Estructura atómica Parte2 5489

1

17/10/08 ESTRUCTURA ATÓMICA 115

La tabla periódica modernaLa tabla periódica moderna• La tabla periódica en Chino


¿Qué información hay en la tabla periódica?¿Qué información hay en la tabla periódica?

4747

PlataPlata

AgAg107.87107.87

NNúmero atómicoúmero atómico

NombreNombre

SSímboloímbolo

Masa atMasa atómicaómica


Los elementos conocidosLos elementos conocidos• En la actualidad se conocen 109 elementos• De ellos tenemos que:

– 87 elementos son metales– 26 elementos radioactivos– 16 elementos han sido fabricados por el

hombre (radioactivos todos)– 11 son gases a presión y temperatura

normales– 6 son gases nobles monoatómicos– 2 elementos son líquidos


Agrupaciones en la tabla periódicaAgrupaciones en la tabla periódica

• A los elementos que se encuentran en unacolumna de la tabla periódica se les llamafamilia o grupo.

• La manera en que se han etiquetado lasfamilias es medio arbitraria,

• Pero es claro que podemos observar variosgrupos o familias especiales

• Las familias más conocidas se presentan acontinuación

2


Agrupaciones en la tabla periódicaAgrupaciones en la tabla periódica• Familias:

• Los elementos de una familia de la tablaperiódica tienen propiedades similares

He, Ne, Ar, Kr, Xe, RnHe, Ne, Ar, Kr, Xe, RnGases NoblesGases Nobles8A8AF, Cl, Br, I, AtF, Cl, Br, I, AtHalógenosHalógenos7A7AO, S, Se, Te, PoO, S, Se, Te, PoCalcógenosCalcógenos6A6ABe, Mg, Ca, Sr, Ba, RaBe, Mg, Ca, Sr, Ba, RaMetales alcalinotérreosMetales alcalinotérreos2A2ALi, Na, K, Rb, Cs, FrLi, Na, K, Rb, Cs, FrMetales alcalinosMetales alcalinos1A1AElementosNombreFam


Agrupaciones en la tabla periódicaAgrupaciones en la tabla periódica

Metales alcalinos

Metales alcalinotérreos

Gases nobles

Halógenos

Metales de transición

Metales de transición interna


Definición de familias o grupos (a la antigüita)Definición de familias o grupos (a la antigüita)

• A cada familia se le asigna un número romano yuna letra

IAIA

IIAIIA IIIAIIIA IVAIVA VAVA VIAVIA VIIAVIIA

VIIIAVIIIA

IBIB IIBIIBIIIBIIIB IVBIVB VBVB VIBVIB VIIBVIIB ___VIIIB______VIIIB___


Definición de familias o grupos (a la antigüita)Definición de familias o grupos (a la antigüita)• A cada familia se le asigna un número arábigo y

una letra

1A

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

1B 2B3B 4B 5B 6B 7B ____8B____

3


Definición de familias o grupos (a la moda)Definición de familias o grupos (a la moda)• A cada familia se le asigna un número arábigo del 1

al 18

1

2 13 14 15 16 17

18

11 123 4 5 6 7 8 9 10


Definición de los periodosDefinición de los periodos• A cada periodo se le asigna un número arábigo

1234567

67


Los metalesLos metales• La mayoría de los elementos son metales y en

general los podemos diferenciar por una seriede propiedades que los distinguen:– lustre– conductividad eléctrica grande– conductividad calorífica grande– son sólidos a temperatura ambiente (excepto

el Hg)Nótese: el hidrógeno es el único no-metal en elNótese: el hidrógeno es el único no-metal en el

lado izquierdo de la tabla periódica, pero alado izquierdo de la tabla periódica, pero atemperaturas muy bajas, tiene propiedadestemperaturas muy bajas, tiene propiedadesmetálicasmetálicas


Los metalesLos metales•• Los 91 metalesLos 91 metales (en color salm(en color salmónón))

4


Los metalesLos metales

•• En general, la mayoría de losEn general, la mayoría de los metalesmetales tienentienenlas propiedades siguientes:las propiedades siguientes:–– Son dúctiles y maleables.Son dúctiles y maleables.–– Presentan brillo (tienen lustre)Presentan brillo (tienen lustre)–– Son buenos conductores del calorSon buenos conductores del calor–– Son buenos conductores de la electricidadSon buenos conductores de la electricidad–– Todos excepto el Todos excepto el HgHg son sólidos ason sólidos a

temperatura ambientetemperatura ambiente–– Al hacerlos reaccionar con los Al hacerlos reaccionar con los no metalesno metales

pierden electronespierden electrones


Los no-metalesLos no-metales•• Ahora los no metales en amarilloAhora los no metales en amarillo

(nada m(nada más son18ás son18))


Los no-metalesLos no-metales•• Algunas propiedades de los no metalesAlgunas propiedades de los no metales

–– En general, pueden presentar todos los estadosEn general, pueden presentar todos los estadosfísicos a temperatura y presión normales (STP)físicos a temperatura y presión normales (STP)ClCl22 es un gas, Br es un gas, Br22 es líquido, I es líquido, I22 es sólido es sólido

–– Son malos conductores del calorSon malos conductores del calor–– Son malos conductores de la electricidadSon malos conductores de la electricidad–– Muchos de ellos existen como moléculasMuchos de ellos existen como moléculas

diatómicasdiatómicas–– Al reaccionar con los elementos Al reaccionar con los elementos metálicosmetálicos

ganan electronesganan electrones–– Al reaccionar con elementos Al reaccionar con elementos no-metálicosno-metálicos

compartencomparten electrones electrones


Los metaloidesLos metaloides•• Los metaloides (pero disfrazados de verde)Los metaloides (pero disfrazados de verde)

son apenas 6son apenas 6

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Los metaloidesLos metaloides•• Algunas propiedades de los metaloidesAlgunas propiedades de los metaloides

