Post on 02-Aug-2018
Tema 2_3. Átomos Polielectronicos y Sistema Periódico Caso más sencillo: átomo de helio (2 electrones)
r12 z
x
ĤΨ = EΨ Ĥ = T + V ^ ^
2e2 2e2 e2 r1 r2 r12
= – – +
atracción del núcleo (+2e) sobre el electrón 1, a una
distancia r1 del núcleo atracción del núcleo (+2e) sobre el electrón 2, a una
distancia r2 del núcleo
repulsión entre ambos electrones,
a distancia r12
2e2 2e2 e2 r1 r2 r12
– + T1 + T2 – ^ ^ Ψ = EΨ
ecuación Schrödinger
APROXIMACIÓN DE ELECTRONES LIBRES Supone que los electrones actúan como partículas independientes Función de onda aproximada
Ψ(x1,y1,z1,x2,y2,z2) ≈ 1s (x1,y1,z1) 1s (x2,y2,z2)
Configuración electrónica del átomo de helio
1s2
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Átomo de litio (3 electrones)
El número máximo de electrones por orbital es de dos y, si existen 2 electrones ocupando el mismo orbital, entonces sus spines deben estar apareados. h Spines paralelos s = 1/2 + 1/2 = 1 h Spines antiparalelos (apareados) 1/2 – 1/2 = 0
Átomos diamagnéticos: todos sus electrones apareados Átomos paramagnéticos: presentan electrones desapareados
En un mismo átomo no pueden existir 2 electrones con sus cuatro números cuánticos iguales (Si dos electrones tienen spines paralelos, están en orbitales distintos; para que ocupen el mismo orbital deben tener sus spines apareados)
CARGA NUCLEAR EFECTIVA Contracción de los orbitales de los átomos polielectrónicos en comparación con los del hidrógeno Aproximación del orbital ψ = Ф1 Ф2...... ФN
Carga nuclear efectiva (Zef)
carga con efecto
carga sin efecto
Cantidad de carga positiva del núcleo percibida por un electrón
apantallamiento
Los electrones en orbitales externos se encuentran más débilmente enlazados al núcleo
Apantallamiento (σ): reducción de la carga nuclear real (Z) a la carga nuclear efectiva (Zef)
Zef = Z – σ
PENETRACIÓN DE ORBITALES Electrón 2s del litio
(La carga nuclear efectiva del 2s es mayor que la del 2p)
2s < 2p
Si estuviera fuera de la capa 1s (2 e-), la carga neta sería
3 (NÚCLEO) - 2 (ELECTRONES 1s) = 1
Experimentalmente se sabe que el electrón está atraído más fuertemente
Orden de energías en los átomos polielectrónicos ns < np < nd < nf PENETRACIÓN DE ORBITALES
El apantallamiento rompe la degeneración entre los orbitales
de una misma capa (mismo número cuántico principal)
El orbital 4s (n=4) tiene menor energía que el
3d (n=3)
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
El principio de construcción (“aufbau” en alemán) conduce a la configuración electrónica del estado fundamental de un átomo polielectrónico.
Principio de exclusión de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital, teniendo en cuenta el número de orbitales que hay en cada subcapa: 1 orbital s; 3 orbitales p; 5 orbitales d...
Dos reglas: Los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía (orden determinado por el número cuántico principal y los efectos de penetración y apantallamiento):
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s <
< 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d < 5f < ....
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
energéticamente más favorable
Configuración electrónica del litio
Configuración electrónica del berilio Dos posibilidades 1s2 2s2 (mayor repulsión electrónica) 1s2 2s 2p (gran diferencia energética entre orbitales 2s y 2p)
Configuración electrónica del boro
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
Si existen varios orbitales con la misma energía, los electrones ocuparán el máximo de dichos orbitales y sus spines serán paralelos
(Dos electrones con spines paralelos tienden a permanecer separados uno del otro y disminuir la repulsión entre ellos)
Configuración electrónica del carbono Tres formas de distribuir 2 electrones entre 3 orbitales 2p equivalentes:
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund
Configuración electrónica del nitrógeno
Configuración electrónica del oxígeno
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Gases nobles: configuración electrónica de “capa cerrada”
Configuración electrónica de “capa llena o semillena”
Cromo 3d54s1 (y no 3d44s2)
Cobre 3d104s1 (y no 3d94s2)
TABLA PERIÓDICA
Dmitry Ivanovich Mendeleev
The Dependence Between the Properties and the Atomic Weights of the Elements,
presentación en la Russian Chemical Society (3 de marzo de 1869)
Ordenación de los 63 elementos conocidos según sus pesos atómicos.
