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República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular para la EducaciónU.E. Colegio
“Santo Tomás de Villanueva”
Departamento de CienciasCátedra: Química
4° Año
Prof. Luis E. Aguilar R.
TEMA X (Parte III)ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
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Resumen de la historia del átomo...
Hacia el “camino fácil”.
Concepto atómico.
Demócrito, 470 A.C.
Epicuro, 341 A.C.
John Dalton.
1800.
M. Faraday.
Electrólisis. 1834.
Determinación de e-.
Millikan 1909.
Modelo atómico de
Thomson 1909?.
Modelo atómico de
Rutherford 1911.
Modelo atómico de
Bohr 1913.
Modelo atómico de
Bohr-Sommerfeld 1916.
Ecuación de
De Broglie 1924.
Teoría de la cavidad
radiante. Planck 1900.
Efecto fotoeléctrico.
Einstein 1905.
Teoría Mecano-cuántica de
Schroedinger 1926.
Principio de
incertidumbre de
Heisenberg 1927.
G. J. Stoney. 1891.
Concepto de electrón
Determinación e/m.
Thomson 1897.
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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
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FUNCIONES DE DISTRIBUCIÓN RADIAL
El signo de una función de onda no tiene significado físico
directo, ya que si la
amplitud es igual, una región con valor positivo y otra con
negativo tienen el
mismo cuadrado y por tanto la misma distribución de
probabilidad
La ecuación |Ψ(r, φ , θ)|2d nos da la probabilidad
de encontrar el electrón en un elemento de volumen
d, es decir, entre r y r+dr, y +d , θ y θ +dθ (en
la imagen se muestra en una sola dimensión).
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Se define la función de distribución radial, |Rn.ℓ (r)|2 r2 ,
como la densidad de probabilidad
(probabilidad por unidad de distancia) de encontrar al electrón
en un elemento de capa
esférica situado entre r y r + dr .
las funciones radiales Rn.ℓ (r)
1s
3s 3p 3d
2s 2p
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Mapas de densidad de superficie para algunos orbitales
atómicos
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1s 2s
3s2p
3p
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El problema de las energías...
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2
2
22
2426.132
n
eVZ
hn
ZemE e
Así que por ahora la conclusión sobre la energía es:
1s < 2s, 2p < 3s, 3p, 3d < 4s, 4p, 4d, 4f <
etc...
Pero todavía no es suficiente para definir un orden
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Consideración de efectos importantes
I. Efecto de penetración
Es necesario considerar el
cuadrado de las funciones de
onda orbitales.
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El orbital 2s es más difuso que el 1s, su densidad electrónica
está más
extendida la difusión de los orbitales aumenta con su número
cuántico
El orbital 2s tiene una mayor concentración electrónica en zonas
muy
cercanas al núcleo que el 2p, por lo que se dice que el orbital
2s es más
penetrante que el 2p.
El orden de penetrabilidad de los orbitales es s p d f. Los
orbitales más
penetrantes se ven más afectados por el aumento de la carga
nuclear.
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Ejemplo: caso 3s, 3p, 3d
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Diagrama nemotécnico de Moeller (1952)
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Descripción electrónica del átomo de hidrógeno
Se puede representar el orbital 1s como una cajita y no por
su
forma derivada del cuadrado de la parte angular de la función
de
onda
El único electrón puede ser representado como una flecha, tal
que si apunta hacia
arriba tiene número cuántico de spin con signo contrario al caso
cuando apunta hacia
abajo.
1s
ms = +1/2 ms = -1/2
-
Se define como configuración electrónica del átomo de
hidrógeno
H = 1s1 ya que Z = 1
o
↿ ⇂
1s 1s
Las dos configuraciones son equivalentes en términos de su
energía
Descripción del átomo de multielectrónico
. Considera soluciones tipo hidrogenoide
. Principio de Aufbau
. Criterio de máxima multiplicidad de Hund
. Principio de exclusión de Pauli
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He Z = 2 He = 1s2 ↿⇂
1s
Li Z = 3 = 1s22s1 ↿⇂ ↿
1s 2s
Be Z = 4 = 1s22s2 ↿⇂ ↿⇂
1s 2s
B Z = 5 = 1s22s22p1 ↿⇂ ↿⇂
1s 2s
↿
2px 2py 2pz
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Sin embargo, hay que tener en cuenta que dentro de un conjunto
de orbitales todos tienen igual energía.
Por ejemplo, todos los orbitales que conformaron el subnivel 2p
tienen la misma energía. A menudo estos
orbitales son representados por una caja o serie de cajas, las
cuales pueden ser colocadas
ordenadamente para mostrar el aumento de energía.
Principio de Construcción (Orden Aufbau)
Aufbau es una palabra alemana que significa “construcción
progresiva”
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p
llenas. Como la configuración 1s22s22p6 corresponde a la del
neón, la denominamos “configuración interna del neón” y la
representamos con el símbolo químico del neón entre
corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se sitúan en
la
capa electrónica del número cuántico principal más alto, los
más exteriores, se denominan electrones de valencia.