–– En general, estos elementos tienenEn general, estos elementos tienenpropiedades muy variadas y variablespropiedades muy variadas y variables

–– Es decir dependiendo con quien anden,Es decir dependiendo con quien anden,cambiaran de caráctercambiaran de carácter

–– Actúan como Actúan como no metalesno metales cuando cuandoreaccionan con reaccionan con metalesmetales

–– Actúan como Actúan como metalesmetales cuando reaccionan cuando reaccionancon los con los no metalesno metales

–– Algunos de ellos presentan la propiedadAlgunos de ellos presentan la propiedadeléctrica de ser eléctrica de ser semiconductoressemiconductores


Los gases noblesLos gases nobles•• En esta ocasión son los En esta ocasión son los gases noblesgases nobles los que se los que se

disfrazaron de azuldisfrazaron de azul


Los gases noblesLos gases nobles

•• Algunas propiedades de los Algunas propiedades de los gases noblesgases nobles–– En general, estos elementos no reaccionanEn general, estos elementos no reaccionan

con casi ningcon casi ningún otro elementoún otro elemento–– Es decir, son muy poco reactivos, de hechoEs decir, son muy poco reactivos, de hecho

He, He, Ne Ne y y Ar Ar no reaccionan con ningno reaccionan con ningúnúnelementoelemento

–– Todos, son gases monoatómicos enTodos, son gases monoatómicos encondiciones normalescondiciones normales

–– El El Kr Kr y el y el Xe Xe reaccionan con O y F y formanreaccionan con O y F y formanalgunos compuestos.algunos compuestos.

–– El El Rn Rn es radiactivoes radiactivo


Los estados físicos de los elementosLos estados físicos de los elementos

GasesLíquidosSólidos

• Estado a 25° C (273 K)

6


Metales, No-metales y MetaloidesMetales, No-metales y Metaloides• Comparación de las propiedades características de

los metales y los no-metales:

Generalmente forman aniones, y aoxianiones en disolución acuosa

En disolución acuosaforman cationes

Sus compuestos de oxígeno sonácidos

Sus compuestos deoxígeno son básicos

Malos conductores del calor y laelectricidad

Buenos conductores delcalor y la electricidad

Quebradizos, hay duros y blandosMaleables y dúctiles(son flexibles)

No tienen lustre, presentan varioscolores

Lustre distintivo(Brillan)

Elementos No-metálicosElementos Metálicos


Desarrollo de la tabla periódicaDesarrollo de la tabla periódica

• Algunos elementos, como la plata y el oro, seencuentran naturalmente en su formaelemental y fueron descubiertos hace milesde años

• Algunos elementos radiactivos sonextraordinariamente inestables y suaislamiento depende de la tecnologíamoderna

• Aunque la mayoría de los elementos sonestables, únicamente se pueden encontrarformando compuestos con otros elementos


Desarrollo de la tabla periódicaDesarrollo de la tabla periódica• Algunos elementos presentan características muy

similares:• Litio (Li), Sodio (Na) y Potasio (K) son metales

blandos y muy reactivos• Helio (He), Neón (Ne) y Argón (Ar) son gases

que no reaccionan con otros elementos• Al arreglar a todos los elementos en el orden de

su número atómico, se observa que suspropiedades físicas y químicas muestran unpatrón de repetición periódico

• Un ejemplo de la naturaleza periódica de losátomos es que cuando están ordenados según sunúmero atómico, cada uno de los metales blandosy reactivos de arriba, viene inmediatamentedespués de uno de los gases que no reaccionan


Los elementos conocidosLos elementos conocidos• En la actualidad se conocen 109 elementos• De ellos tenemos que:

– 87 elementos son metales– 26 elementos radioactivos– 16 elementos han sido fabricados por el

hombre (radioactivos todos)– 11 son gases a presión y temperatura

normales– 6 son gases nobles monoatómicos– 2 elementos son líquidos

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Capacidad de combinaciónCapacidad de combinación

• Para los elementos representativos, se define queel número de electrones de valencia de unelemento es igual al de la familia a la quepertenece

• Y está relacionado a la manera en que se combinacon otros elementos

• La energía de cada capa dependerá del periodo enque se encuentre el elemento

• La forma de la tabla periódica nos dice entoncescomo se acomodan los electrones


Capacidad de combinaciónCapacidad de combinación• La última capa de electrones de un átomo, se le

conoce como capa de electrones de valencia

VIIA

VIA

VA

IVA

IIIA

IIA

IA

Familia

7 e-

6 e-

5 e-

4 e-

3 e-

2 e-

1 e-

Nº de electrones


Tendencias periódicasTendencias periódicas• Ciertas propiedades de los elementos,

exhiben un cambio gradual conforme nosmovemos a lo largo de un periodo o unafamilia

• El conocer estas tendencias, nos ayudará acomprender las propiedades químicas de loselementos

• Estas son:– Tamaño atómico– Potencial de ionización– Afinidad electrónica– Electronegatividad


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Del modelo cuántico del átomo podemos

concluir que un átomo no tiene una fronteradefinida, ello nos conduce a un problemaconceptual que puede definirse con la siguientepregunta– ¿cuál es exactamente el tamaño de un

átomo?• Sin embargo, a pesar de la falta de un radio

preciso o exacto, se espera que los átomos conun gran número de electrones sean más grandesque los átomos que poseen menos electrones.

