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Configuración electrónica
CONFIGURACION ELECTRONICA
La configuración electrónica de un átomo es la manera en que
están distribuidos los electrones en los distintos orbitales
atómicos
El estado fundamental es el estado de más baja energía y por
lo tanto el más estable
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental
debe ocupar el orbital 1s
número de electrones en el orbital
1 s1
número cuántico principal n
número cuántico l
Principio de construcción
Para átomos polielectrónicos se establece que en el pasaje de un
elemento al siguiente, el electrón adicional entra al nivel de energía más
bajo posible
3.36
1
Configuración electrónica
•
Es una descripción detallada de la distribución de
los electrones que forman parte de un átomo.
•
Es una información muy útil que permite comprender
el comportamiento químico de un elemento
•
Para realzar la configuración electrónica, es decir el
llenado de los orbitales es importante conocer:
1. La cantidad de electrones que tiene un átomo (número
atómico).
2. Los orbitales que existen y su ubicación en un diagrama
de energía.
3. Las reglas que gobiernan el “llenado” de orbitales.
3.37
Principio de exclusión de Pauli
dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos
cuatro números cuánticos
Si dos electrones tienen los mismos valores de n, l y ml
entonces deben tener distintos valores de ms
Sólo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital
atómico, y deben tener espines opuestos
Ej.: analizar los cuatro números cuánticos que caracterizan
a cada electrón ubicado en el siguiente orbital:
2s
: n=2 / l=0 /ml=0 y ms =+ ½
: n=2 / l=0 /ml=0 y ms =- 1/2
3.38
2
“Llenar” electrones en orbitales de energía más baja
Li 3 electrones
Be 4 electrones
B 5 electrones
C 6 electrones
Li 1s22s1
Be 1s22s2
B 1s22s22p1
??
H 1 electrón
H 1s1
He 2 electrones
He 1s2
3.39
Regla de Hund
Para orbitales degenerados, los electrones se
distribuyen uno en cada orbital y si sobran
electrones se ubican apareados (dos electrones en
cada orbital como máximo)
C 6 electrones
N 7 electrones
O 8 electrones
F 9 electrones
Ne 10 electrones
C
N
O
F
Ne
1s22s22p2
1s22s22p3
1s22s22p4
1s22s22p5
1s22s22p6
3.40
3
Orden de llenando de los orbitales (átomos polielectrónicos)
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
3.42
¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?
Mg
12 electrones
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s22s22p63s2
2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones
Abreviado como:
Mg: [Ne]3s2
siendo [Ne] = 1s22s22p6
¿Cuáles son los números cuánticos posibles
para el último electrón en Cl?
Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s22s22p63s23p5
2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 electrones
El último electrón está en el orbital 3p
n=3
l=1
m = -1, 0, ó +1
ms = ½ ó -½
3.43
4
Tipo de subnivel que ocupan los electrones más externos
3.44
Configuraciones electrónicas con estabilidad adicional
Metales de transición
orbital de valencia (subnivel s)
n s (n-1) d
número cuántico principal n
orbital de valencia (subnivel d)
¿Cuál es la configuración electrónica del Ni (Z=28)?
Ni: 1s22s22p63s23p64s23d8
Ni: [Ar] 4s23d8
¿Cuál es la configuración electrónica del Cr (Z=24)?
Cr: [Ar] 4s23d4
Cr: [Ar] 4s13d5
o
Cr: [Ar] 4s13d5
todos los orbitales del nivel están semiocupados
estabilidad adicional (nivel semicompleto)
3.45
5
¿Cuál es la configuración electrónica para Cu (Z=29)?
Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9
Cu: [Ar] 4s23d9
Cu: [Ar] 4s13d10
o
Cu: [Ar] 4s13d10
el subnivel 3d está completo
estabilidad adicional (subnivel completo)
¿Cuál es la configuración electrónica más estable para Mo (Z=42)?
Mo: [Kr] 5s14d5 estabilidad adicional de nivel semicompleto
3.46
Tabla periódica
4.1
6
Que es?
• Un esquema que representa a todos los
elementos químicos conocidos.
• Los elementos están dispuestos por orden de
número atómico creciente y en una forma
que refleja su estructura.
• La base de su confección es la "Ley
Periódica", que establece que las
propiedades físicas y químicas de los
elementos varían de forma sistemática
conforme aumenta el número atómico
4.2
Descubrimiento de los elementos
Antigüedad
Edad media-1700
4.3
7
Como se ordenan lo elementos?
A- En Grupos
• Se denominan así a las columnas verticales de la
tabla. Todos los elementos que pertenecen a un grupo
tienen los mismos electrones de valencia, y por lo tanto,
tienen comportamiento químico similares entre sí.
• Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones
electrónicas similares en los niveles de energía más
exteriores.
• Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar,
actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18
grupos es empleando el sistema recomendado por
la IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry).
ns2np6
ns2np4
ns2np3
ns2np2
ns2np1
d10
d5
d1
ns2
ns1
Configuraciones electrónicas de los elementos en el
estado fundamental
ns2np5
4.4
4f
5f
4.6
8
Como se ordenan lo elementos?
B- En Períodos
• Las filas horizontales de la tabla periódica son
llamadas períodos. Los elementos que componen
una misma fila o período tienen propiedades
diferentes pero masas similares.
• Todos los elementos de un período tienen el mismo
número de orbitales.