Dentro de cada nivel de energía, el subnivel s tiene menor
energía, que el subnivel p, el cual
tiene menor energía que el subnivel d y así sucesivamente
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“Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima
energía, es decir, se rellenan primero los niveles con
menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta
que no estén completos los niveles inferiores”.
Principio de Construcción (Orden Aufbau)
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Principio de exclusión de Pauli. “Dos electrones de un átomo
no
pueden tener los mismos valores para los cuatro números
cuánticos”.
Orden de llenado de orbitales. Como consecuencia de la
distinta
penetrabilidad de los distintos tipos de orbitales, al aumentar
el número
atómico, a veces se altera el orden relativo de sus energías y,
por tanto,
el de su llenado. Sin embargo, como regla general, los orbitales
se
llenan por orden creciente de n+ ℓ y, a igual n+ ℓ, por valores
crecientes
de n.
Regla de Hund. “Para una configuración dada, el estado más
estable
es aquél con el máximo número de electrones desapareados”. No
se
coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta
que
todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están
semiocupados.
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C Z = 6 = 1s22s22p2
↿⇂ ↿⇂
1s 2s 2px 2py 2pz
↿⇂
dos posibilidades???
↿⇂ ↿⇂
1s 2s 2px 2py 2pz
↿↿
decide la máxima multiplicidad de Hund
Regla de Hund. “Para una configuración dada, el estado más
estable es
aquél con el máximo número de electrones desapareados”.
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C Z = 6 = 1s22s22p2
↿⇂ ↿⇂
1s 2s 2px 2py 2pz
↿⇂
dos posibilidades???
↿⇂ ↿⇂
1s 2s 2px 2py 2pz
↿↿
Conclusión: tendencia de los spins a estar
desapareados o paralelos.
“Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la
misma
energía, los electrones se van colocando desapareados en ese
nivel
electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de
dichos
orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel
isoenergético
están semiocupados.
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C Z = 6 = 1s22s22p2
C Z = 6 = [He]1s22s22p2
2s 2p
↿↿↿⇂He
Otra forma de escribir la configuración es, por ejemplo
He = core del helio
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la máxima multiplicidad de Hund:
r = multiplicidad = #e desapareados + 1 ó n + 1
# e arreglo e desapareados multiplicidad r
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N Z = 7 = 1s22s22p3 ↿⇂ ↿⇂
1s 2s 2px 2py 2pz
↿↿ ↿
N Z = 7 = [He]1s22s22p3
2s 2p
↿↿ ↿↿⇂He
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Configuraciones electrónicas de los átomos polielectrónicos en
su
estado fundamental
Las reglas anteriores permiten deducir las configuraciones
electrónicas fundamentales
de los átomos polielectrónicos, salvo las excepciones entre los
metales de transición
detalladas a continuación:
• Los estados con subniveles completos o completos a mitad (o
totalmente vacíos)
tienen una especial estabilidad, lo que justifica algunas
excepciones en el llenado de
orbitales:
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Efecto de apantallamiento
Es necesario considerar el efecto de las capas internas
Cálculo de la carga nuclear efectiva por el método de Slater
++++++++
+Z* = Z - A
Z* = Carga nuclear efectiva
Z = Carga nuclear real
A = Constante de Slater
-
Z* = Z - A
Carga nuclear efectiva
Carga que siente un
electrón en un átomo
Constante de
apantallamiento
cuantifica el efecto del
resto de los electrones
Caso 1
El electrón que estamos considerando está en un orbital s o
p
Se agrupa la configuración electrónica del átomo de la siguiente
manera: (1s)2, (2s, 2p)8,
(3s, 3p)8, (3d)10, (4s, 4p)8, etc. Aquí los orbitales s y p
pertenecen al mismo grupo, los d y
los f en grupos diferentes.1
-
Caso 1
El electrón que estamos considerando está en un orbital s o
p
Los electrones que están en grupos a la derecha del que estamos
considerando, no
contribuyen a la constante de apantallamiento.2
3
4
Cuando se trata de un electrón 1s, este apantalla con 0.30 al
otro electrón 1s
Los electrones en el grupo (ns, np) contribuyen con 0.35 cada
uno a la constante de
apantallamiento
Cada uno de los electrones en la capa n-1 contribuye con 0.85 a
la constante de
apantallamiento
Cada uno de los electrones en capas n-2 o más bajas, contribuye
con 1.00 a la
constante de apantallamiento5
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Caso 2
El electrón que estamos considerando está en un orbital d o
f
Se agrupa la configuración electrónica del átomo de la siguiente
manera: (1s)2, (2s, 2p)8,
(3s, 3p)8, (3d)10, (4s, 4p)8, etc. Aquí los orbitales s y p
pertenecen al mismo grupo, los d y
los f en grupos diferentes.1
2
3
Los electrones que están en grupos a la derecha del que estamos
considerando, no
contribuyen a la constante de apantallamiento.
4
Cada uno de los otros electrones en el grupo nd o nf bajo
consideración contribuye con
0.35 a la constante de apantallamiento.