• Estas reflexiones han llevado a los químicos aproponer varias definiciones del radio atómicobasadas en consideraciones empíricas.

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Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Se define el radio metálico de un elemento a la mitad de

la distancia, determinada experimentalmente, entre losnúcleos de átomos vecinos del sólido.

• El radio covalente de un elemento se define, de formasimilar, esto es, la mitad de la distancia internuclearentre átomos vecinos del mismo elemento en lamolécula.

• En adelante la referencia a radios metálicos o covalentesserá sinónima de radios atómicos.

Radio metálico Radio covalente Radio iónico17/10/08 ESTRUCTURA ATÓMICA 144

Tamaño AtómicoTamaño Atómico• El radio iónico de un elemento está relacionado con la

distancia entre los núcleos de los cationes y anionesvecinos.

• Para repartir esta distancia hay que usar un valor dereferencia, que es el radio iónico del óxido, O2-, con 1.40Å.

• A partir de este dato se pueden construir tablas con losradios iónicos de todos los cationes y aniones.

• Así: el radio atómico se puede estimar suponiendo que losátomos son objetosesféricos que se tocan unosa otros al estar unidos enuna molécula


Tamaño AtómicoTamaño Atómico

• La distancia del enlace Br-Br en el Br2 es de 2.28Å, entonces el radio del átomo de Br es de 1.14 Å

• La distancia del enlace C-C es de 1.54 Å, entoncesel radio de un átomo de Carbono es de 0.77 Å

• ¿Y la distancia del enlace en C-Br?• Para tener capacidad de predicción, es necesario

que los radios atómicos determinados (por mediode alguna técnica) permanezcan iguales, alconsiderar otros compuestos (es decir que seanaditivos)


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Con los datos anteriores y pensando que los

valores obtenidos son aditivos, podemospredecir que la distancia de enlace C-Br esigual a 1.14 + 0.77 = 1.91 Å

• En muchos de los compuestos que tienenenlaces C-Br, la distancia observada tieneaproximadamente este valor.

• Con las consideraciones anteriores, podemospresentar las características generales de lasdistancias de enlace obtenidas por medio delas técnicas como cristalografía de moléculaspequeñas, RMN y otras

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Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Tamaño atómico

y periodicidad, delos elementosrepresentativos

• Al bajar en unafamilia los radiosaumentan

• Al avanzar a lolargo de unperiodo, los radiosdisminuyen

El radio at ómico crece

El radio atómico decrece17/10/08 ESTRUCTURA ATÓMICA 148

Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Tamaño atómico y periodicidad, de los elementos

representativos


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Gráfica del radio atómico vs número atómico

Radi

o at

ómic

o (p

m)

Número atómico


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Gráfica del radio atómico vs número atómico

Radi

o co

vale

nte

(pm

)

Número atómico

10


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• ¿Qué observamos al examinar a los elementos?

– Al bajar en una familia (columna) de la tablaperiódica, el radio atómico crece

– Al avanzar hacia la derecha en un periodo(renglón) de la tabla periódica, el radio atómicodecrece


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Al bajar por una familia, los átomos crecen.• ¿La razón?

– Al cambiar de periodo añadimos otra capa.• A lo largo de un periodo los átomos disminuyen de

tamaño.• ¿La razón?

– Al haber más protones la carga positiva esmayor, eso atrae más a los electrones.

– Como no hemos cambiado de nivel, loselectrones están más atraídos por el núcleo.


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• ¿Cuáles son las bases de estas observaciones?• Hay dos factores que afectan a los orbitales y por tanto a

los electrones de un átomo:– El número cuántico principal (la energía de los

electrones en el átomo)– La carga nuclear efectiva (cuantos y como

están los electrones de ese átomo)• A lo largo de un periodo (no cambia el número cuántico

principal) observamos:– El número de electrones de core (electrones

que apantallan) permanece constante yúnicamente varía el número de electrones devalencia


Tamaño AtómicoTamaño Atómico

• Entonces el tamaño aumenta porque:

– Si el número de electrones crece, pero elnúmero de electrones que apantallan lacarga del núcleo permanece constante,

– La carga nuclear efectiva (Zeff) sobre loselectrones de valencia crece y serán másatraídos hacia el núcleo conformeavanzamos en el periodo, de manera queel radio disminuirá

11


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Así para los elementos en que estamos llenando la

subcapa 3p, tenemos:• En cada caso hay 12 electrones que apantallan

(1s22s22p63s2), de manera que al aumentar el númerode electrones de valencia:

6+5+4+3+2+1+Zeff

181716151413Número atómico

ArClSPSiAlElemento


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Ahora bien al bajar en una familia

– El número de electrones de valenciapermanece constante

– El número cuántico principal aumenta– El número de electrones que apantallan crece,– pero también crece la carga nuclear– y el resultado final es que esencialmente la

carga nuclear efectiva sobre los electrones devalencia permanece constante

• Puesto que al aumentar el número cuántico principallos electrones que caben en el átomo son más, al bajaren una familia, el radio atómico crece.


Tamaño AtómicoTamaño Atómico• Por ejemplo en la familia 1 o 1A (ponemos a los

electrones de valencia en rojo y a los de core, es decirlos que apantallan, en azul)

51+1s22s22p63s23p64s23d104p65s1Rb37

41+1s22s22p63s23p64s1K19

31+1s22s22p63s1Na11

21+1s22s1Li3

nZeffConfiguración electrónicaElementoNo

atómico


Tamaño de los ionesTamaño de los iones• Tamaño de los Iones

y periodicidad,de los elementosrepresentativos

• Ojo: para especiesisoelectrónicas– Al aumentar la carga

positiva el radiodisminuye

– Al aumentar lacarga negativaocurre lo opuesto

El radio i ónico crece

12


Tamaño de los ionesTamaño de los iones• Tamaño de los Iones y periodicidad, de los

elementos en pm (valencia)


Tamaño de los ionesTamaño de los iones• Gráfica del radio iónico (pm), de los elementos.


