 números cuánticos para el electrón 5d z Determine el número de orbitales d ocupados en el Ru 3+ y Ru Determine al catión divalente y el número de electrones totales, si éste presenta la configuración electrónica siguiente: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d Calcule el número total de orbitales p que contiene la configuración electrónica del polonio, 5.- Calcule el número total de orbitales ocupados cuyo valor de n=4 y determine el total de electrones contenidos en ellos, para la especie Eu 3+ (Z=63). 11

Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis). Nos sirven para explicar el enlace covalente Electrones de valencia. Configuraciones electrónicas 12

¿Cómo se relacionan las configuraciones electrónicas con la tabla periódica? 13

La tabla periódica de los elementos 14

Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético. La tabla periódica de los elementos 15

ns 1 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 d1d1 d5d5 d 10 4f 5f Configuración electrónica de los elementos en su estado natural 16

Configuraciones electrónicas de los iones Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (n s 2 p 6 ) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración. n s 2 p 6 Cuando un átomo se ioniza, gana o pierde electrones en el orbital de mayor energía para alcanzar una configuración de gas noble. El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones para conseguir tal configuración. Por ello, el ión Na + es el estado de oxidación más frecuente (y único) de este metal. gana 7 e pierde 1 e 17

gana 1 e pierde 7 e En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro. Configuraciones electrónicas de los iones 18

Para entender la periodicidad y la ley periódica se deben de revisar algunas propiedades Recomendación: revisar sitio web con la tabla periódica de los elementos elaborada por la junta de Andalucía, España: Periodicidad y Ley periódica 19

Son propiedades mensurables para los elementos. Son propiedades que, al analizar sus valores en función del número atómico, tienen un comportamiento que se repite periódicamente. Propiedades periódicas 20

Propiedades periódicas 21

Propiedades periódicas 22

Las propiedades de los elementos varían en función de sus números atómicos. Ley periódica 23

Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado. - Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización. - Afinidad electrónica. - Electronegatividad. Propiedades periódicas relacionadas con reactividad 24

Relaciones periódicas entre los elementos Las propiedades de los elementos están relacionadas con su configuración electrónica y con su posición en la tabla periódica. 25

Ejercicio #5 Después de cada video aparece una ecuación química con sólo los reactivos, con base en lo que se observa, escribe los productos que se forman y balancea la ecuación. 26

Elementos del Grupo 1 (ns 1, n  2) Familia 1A M M e - 2M (s) + 2H 2 O (l) 2MOH (ac) + H 2(g) 4M (s) + O 2(g) 2M 2 O (s) Incremento de la reactividad 27

Elementos del Grupo 1 (ns 1, n  2) Familia 1A 28

!Aguas con los metales¡ Video 3 _ Cs + _ H 2 O  __--- + __--- Video 3 29

Be (s) + 2H 2 O (l) No hay reacción en frío M M e - Incremento de la reactividad Mg (s) + 2H 2 O (g) Mg(OH) 2(ac) + H 2(g) M (s) + 2H 2 O (l) M(OH) 2(ac) + H 2(g) M = Ca, Sr, o Ba Elementos del Grupo 2 (ns 2, n  2) Familia 2A 30

Elementos del Grupo 2 (ns 2, n  2) Familia 2A 31

El origen de los juegos pirotécnicos y los metales Video 4 _ Mg + _ O 2  _--- Video 4 32

4Al (s) + 3O 2(g) 2Al 2 O 3(s) 2Al (s) + 6H + (ac) 2Al 3+ (ac) + 3H 2(g) Elementos del Grupo 3A (ns 2 np 1, n  2) Elementos del Grupo 3 (ns 2 np 1, n  2) Familia 3A 33

Elementos del Grupo 3 (ns 2 np 1, n  2) Familia 3A 34

El origen de los juegos pirotécnicos y los metales Video 5 _ Al + _ Br 2  _--- Video 5 35

Sn (s) + 2H + (ac) Sn 2+ (ac) + H 2(g) Pb (s) + 2H + (ac) Pb 2+ (ac) + H 2(g) Elementos del Grupo 4 (ns 2 np 2, n  2) Familia 4A 36

Elementos del Grupo 4 (ns 2 np 2, n  2) Familia 4A 37

Formación de polvos coloridos empleados en pigmentos comerciales (tóxicos) Video 6 _ Pb(NO 3 ) 2 + _ K 2 CrO 4  _--- + _ --- Video 6 38

N 2 O 5(s) + H 2 O (l) 2HNO 3(ac) P 4 O 10(s) + 6H 2 O (l) 4H 3 PO 4(ac) Elementos del Grupo 5 (ns 2 np 3, n  2) Familia 5A 39

Elementos del Grupo 5 (ns 2 np 3, n  2) Familia 5A 40

La explicación para el uso del fósforo en los cerillos Video 7 _ P + _ O 2  _--- Video 7 41

SO 3(g) + H 2 O (l) H 2 SO 4(ac) Elementos del Grupo 6 (ns 2 np 4, n  2) Familia 6A 42

Elementos del Grupo 6 (ns 2 np 4, n  2) Familia 6A 43

La formación de uno de los gases responsables de la lluvia ácida Video 8 _ NO + _ O 2  _--- Video 8 44

X + 1e - X - 1 X 2(g) + H 2(g) 2HX (g) Incremento de la reactividad Elementos del Grupo 7 (ns 2 np 5, n  2) Familia 7A 45

Elementos del Grupo 7 (ns 2 np 5, n  2) Familia 7A 46

La sal de mesa también puede prepararse de forma espectacular Video 9 _ Na + _ Cl 2  _--- Video 9 47

Niveles ns y subniveles np completamente llenos. Energías de ionización más altas que las de todos los elementos. No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles Elementos del Grupo 8 (ns 2 np 6, n  1) Familia 8A 48

Para obtener más información sobre los elementos químicos se recomienda: Instalar la tabla periódica de Fresheny.org que pueden obtener en la s direcciones electrónicas siguientes:

Propiedades de los óxidos M 2 O, MO, M 2 O 3, MO 2 básicosácidos 50

Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O 2-, con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones. Radio atómico 51

Aumenta el radio atómico Radio (Å) Variación del radio atómico en relación al número atómico. Radio atómico 52

Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos. Además suele observarse que r catión < r átomo Y r anión > r átomo Radios atómicos y radios iónicos 53

Energía de ionización (kJ/mol) Aumenta E. Ionización La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa: A(g)  A + (g) + e - (g)  H = EI 1 Energía de ionización 54

Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso: A(g) + e - (g)  A - (g)  H ge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a  H ge : AE = -  H ge Valores de  H ge Afinidad electrónica 55

La electronegatividad (  ) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). Electronegatividad 56

Disminuye la electronegatividad Electronegatividad de Pauling 57