Todos los electrones en grupos a la izquierda del grupo nd o nf
que estamos
considerando, contribuyen con 1.00 cada uno a la constante de
apantallamiento.
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Cargas Nucleares Efectivas de los elementos del 1 al 36
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variaciones energéticas de los orbitales con el llenado
electrónico
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Siguen los elementos:Ga ( Z = 31), Ge ( Z = 32), As ( Z = 33),
Se ( Z = 34), Br ( Z = 35) y Kr ( Z = 36) con llenado
electrónico
sucesivo en la subcapa 4p
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Resumen cuántico sobre las configuraciones electrónicas
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1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 f
Ene
rgía
4 s4 p 3 d
5 s
5 p4 d
6s
6 p
5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l
= 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0;
s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n =
2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1;
m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s
= – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n
= 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l
= 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = +
1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = –
½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l =
0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = –
1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n
= 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l
= 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m
= 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s =
+ ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4;
l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m =
0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s =
– ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n =
3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m
= + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2;
s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = +
½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3;
l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m
= 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s
= + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n
= 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l
= 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = +
1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s =
+ ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4;
l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m
= + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s =
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/Presentaciones/Configuracion_electronica.ppshttp://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/Presentaciones/Configuracion_electronica.pps
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Resumen cuántico sobre las configuraciones electrónicas.
.- Es un modelo.
.- No son fáciles de predecir.
.- En algunas opera la energía de intercambio y en otras tienen
peso problemas de acoplamiento spin-
órbita.
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LA TABLA PERIÓDICA
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. Tamaño de los átomos. El tamaño de un átomo es una cantidad
nebulosa.
Radios covalentes: molécula A-A molécula B-B molécula A-B
A A B B BB BBBA
B B BB BBBA
A B B B
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. Energías de ionización.
Proceso de formación de iones a partir de la configuración
electrónica.
M(g) M+
(g) + e- PI
PI es una propiedad periódica.
X(g) + e- X-(g) AE
AE es una propiedad periódica.
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Clasificación de los iones.
. Sin electrones internos. Caso único H+ . Iones de
configuración de gas inerte. ns2np6
grupos 1, 2 y 3 Na+ Mg2+ Al3+
grupos 15, 16 y 17 N3- O2- F-
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. Iones que contienen 18 e- en su última capa.
Zn2+ = [Ne]3s23p63d10 = Cu+ = Ga3+ = Ge4+
. Par inerte s2. Elementos con ns2npx (x = 1, 2 y 3) pierden sus
electrones p.
Ejemplo: Sb3+, Sn2+, etc.
. Iones d. Iones de configuración ns2np6ndx ( x = 1 a 9).
Ejemplo: Cr2+ Co2+ Fe3+, etc.
. Iones f. Iones con la subcapa f parcialmente vacía.
Ejemplo: Gd = [Xe]4f75d16s2 Gd3+ = [Xe]4f7
. iones poliatómicos. Química de coordinación
Ejemplo: [Cu(NH3)4]2+
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Potencial de ionización.
1.- Las mayores energías de ionización son para el desalojo
de un electrón de un nivel cerrado (gases nobles).
2.- Las menores energías de ionización son las de los
átomos que adquieren un nivel cerrado por la pérdida de
un solo electrón (metales alcalinos).
3.- Se presenta una discontinuidad entre el grupo 2
(ruptura de un subnivel s cerrado) y el grupo 13 (creación
de un ión de subnivel s cerrado).
4.- Aparece una discontinuidad entre el grupo 15 (ruptura
de un subnivel p medio lleno) y el grupo 16 (creación de un
subnivel p medio lleno).
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El potencial de ionización puede evaluarse
aproximadamente a partir de la contribución de cada
electrón según:
2
2*6.13
n
eVZE
tal que:
PI= Eión – Eátomo
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AFINIDAD ELECTRÓNICA
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. Electronegatividad.
Es la tendencia en un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia sí mismo.
Pauling (1932).
ED(AB) = ½[ED(AA) + ED(BB)] + AB
AB = 23.06[A - B]2 Mulliken (1935).
La electronegatividad de un átomo debe ser un promedio de la
energía de ionización y de la afinidad electrónica.
Allred y Rochow (1958).
Es la fuerza electrostática ejercida por el núcleo sobre los
electrones de valencia.
AR = (3590 Z*/r2) + 0.744
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ELECTRONEGATIVIDADES DE ALGUNOS ELEMENTOS O IONES
Elemento o ión de Pauling F 4.0 Li 0.98
Na 0.93 K 0.82 Rb 0.82
Cs 0.79 Sc 1.36
Ti(2+) 1.54
V(2+) 1.63 Cr(2+) 1.66 Mn(2+) 1.55
Fe(2+) 1.83 Fe(3+) 1.96 Ni(2+) 1.91
Mo(2+) 2.16 Mo(3+) 2.19
Mo(4+) 2.24 Mo(6+) 2.35 Zn(2+) 1.65
Cd 1.69 Hg 2.00
Co(2+) 1.88
Rh 2.28 Ir 2.20
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FIN DEL TEMA Nº 10.
Ahora comprendo la
estructura atómica y la
tabla periódica...