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Se define como la energía que se requiere para

sacar al electrón más externo de un átomoneutro

• La energía de ionización de un átomo mide quetan fuerte este retiene a sus electrones

• La energía de ionización es la energía mínimarequerida para quitar un electrón de un átomoaislado gaseoso en su estado basal

• Ojo esto no se refiere a la energía requerida paraquitar un electrón de las capas internas,

• Acuérdate que esos están mas agarrados alátomo, porque están más cerca y porque les tocamás carga del núcleo


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización

• Aquí nos referimos al estado basal del átomocompleto, entonces el electrón que saldráserá el que tiene menos energía es decir elmás lejano al núcleo.

• La primera energía de ionización, I1, es laenergía necesaria para quitarle el primerelectrón del átomo:Na(g) sd Na+

(g) + 1e-

• La segunda energía de ionización, I2, es laenergía requerida para quitarle el siguienteelectrón (esto es el segundo) del átomoNa+

(g) sd Na2+(g) + 1e-

13



• Entre mayor sea el valor del subíndice en Inmayor será la dificultad para quitar eseelectrón

• Conforme quitamos electrones, y dado quela carga positiva del núcleo no cambia, estoconduce a que haya mayor atracción sobrelos electrones que quedan

• La Zeff crece al quitar electrones• Para quitar los electrones restantes se

requiere cada vez más energía (es decir laenergía de ionización es mayor para cadaelectrón subsiguiente)


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Energías de ionización (kJ / mol)

• También hay un gran incremento en laenergía de ionización cuando se quitan loselectrones de las capas más internas n-1 (esdecir la que no son de valencia)

11,60027441816577Al

77301450738Mg

4560496Na

I4I3I2I1Elemento


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Esto se debe al hecho de que al pasar a un orbital

con número cuántico principal menor, el electrónque se intenta quitar está mucho más cerca delnúcleo y por tanto está mucho más atraído

• Los electrones interiores están tan unidos alátomo que son muy difíciles de ionizar de talmanera que no participan en el enlace químico

• Primera energía de ionización en función delnúmero atómico– Al avanzar en un periodo, la energía de

ionización aumenta al incrementar el númeroatómico

– Al bajar en una familia, la energía de ionizacióndisminuye al incrementar el número atómico


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Gráfica de la primera energía de ionización

Pote

ncia

l de

ioni

zaci

ón (

eV)

Número atómico

14


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Gráfica de la segunda energía de ionización

Pote

ncia

l de

ioni

zaci

ón (

eV)

Número atómico17/10/08 ESTRUCTURA ATÓMICA 168

Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Gráfica de la tercera energía de ionización

Pote

ncia

l de

ioni

zaci

ón (

eV)

Número atómico


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Gráfica de la cuarta energía de ionización

Pote

ncia

l de

ioni

zaci

ón (

eV)

Número atómico


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Gráfica comparativa de energía de ionización

Pote

ncia

l de

ioni

zaci

ón (

eV)

Número atómico

15


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Primera energía de ionización


Potencial de ionizaciónPotencial de ionización• Primera energía de ionización



• Las bases físicas de estas observaciones son:– Conforme crece la carga efectiva o

conforme la distancia del electrón alnúcleo disminuye, habrá mayor atracciónentre el núcleo y el electrón

– La carga efectiva crece a lo largo de unperiodo y además el radio atómico tambiéndisminuye

– Al bajar en una familia, la distancia entre elnúcleo y el electrón aumenta y la atracciónentre el electrón y el núcleo disminuye


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Se define como la energía que se obtiene cuando

un átomo gana un electrón– Los átomos pueden ganar electrones para

formar iones cargados negativamente (aniones)– La afinidad electrónica es el cambio energético

asociado al proceso en el que un átomo en suestado basal gana un electrón

• Para todos los átomos cargados positivamente ypara la mayoría de los átomos neutros, en esteproceso se libera energía cuando se añade unelectrónCl(g) + e- sd Cl-(g) ΔE = -328 kJ / mol– La reacción anterior indica que el cloro tiene una

afinidad electrónica de 328 kJ/mol

16


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Entre mayor sea la atracción que tiene el átomo

por el electrón, más exotérmico será el proceso• Para los aniones y algunos átomos neutros, añadir

un electrón no es tan fácil dando como resultadoun proceso endotérmico

• Es decir se debe de hacer trabajo para forzar alelectrón dentro del átomo, produciendo un anióninestable

• Los halógenos, a los que únicamente les falta unelectrón para llenar la subcapa p, son los quetienen mayor atracción por un electrón


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Es decir tienen las afinidades electrónicas con los

valores negativos más grandes• Al añadirles un electrón, obtienen la misma

configuración electrónica que la de los gases nobles• En cambio las familias 2A y 8A tienen subcapas

llenas (s, y p respectivamente)• Por lo tanto el electrón añadido debe colocarse en

un orbital de mayor energía• El añadir electrones a estos elementos es un

proceso endotérmico


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Valores de las afinidades electrónicas en kJ/mol


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Gráfica de la afinidad electrónica:

Afini

dad

elec

trón

ica

(kJ/

mol

)

Número atómico

0 0

17


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Comportamiento de la afinidad electrónica:


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Tendencia general:


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• La tendencia general para la afinidad electrónica

es la de volverse más negativa al movernos a laderecha a lo largo de un periodo, siendo losvalores mayores los de los halógenos– Las afinidades electrónicas no cambian mucho

al bajar en una familia– Como la distancia de los electrones al núcleo

aumenta al bajar en la familia, hay menosatracción

– Pero al mismo tiempo, los electrones en lasubcapa tienen más espacio y por tanto lasrepulsiones interelectrónicas son menores


Afinidad electrónicaAfinidad electrónica• Valores de la afinidad electrónica de los

halógenos:

-295I-I

-325Br-Br

-349Cl-Cl

-328F-F

E (kJ / mol)IonElemento

18


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• La solución del problema que representa

resolver la ecuación de Schrödinger para elátomo de hidrógeno es relativamente simpley es simple porque el átomo de H solamentetiene un electrón.

