Propiedades periódicas y Configuración electrónica




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títuloPropiedades periódicas y Configuración electrónica
fecha de publicación23.11.2015
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Propiedades periódicas y Configuración electrónica:
Erwin Schrödinger (1887-1961) propuso una ecuación (ecuación de onda) que incorpora tanto los comportamientos de partícula como ondulatorios del e- , con lo que se origina la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.
En el modelo mecánico cuántico, se habla de la probabilidad de que el e- esté en cierta región del espacio en un instante dado.
El modelo de Bohr introdujo sólo un nº cuántico “n” para describir una órbita, en cambio, en el modelo de la mecánica cuántica, se emplean tres nº cuánticos para describir un orbital:



  1. número cuántico principal “n”, puede tener valores enteros de 1,2,3, etc. Al aumentar “n”, el orbital se hace más grande y el e- pasa más tiempo lejos del núcleo. Un aumento de n, significa que el e- tiene mayor energía y está unido con menor fuerza al núcleo.




  1. número cuántico secundario o azimutal “l” que adquiere valores desde 0 a (n-1) para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital



Valor de l

0

1

2

3

Letra usada

s

p

d

f


****Cada orbital se completa con una determinada cantidad de electrones:


Orbital


Número de electrones

s

2

p

6

d

10

f

14



  1. número cuántico magnético: ml puede adquirir valores entre l y –l , incluyendo al cero, y describe la orientación espacial del orbital.



****Al conjunto de orbitales que poseen el mismo valor de n se denominan capa electrónica

4. número cuántico spin “s”: indica el sentido del giro del electrón en torno a su eje imaginario. El valor del spin corresponde a +1/2 o a –1/2, de acuerdo al sentido de giro.

Al conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l se les llama subcapa y cada subcapa se designa con su número correspondiente de n y l , por ejemplo, los orbitales que tienen n= 3 y l= 2 corresponden al orbital 3d y están en la capa 3d



I. Configuración Electrónica

Orden de llenado de orbitales :

2.Principio de Exclusión de Pauli: Dos electrones no pueden estar en un mismo estado en un átomo; es decir, no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales.
3.Principio de Máxima Multiplicidad: Para un mismo valor de l los electrones van entrando de a uno de tal forma de ocupar el mayor número de orbitales posibles.

La mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados.

Para escribir la configuración electrónica se debe ir llenando cada nivel de energía considerando la capacidad de cada orbital y el orden de llenado. El último nivel puede quedar incompleto, pero nunca los intermedios.

II. Propiedades periódicas

Capas de electrones de un átomo:

Como consecuencia del modelo atómico mecánico-cuántico, sabemos que el átomo no tiene una frontera definida y hablamos de orbitales esféricos tridimensionales para establecer la posición más probable de un e- en un momento dado.

A medida que descendemos por un grupo o familia en la tabla periódica, cambiamos el número cuántico principal (n) de los orbitales de valencia del elemento (todos los orbitales de un elemento con igual “n” conforman una capa) .

p.ej:

Consideremos los tres primeros elementos del grupo VIII A (gases nobles) y su configuración electrónica:

He (Z= 2) 1s2 n capa valencia= 1

Ne (Z= 10) 1s2 2s2 2p6 n capa valencia= 2

Ar (Z=18) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 n capa valencia= 3
Verificamos que el n de la capa más externa (de valencia) va aumentando a medida que descendemos en el grupo. Esto produce que a medida que los orbitales externos se alejan del núcleo, los e- de las capas internas son atraídas con más fuerza por el núcleo, que tiene mayor cantidad de p+, por lo que los orbitales internos tienen menor radio.

Al aumentar la carga nuclear del átomo, los e- “1s” son atraídos más y más cerca del núcleo, por lo tanto, la capa n=2 del Ar está más cerca del núcleo que la del Ne, a pesar de que para el Ar, la capa n=3 escude débilmente la capa n=2, protegiéndola de la atracción del núcleo, esta protección no es lo suficiente para contrarrestar la atracción nuclear producida por el mayor número de p+ presentes.