• La tabla periódica consta de 7 períodos, el número
de niveles energéticos que tiene
un átomo determina el período al que pertenece.
• Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que
conforme aumenta su número atómico se van
llenando en este orden.
4.5
Como se ordenan lo elementos?
C- En Bloques
• La tabla periódica se puede también dividir en bloques de
elementos según el orbital que estén ocupando
los electrones más externos.
• Los bloques se llaman según la letra que hace referencia
al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más
elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han
sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el
orden alfabético para nombrarlos.
• Bloque s
• Bloque p
• Bloque d
• Bloque f
4.7
9
Clasificación de los elementos
Metales
No metales
Dúctiles
No dúctiles
Maleables
No maleables
Conductores (calor y
electricidad)
Malos conductores
Brillo
Sin brillo
Cationes
Aniones
Solidos (excepto Hg, Ga y
Cs)
Solidos, líquidos o gases
Moléculas monoatómicas
Forman moléculas
Con H2 dan hidruros
Con H2 dan hidrácidos
Con O2 dan óxidos básicos
Con O2 dan anhídridos
Metaloides
4.8
10
Clasificación de los elementos
Elementos
representativos
Zinc
Cadmio
Mercurio
Gases nobles
Lantánidos
Metales de
transición
Actínidos
4.8
Configuraciones electrónicas de cationes y aniones
de elementos representativos
Na: [Ne]3s1
Na+: [Ne]
Ca: [Ar]4s2
Ca2+: [Ar]
Al: [Ne]3s23p1
Al3+: [Ne]
Los átomos ganan
electrones para que el
anión tenga la
configuración
electrónica externa del
gas noble que le
sigue
H: 1s1
Los átomos pierden
electrones para que el
catión tenga la
configuración electrónica
externa del gas noble
anterior
H-: 1s2 ó [He]
F: 1s22s22p5 F-: 1s22s22p6 ó [Ne]
O: 1s22s22p4 O2-: 1s22s22p6 ó [Ne]
N: 1s22s22p3 N3-: 1s22s22p6 ó [Ne]
4.9
11
-1
-2
-3
+3
+2
+1
Cationes y aniones de elementos representativos
4.10
Atomos o elementos isoelectrónicos
(igual cantidad de electrones)
Al3+: [Ne]
Na+: [Ne]
F-: 1s22s22p6 ó [Ne]
O2-: 1s22s22p6 o [Ne]
N3-: 1s22s22p6 ó [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2- y N3son todos isoelectrónicos de Ne
¿Qué átomo neutro es isoelectrónico con H- ?
H-: 1s2
tiene la misma configuración electrónica que He
He y H- son isoelectrónicos
4.11
12
Propiedades periódicas
Un gran número de propiedades de los elementos, tanto físicas como
químicas, son funciones periódicas del número atómico Z
I- Radio atómico
El radio atómico de un átomo es la mitad de la distancia entre dos
núcleos de dos átomos adyacentes
Los radios atómicos se determinan por la fuerza de atracción entre
los electrones del nivel más externo y el núcleo
Variación en el grupo: desde el tope al fondo del grupo los electrones
exteriores ocupan orbitales de valencia con un valor de n progresivamente
mayor, por lo tanto aumenta el radio atómico
Variación en el período: el número cuántico n se mantiene constante. Sin
embargo, como aumenta Z también aumenta la carga nuclear. Los electrones
externos son mas atraídos por el núcleo y en consecuencia disminuye el
radio átomico de izquierda a derecha
4.12
I- Radio atómico
4.13
13
II- Radio iónico
El radio iónico de un ión (anión o catión) es la mitad de la distancia
entre dos iones vecinos en un sólido iónico
El radio iónico disminuye de izquierda a derecha en los períodos y
aumenta desde arriba hacia abajo en los grupos, tal como ocurre
con el radio atómico
4.15
El catión siempre es más pequeño que el
átomo del cual se forma
El anión siempre es más grande que el
átomo del cual se forma
4.16
14
III- Electronegatividad (X)
La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia
sí los electrones de un enlace químico
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los
períodos y desde abajo hacia arriba en los grupos
Electronegatividad de los elementos en la tabla
Aumento de la electronegatividad
4.17
15
IV- Carácter metálico
El carácter metálico de los elementos aumenta de arriba hacia abajo
en cada grupo
4.18
V- Energía o potencial de ionización (PI)
La energía de ionización es la energía necesaria para quitar un
electrón de un átomo en estado gaseoso
X (g)
X+(g) + e-
PI1 primera energía de ionización
X+
X2+(g) + e-
PI2 segunda energía de ionización
X3+(g) + e-
PI3 tercera energía de ionización
(g)
X2+
(g)
PI1 < PI2 < PI3
Las energías de ionización aumentan de
izquierda a derecha en los períodos y
desde abajo hacia arriba en los grupos
4.19
16
Tendencia general de la primera energía de ionización
Valores bajos de PI = tendencia a formar fácilmente cationes
4.20
VI- Afinidad electrónica (AE)
La afinidad electrónica es la energía necesaria para eliminar
un electrón de un ión negativo al estado gaseoso
X- (g)
X(g) + e-
F- (g)
F(g) + e-
AE = +328 kJ/mol
O- (g)
O(g) + e-
AE = +141 kJ/mol
La afinidad electrónica aumenta de
izquierda a derecha en los períodos y desde
abajo hacia arriba en los grupos
4.21
17
Valores altos de AE = tendencia a mantenerse como aniones
4.22
18