• Esta simplicidad se pierde aún para elsiguiente elemento, el He que ya tiene doselectrones.

• La energía potencial de este sistema tienetres contribuciones:– El núcleo– Dos electrones

• Ello nos obligará a preocuparnos de larepulsión interelectrónica.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Evidentemente esta situación se complica

sustancialmente al aumentar el número deelectrones del sistema.

• No debe extrañarnos que los cálculos de estossistemas deben hacerse en computadora parapoder determinar como interactúan loselectrones.

• Pero, afortunadamente no todo está perdido.• Del comportamiento espectroscópico de los

elementos podemos deducir que los átomospolielectrónicos se comportan de manerasimilar al átomo de hidrógeno.

• Además si hacemos un estudio de la energíade ionización de los mismos, es posible queencontremos si esto es cierto.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Si le vamos quitando electrones a un elemento

nos encontraremos que es cada vez más difícilquitarlo conforme la carga del ion formadoaumenta.

• Esto es lógico pues desde el punto de vistaelectrostático, a cada electrón sucesivo le tocamás carga positiva que al anterior.

• ¿Pero cómo influye la repulsión electrónica?• Si pensamos en el modelo más sencillo del átomo

nos encontramos que la fuerza de atracciónejercida sobre el electrón es la diferencia entre laatracción al núcleo y la repulsión de los demáselectrones.

• Es decir al quitar al primer electrón, recibe lacarga +Z del núcleo rodeado por Z-1 electrones yla carga neta del sistema es +1.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Al quitar el segundo electrón, ahora recibe la

carga +Z del núcleo rodeado por Z-2 electronesy la carga neta del sistema es +2

• Al quitar el tercero, recibirá la carga +Z delnúcleo rodeado por Z-3 electrones y la carga netadel sistema es +3 y así sucesivamente.

• Esto nos da las bases para interpretar el potencialde ionización desde el punto de vistaelectrostático.

• Así, la energía necesaria para separar un electróncon carga q1 del núcleo con carga q2 esproporcional a las magnitudes q1 y q2 einversamente proporcional a la distancia r quelas separa, es decir:

E

n=

q1q

2

rn

19


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Para hacer uso de este modelito, consideramos

que -q1 será la carga del electrón y q2 será unmúltiplo de q1, esto es, la carga del ion despuésde que quitamos al electrón,

• Cuando el enésimo electrón sale q2 será +m·q1.• La distancia rn será el la distancia promedio entre

el electrón y el núcleo.• Entonces la expresión sugerida se convierte en:

• Si ahora divido entre n los dos lados de laexpresión obtenemos:

E

n= !n "

q1

2

rn

En

n= !

q1

2

rn


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Ahora, vamos a emplear los valores de ionización

del Be, el cual tiene 4 electrones. En la tabla losvalores de energía de ionización y los resultadosde usar la ecuación anterior.

• Es inmediatamente obvio que hay dos tipos deelectrones en el berilio.

4

3

2

1

n

525121004Be3+(g) ssd Be4+

(g) + e-

494814845Be2+(g) ssd Be3+

(g) + e-

8791757Be+(g) ssd Be2+

(g) + e-

900900Be(g)ssd Be+(g) + e-

En(kJ/mol)/nEn(kJ/mol)Reacción


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Los dos primeros son muy fáciles de quitar

respecto a los otros dos, para los primeros serequiere ~900 kJ en cambio para los segundos serequiere cinco veces más ~5000 kJ.

• Recordando la ecuación, podemos atribuir a ladistancia rn estas diferencias.

• Así, si los dos primeros electrones tienen casi elmismo valor de En/n, entoncesdeben encontrarse a la mismadistancia en promedio.

• Y si los otros dos electronesrequieren mucho másenergía significa que enpromedio están máscerca del núcleo.

• Esto significa que hay capasen el Be. Y se representa así:

4+


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Pero ¿esto ocurre en todos

los átomos polielectrónicos?• Vale entonces la pena

hacer lo mismo para losprimeros 12 elementos, ydespués lo representamosgráficamente.

• La gráfica obtenida esmuy reveladora, otra vezobservamos diferenciasque pueden atribuirsea capas en el átomo.

20


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• En la figura presentamos los datos experimentales

para el átomo de He que nos indica que ocurrecuando hay más de un electrón en un átomo.

• Lo primero que notamos, es quedado que la carga es el doble,la energía del estado basal estambién el doble.

• Además parece que no da lomismo que uno de loselectrones se encuentre enel orbital 2s o en el 2p.

• Esto puede atribuirse a quelas repulsiones interelectrónicasson mayores cuando está en el2s que cuando está en el 2p

-2375

-381-325

Ener

gía

(kJ/

mol

)


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• ¿Pasa lo mismo en los demás elementos?• Analicemos el caso del Li.• Ahora nos

damos cuentaque no solo los orbitales2s y 2pperdieron ladegeneración.