1.Tamaño atómico:

De acuerdo al modelo mecánico-cuántico, las distribuciones de densidad electrónica radial no terminan bruscamente a cierta distancia del núcleo, sino que disminuyen lentamente a medida que aumenta la distancia con respecto al núcleo. De lo que se desprende que los átomos no tienen fronteras definidas que determinen su tamaño

Al respecto, entonces, se define el radio atómico en función de las distancias entre los núcleos de dos átomos enlazados considerándolo como el diámetro del átomo y el radio, por lo tanto, corresponde a la mitad de esta distancia
Al estudiar los elementos en la tabla periódica, se observa una tendencia general a aumentar el radio atómico a medida que descendemos por el grupo o familia y a disminuir a medida que se avanza por el período de izquierda a derecha .

Energía de ionización :

Corresponde a la energía mínima necesaria para eliminar un e- desde el estado basal. La energía de la primera ionización I1 corresponde a la energía necesaria para quitar el primer e- de un átomo neutro, en el caso del átomo de Na:
Na (g) → Na+ (g) + e-
La segunda energía de ionización o segundo potencial de ionización sería:
Na+ Na ++ (g) + e-
Cuanto mayor sea la energía de ionización necesaria para sacar un e-, más difícil será quitar éste. El potencial o energía de ionización aumenta a medida que se eliminan e- sucesivos, es decir: I1 < I2 < I3 etc. ya que al estar los e- más cerca del núcleo, este los atrae con más fuerza, dificultando su eliminación.
Observamos que los e- que se encuentran más cerca del núcleo poseen un I muy alto, lo que los hace muy difíciles de sacar, lo que nos indica que tendrán gran dificultad para reaccionar con otro compuesto y formar enlace, es decir no son muy reactivos. Con esto avalamos la hipótesis de que sólo los e- más externos son susceptibles de reaccionar con otro compuesto (e-de valencia).

En la tabla periódica apreciamos con respecto a I:

  • Al I recorrer las filas o períodos, la tendencia es a aumentar el I a medida que aumentamos el número atómico (Z), los elementos del grupo IA (metales alcalinos) tienen el menor I de cada fila o período y los elementos del grupo VIIIA (gases nobles), el mayor. Esto es válido en general salvo algunas excepciones

  • Dentro de cada grupo o familia I disminuye al aumentar Z . Por ejemplo, en el caso de los gases nobles I se ordena: I He> I Ne> I Ar > I Kr > I Xe


Electroafinidad:

El concepto de potencial de ionización (I) mide la energía necesaria para ionizar un e- desde un nivel basal de energía a sacarlo completamente del átomo (ionización):

Cl (g) → Cl+ (g) + e- E = 1251 kJ /mol potencial de ionización

[Ne]3s2 3p5 [Ne]3s2 3p4
el valor positivo del E corresponde a una reacción endergónica , es decir, es necesario proporcionar energía al sistema para que la reacción ocurra, de lo contrario, ésta no se produce.

Cuando un átomo gana un e-, forma aniones y se define la electroafinidad, como el cambio de energía que se produce cuando un átomo agrega un e- al átomo en estado gaseoso. Mide la afinidad o atracción del átomo por el e- añadido. Normalmente se produce una liberación de energía al medio.

Cl (g) + e- → Cl- (g) E = - 349 kJ /mol afinidad electrónica

[Ne]3s2 3p5 [Ne]3s2 3p6
la electroafinidad o afinidad electrónica mide la facilidad con que un átomo gana un e-. Mide la afinidad del átomo neutro por un e- y aumenta a través del período y disminuye al descender por el grupo o familia

Electronegatividad :
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo de atraer e- en un enlace químico, disminuye al aumentar el Z en cada grupo y aumenta en cada período al aumentar el Z. Aumenta con el carácter no metálico
Carácter metálico, no metálico y semimetálico:



Metales

No metales

Lustre brillante, diversos colores y casi todos plateados

No tienen lustre y presentan diversos colores

Los sólidos son maleables y dúctiles

Los sólidos suelen ser quebradizos, algunos duros y otros blandos

Buenos conductores térmicos y eléctricos

Malos conductores térmicos y eléctricos

Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos

La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas

Tienden a formar cationes en solución acuosas

Tienden formar aniones u oxianiones






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