Periodicidad aparente de sus propiedades químicas (ordenación en función de las valencias) (Li, Be, Ba, C, N, O, Sn)
Elementos con propiedades químicas parecidas pesos atómicos similares (Pt, Ir, Os) o que crecen de forma regular (K, Rb, Cs)
VENTAJAS: Se predijo el descubrimiento y las propiedades de elementos nuevos:
eka-silicio (germanio) eka-aluminio (galio) eka-boro (escandio)
INCONVENIENTES: No se contemplan los isótopos de los elementos No se incluyen los gases nobles (sin descubrir). Cuando se incorporaron como grupo 0 por Sir William Ramsay, no se alteró la esencia de la tabla periódica
TABLA PERIÓDICA ACTUAL En 1913, Henry Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica en función del número atómico. Enunció la ley periódica:
Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas
metales alcalinos
metales alcalinotérreos
metales de transición
lantánidos
actínidos
gases nobles
térreos
carbonoideos
nitrogenoideos
anfígenos halógenos
TABLA PERIÓDICA: Bloques
alcalinos y alcalinotérreos metales ligeros grupos 1 y 2 capa de valencia ns1 ó ns2 metales de post-transición y
no metales grupos 13-18 llenado de orbitales p
metales de transición grupos 3-12 llenado de orbitales d
lantánidos y actínidos llenado de orbitales f
TABLA PERIÓDICA: Base electrónica de la clasificación periódica
Todos los elementos de un mismo período (fila) tienen el mismo valor del número cuántico n en su capa de valencia.
Todos los elementos de un mismo grupo (columna) tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones en orbitales con el mismo valor del número cuántico ℓ.
“Capa cerrada” y estabilidad química
Configuración electrónica de “capa cerrada” gran estabilidad química
Los gases nobles son elementos muy estables (estado de oxidación 0)
Los restantes elementos tienden a adoptar la configuración de “capa cerrada” del gas noble más cercano en el sistema periódico
Los METALES (izquierda del sistema periódico) tienden a
perder electrones
Los NO METALES (derecha del sistema periódico) tienden
a captar electrones
Adoptan estados de oxidación positivos y
forman CATIONES
Adoptan estados de oxidación negativos y
forman ANIONES
Variación de Zef en la Tabla Periódica
Varía poco al aumentar Z en los electrones de valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga nuclear, también hay un mayor apantallamiento.
aumenta
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo período, debido al menor apantallamiento de los electrones de la última capa y al mayor valor de Z.
Carga nuclear efectiva y reactividad
REACTIVIDAD
METALES: Más reactivos cuanto menor Zef y mayor distancia al núcleo (los electrones se pierden con mayor facilidad).
METALES
NO METALES: Más reactivos cuanto mayor Zef y menor distancia al núcleo (los electrones capturados son más atraídos).
NO METALES
Atracción de electrones de valencia
Reactividad de los átomos
Carga nuclear efectiva
Distancia del electrón al núcleo
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
Radio atómico y radio iónico
Radio atómico: La mitad de la distancia de dos átomos iguales enlazados entre sí
En función del tipo de enlace:
mitad de la distancia entre los núcleos de átomos vecinos de
un sólido
RADIO METÁLICO RADIO COVALENTE RADIO IÓNICO
mitad de la separación internuclear de átomos vecinos
del mismo elemento en una molécula
radio de un átomo cuando ha perdido o ganado
electrones
Radio atómico
En un período, disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (los electrones de la última capa estarán más atraídos).
En un grupo, aumenta al aumentar el período (existen más capas de electrones).
Radio iónico
CATIONES son menores que los átomos neutros:
Mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento) volumen más compacto
cationes alcalinos > cationes alcalinotérreos
mismo apantallamiento mayor carga nuclear
ANIONES son mayores que los átomos neutros: Menor carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento) mayores repulsiones interelectrónicas expansión de la nube electrónica mayor volumen
aniones anfígenos > aniones halógenos
mismo apantallamiento mayor carga nuclear
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
Energía de ionización
Energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa
Primera energía de ionización: Energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido al átomo neutro. Varía igual que la carga nuclear efectiva
energía de ionización baja
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
Energía de ionización
Segunda energía de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón de un catión.
Mayor que la primera energía de ionización. Cuanto mayor es la carga positiva de una especie, mayor energía se necesita para arrancar un electrón.
I1 5,3 eV I2 75,6 eV
PROPIEDADES PERIÓDICAS: Afinidad electrónica
Cambio de energía asociado a la ganancia de un electrón por un átomo en fase gaseosa
Primera afinidad electrónica: Crece al avanzar en un período y en un grupo. Varía igual que la carga nuclear efectiva
Segunda afinidad electrónica: Es siempre positiva. Las repulsiones interelectrónicas > > fuerzas de atracción por el núcleo
N (1s2 2s2 2p3) capa semillena