• Sino queademáslos orbitales3s 3p y 3dla han perdidotambién.


-300

-900

-4000

-20000

-80000

-520

-900 -800

-109

0

-140

0

-131

0

-168

0

-208

0

Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Nuevamente, este comportamiento puede

atribuirse a la repulsión interelectrónica.• Pero ¿qué pasará con los

demás elementos?• Podemos ver que en

el orbital 1s sólo puedehaber 2 electrones.

• Esto ocurre para todos loselementos mostrados.

• No presentamos losorbitales 3s, 3p y 3dpues están vacíos.

• El llenado va ocurriendosiguiendo este principio.

• ¡y claro tomando encuenta la repulsión.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Este comportamiento nos obliga a examinar el La

manera que afecta la carga del núcleo al últimoelectrón en cada átomo.

• Es decir cuánta carga ejerce un núcleo rodeado deelectrones sobre el más externo de ese átomo.

• Al resultado de restarle la carga de los electronesque apantallan la carga del núcleo a la carga delnúcleo le llamamos carga nuclear efectiva (Z*)

• Es posible calcular esta cantidad para cadaelemento usando una aproximación al problema.

• Esta supone que tenemos en cada caso un sistemamonoatómico, donde consideramos a todos loselectrones menos 1 (el más externo) como sifuesen una pantalla que disminuye la carga delnúcleo.

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Configuración electrónicaConfiguración electrónica• El valor de la energía para este sistema es:

• De manera que si conocemos la energía deionización para un átomo podemos obtener Z* así:

• Con esta Z* podemos determinar el radiopromedio que tendría un orbital monoelectronicousando esta ecuación:

• Los resultados pueden verse a continuación.

E = !E

n

ion = !1312.6 " Z#2

n2

Z! =

En

ion " n2

1312.6

r = 0.529 * n

2

Z*

3

2!

l l + 1( )2n

2

"#$$

%$$

&'$$

($$


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Los valores de la carga nuclear efectiva de cada

elemento y su radio.

3.182.25Mg3.381.84Na1.052.52Ne1.172.26F1.322.00O1.282.07N1.451.82C1.701.66B1.921.56Be2.521.26Li0.591.34He0.791.00H

r(Å)Z*


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Los valores de la carga nuclear efectiva de cada

elemento pueden calcularse empleando las reglasde Slater,

• Estas, permiten estimarla considerando que todoelectrón en un átomo multielectrónicoexperimenta una carga positiva neta que es menora la carga total del núcleo.

• Esto ocurre porque existen más electrones queescudan o apantallan al núcleo evitando con elloque los electrones que se encuentran en orbitalesexteriores se vean afectados por la carga total deeste.

• En un átomo monoelectrónico este electrónexperimenta la carga total del núcleo y se puedecalcular usando la ley de Coulomb


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Sin embargo, en el caso de un átomo

polielectrónico, los electrones exteriores estánatraídos por el núcleo positivo y repelidos por loselectrones internos simultáneamente.

• Para determinar la carga nuclear efectiva sobre unelectrón está dada por la siguiente ecuación:

• Donde Z es el número de protones en el núcleo(número atómico) y S es es el número promediode electrones (de core) entre el electrón encuestión y el núcleo.

• El valor de S se determina usando las reglas deSlater

Z

eff= Z* = Z ! S

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Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Las reglas de Slater consideran que el sistema

consta de dos clases de electrones: el último y losinteriores.

• Para calcular S se deben ordenar los electrones deacuerdo a su número cuántico principal ignorandoel orden de llenado y manteniendo los orbitales s yp juntos.

• Esto es: [1s][2s,2p][3s,3p][3d][4s,4p][4d][4f]• Usando los valores de la tabla se calcula S para

cada grupo de orbitales

1.000.350[nd]o[nf]1.000.850.350[ns,np]No hayNo hayNo hay0.300[1s]Si <n-1Si n-1InternosOtros grupoexternosGrupo


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Al estudiar la densidad electrónica de los 3

primeros gases nobles


Configuración electrónicaConfiguración electrónica

• Observamos al analizar cada uno de losejemplos anteriores vemos que:

– El Helio tiene una sola capa– El Neón tiene dos capas– El Argón tiene tres capas

• El número de capas coincide con elnúmero cuántico n de los electrones másexternos (es decir los de valencia)


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• En el He los electrones 1s tienen la máxima

probabilidad a 0.3 Å del núcleo• En el Ne los electrones 1s tienen un máximo de

probabilidad alrededor de los 0.08 Å, y loselectrones 2s y 2p se combinan para generar otromáximo alrededor de 0.35 Å (la capa n = 2)

• En el Ar los electrones 1s tienen un máximoalrededor de los 0.02 Å, los electrones 2s y 2p secombinan para dar un máximo alrededor de los0.18 Å y los electrones 3s y 3p se combinan paradar un máximo cerca de los 0.7 Å

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• ¿Por que la capa 1s en el Argón está mucho máscerca del núcleo que la capa 1s en el Neón y por queesta está mucho más cerca que la capa 1s del helio?

• La carga nuclear (Z) del He = 2+, la del Ne = 10+y del Ar = 18+

• Los electrones más internos (capa 1s) no estánapantallados por otros electrones, por tanto laatracción del núcleo es mayor conforme sea mayorel número de protones.



• De la misma manera, la capa n = 2 del Arestá más cerca al núcleo que la capa n = 2 delNe

• La Zeff para la sub-capa 2s del Ne será (10-2)= 8+, y para el Ar será (18-2) = 16+.

• Entonces, los electrones de la sub-capa 2s enel Ar estarán más cerca del núcleo debido a lamayor carga nuclear efectiva

• (Zeff = carga que afecta a los electrones)


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Entonces, tanto el comportamiento

espectroscópico como las energías de ionizaciónnos dicen que podemos trabajar con los átomospolielectrónicos de la misma manera que con el H.

• Es decir, que ambos fenómenos nos revelanalgunas facetas mecánico cuánticas que presentanlos átomos polielectrónicos.

• En este aspecto, la naturaleza ha sido amable connosotros, pues asombrosamente resulta que losniveles energéticos de los átomos polielectrónicosestán tan obviamente relacionados a los del H quelos químicos usamos las mismas funciones yetiquetas del H para explicarlos.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Ahora bien, los números cuánticos n, l y ml

aparecen como un resultado de resolver laecuación de ondas para un sistema atómico.

• Sin embargo, este tratamiento no podía explicarun fenómeno observable en casi todos losátomos.

• Este fenómeno se presenta al aplicar un campomagnético a una muestra mientras se determinasu espectro.

• Al aplicar el campo magnético, muchas de laslíneas del espectro se dividen en dos con unaseparación de aproximadamente un angstrom.

• A este efecto se le conoce con el nombre deefecto Zeeman.

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Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Para resolver esta inexactitud de la ecuación de

Schrödinger, dos jóvenes holandeses (Goudsmity Uhlenbeck) sugieren en 1925, que esto ocurreporque el electrón se comporta como si estuvierarotando.

• De manera que, dadoque tiene carga estoharía que tuvieramomento angulardebido a estarotación además de losmomentos angularesorbital y magnético generados porel movimiento de los electrones en los orbitales.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• De esta manera, el efecto Zeeman podía

explicarse si se suponía que a los electrones se lesasignaba un número cuántico adicional de espín os que únicamente podía tener los valores de +1/2o -1/2.

• Aunque el acuerdo entre la teoría y el experimentopuede considerarse unaverificación del conceptode la cuantización delespacio, un argumentomás directo y convincentese llevó a cabo en 1921 por dos físicos alemanes(Stern y Gerlach)


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• La idea básica del experimento es hacer pasar un

haz de átomos neutrales a través de un campomagnético no-uniforme.

• Un esquema del experimentose muestra aquí:

• Y encontraron que en vez deobtener una sola manchaobtenían dos, las cualesademás se separabandependiendo de la direccióndel campo.

• Esto era una evidencia directa de la cuantizacióny proviene del momento magnético de unelectrón desapareado en cada uno de los átomosde plata.

Plac

a fo

sfor

ecen

te

Campo magnético

Fuen

te d

e A

g


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Si pensamos que cada uno de los átomos de plata es

un pequeño imán, al pasar por donde se encuentrael campo, se desviarán escogiendo una orientación,siempre y cuando el campo magnético no seahomogéneo.

• Entonces esperaríamos que al pasar a través delcampo, los electrones se alinearán paralelos oantiparalelos a este.

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Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Entonces, tenemos pruebas de que el electrón tiene

tanto propiedades magnéticas como electrostáticas.• La evidencia dice que cada imancito (cada átomo

con electrones desapareados) se ve obligado por lanaturaleza a escoger una de dos:– o se alinea con el campo– o se alinea contra el.

• Esto significa que la interacción magnética de loselectrones está cuantizada y sólo hay dos estadosposibles.

• Este campo magnético tiene que venir delmovimiento circular uniforme del electrón de lamisma manera que ocurre al hacer girar un objetocargado.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Una interpretación instintiva es sugerir que el

electrón gira.• Esta explicación es la más usada actualmente.• De esta manera podemos decir que cuando gira un

electrón la distribución de la masa determinará elmomento angular y la distribución de la cargadetermina el momento magnético.

• Si la masa y la carga no estuvieran distribuidasidénticamente, tendríamos un comportamientodiferente.

• De esta manera, es suficiente decir que el espín delelectrón o su campo magnético únicamente puedetener dos valores.+1/2 o– 1/2


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• La importancia de todo esto para la química es que

las mediciones magnéticas muestran una relaciónentre estas y un principio fundamental paracomprender el comportamiento periódico de loselementos.

• Este principio fue enunciado por Wolfgang Paulien 1925, para explicar el comportamientode los electrones al llenar las capasatómicas de cada elemento.

• Este comportamiento incluye tanto elespectroscópico de ocupación orbitalcomo el magnético de cada elemento.

• Y el principio puede enunciarse así:• En cada orbital pueden caber únicamente 2

electrones 2 y además deben tener espín opuesto.17/10/08 ESTRUCTURA ATÓMICA 214

Configuración electrónicaConfiguración electrónica• La representación de esta idea se hace empleando

estos esquemas:– Campo magnético de espín +1/2:– Campo magnético de espín -1/2:– Campo magnético de espín 0:

• ¡Y ya! No necesitamos más porque nada más cabencomo máximo dos electrones en cada orbital y cadacajita o circulito representa un orbital.

• Otra manera de expresar el principio de Pauli o deexclusión de Pauli es esta:

• EN UN ÁTOMO, NINGÚN ELECTRÓN PUEDETENER LOS CUATRO NÚMEROS CUÁNTICOSIGUALES.

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Configuración electrónicaConfiguración electrónica• La ecuación de onda de Schrödinger usualmente se

presenta como la representación definitiva delcomportamiento de los electrones en el átomo.

• Sin embargo, no lo es.• Esta ecuación no toma en cuenta que algunos

electrones (los cercanos al núcleo en los elementospesados) se mueven a velocidades cercanas a la de laluz.

• Esto significa que es necesario emplear la teoríaespecial de la relatividad de Einstein para tener unadeterminación más precisa de la energía de loselectrones especialmente en el caso de los átomospesados.

• Una forma de resolver esto consiste en modificar laecuación de Schrödinger con efectos relativistas.


Configuración electrónicaConfiguración electrónica• Pero una manera más adecuada es la de emplear la

ecuación de onda de Dirac.• Esta ecuación fue derivada por el físico ingles

P.A.M. Dirac en 1928.• En esta ecuación el número

cuántico principal n tiene elmismo significado que el dela ecuación de Schrödingerpero los otros tres tienen unsignificado diferente.

• Además las formas de los orbitales son diferentes.• Pero a cambio de eso explica un conjunto de

propiedades de los elementos pesados que sólopueden comprenderse considerando los efectosrelativistas.


Niveles de energíaNiveles de energía• En cada periodo (en cada capa) caben

únicamente un cierto número de electrones.• El número máximo de electrones en cada capa es

de 2(n2) es decir:

3241838221

Nº máximo de e-Capa (n)


Niveles de energíaNiveles de energía• Cada capa o nivel energético tiene a su vez

subniveles, a estos se les conoce con los nombresde s, p, d, f, etc.

• El número del nivel define el número de lossubniveles

s, p, d, f44s, p, d33

s, p22s11

TiposNº de subnivelesNivel (n)

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Niveles de energíaNiveles de energía• Cada subnivel solo puede tener un número

máximo de electrones

14f

10d

6p

2s

Nº máximo de e-Subnivel


Capas electrónicas y clasificaciónCapas electrónicas y clasificación

• Una manera muy útil de clasificar a loselementos es la que emplea a los electronesdistinguibles, es decir los que cambian deelemento a elemento (claro, los de valencia.)

• Podemos clasificar a los elementos así:

e- de valencia fTransición internae- de valencia dTransición

e- de valencia s y p llenosGases nobles

e- de valencia s o pRepresentativos


Capas electrónicas de los átomosCapas electrónicas de los átomos• Al movernos hacia abajo en una familia en la

tabla periódica cambia la energía de loselectrones de valencia del átomo.

• O lo que es lo mismo cambia el númerocuántico principal n de los electrones devalencia

• Hemos dicho que todos los orbitales quetienen el mismo número cuántico n en unátomo constituyen una capa

• ¿Cómo es la descripción cuántica de lasdistribuciones de probabilidad para todos loselectrones de un átomo?


Capas electrónicas y clasificaciónCapas electrónicas y clasificación• Así, podremos clasificar a los elementos según su

posición en la tabla:

Gases nobles

Representativos sRepresentativos p

Metales de transiciónMetales de transición interna

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Capas electrónicas y clasificaciónCapas electrónicas y clasificación• O según su configuración electrónica:

spdf


Capas electrónicas y clasificaciónCapas electrónicas y clasificación• Así podemos separar a los elementos según los

subniveles que ocupan los electrones de valencia:


¡Otra vez los orbitales!¡Otra vez los orbitales!• Pero ¿cómo se ocupan los orbitales en un

átomo?• Hay cuatro reglas:• El principio de exclusión de Pauli:

Los orbitales nada más pueden aceptar unmáximo de dos electrones, pero además debentener espín opuesto

• El principio de Aufbau(construcción)(aufbauprinzip )

– Los electrones ocupan los orbitales menorenergía antes que los de mayor energía.


¡Otra vez los orbitales!¡Otra vez los orbitales!• La regla de máxima multiplicidad (Hund)

Cuando hay orbitales degenerados, loselectrones ocuparan estos de uno en uno.

• Es decir, solamente cuando todos esténsemiocupados podrán aparearse.

• Esta regla se basa en mediciones magnéticasde cada elemento.

• La regla de ocupación de Madelung: losorbitales con n+l menores se llenan antesque los de n+l mayor. Para los orbitales conn+l igual, los de menor n se llenan primero.

• Esta regla se basa en las medicionesespectroscópicas características de cadaelemento.

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¡Otra vez los orbitales!¡Otra vez los orbitales!

• Hay 4 excepciones:– Se llena el 4s antes que el 3d– Se llena el 5s antes que el 4d– Se llena el 5d1 antes que 4f– Se llena el 6d1 antes que el 5f


Los orbitalesLos orbitales• El orden:


Los orbitalesLos orbitales• El orden:

Ener

gía

Ener

gía


ConfiguraciConfiguración y periodicidadón y periodicidad• La tabla periódica larga (primera versión)• El arreglo inicia usando

este recurso nemotécnicodel llenado de los orbitales

• Y muestrapictóricamente la energíade cada sistema atómico.

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• La tabla periódica larga (segunda versión)• Ahora empleamos

este otro recursonemotécnico pararecordar el llenadode los orbitales

• Y muestra pictóricamentela energía de cada sistemaatómico.

ConfiguraciConfiguración y periodicidadón y periodicidad


• La tabla periódica larga (tercera version)• Por último esta vez empleamos

este recurso nemotécnicopara recordar el llenado delos orbitales

• Y muestra pictóricamentela energía de cada sistemaatómico.

ConfiguraciConfiguración y periodicidadón y periodicidad


ElectronegatividadElectronegatividad• Una primera definición de esta cantidad es

simplemente la capacidad que tiene unátomo para atraer electrones al unirse a otroátomo.

• La electronegatividad se define como lacapacidad que tiene un elemento en unamolécula específica para atraer electroneshacia sí

• Entre mayor sea esta capacidad de atraerelectrones mayor será el valor de laelectronegatividad

• Esta cantidad se usa para determinar si unenlace es covalente no-polar, covalente polaro iónico

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Estructura atómica Parte2 5489