QUÍMICA 2º BACHILLERATOLección 1: ESTRUCTURA ATÓMICA.

Juan María García Bruna

Dpto de Física y Química.

IES Sierra Mágina. Mancha Real

NÚMEROS CUÁNTICOS

Contribución a la energía

ORBITAL

Contribución a la geometría orbital

Valores que puede tomar

Número cuántico

(1,0,0)

(2,0,0) (2,1,-1) (2,1, 0) (2,1,1)

(3,0,0) (3,1,-1) (3,1, 0) (3,1,1)

(4,0,0)

(3,1,0) (3,2,1) (3,2,2)(3,2,-2) (3,2,-1)

(4,1,-1) (4,1, 0) (4,1,1)

(5,0,0)

(4,1,0) (4,2,1) (4,2,2)(4,2,-2) (4,2,-1)

(5,1,-1) (5,1,0) (5,1,1)

(6,0,0)

(4,3,1) (4,3,2) (4,3,3)(4,3,-1) (4,3,0)(4,3,-3) (4,3,-2)

(5,1,0) (5,2,1) (5,2,2)(5,2,-2) (5,2,-1)

(6,1,-1) (6,1, 0) (6,1,1)

(7,0,0)

(5,3,1) (5,3,2) (5,3,3)(5,3,-1) (5,3,0)(5,3,-3) (5,3,-2)

Nivel 1: 1

Nivel 3: 9

Nivel 4: 16

Nivel 5: 16

Nivel 6: 4

Nivel 7: 1

Nivel 2: 4

POSIBLES ORBITALES DE CADA NIVEL

Principal, nSecundario, l

Magnético, m

Spin, s

1,2,3,...

Desde 0 hasta n - 1

Tamaño Nivel

Forma

Orientación

Subnivel

Degenerados

+ ½, - ½ Momento angular e- ------

Desde –l hasta l

E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de los electrones en los orbitales atómicos (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción). También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.

Obliga a colocar los electrones en orden creciente de energía. Teniendo en cuenta que ésta viene dada por la suma de n + l, y que en el caso de que esta sume sea igual para dos orbitales, se ocupa antes el de menor n, el orden de llenado de los orbitales es el del esquema: (1,0,0)

(2,0,0)

(2,1,-1) (2,1, 0) (2,1,1)

(3,0,0)

(3,1,-1) (3,1, 0) (3,1,1)

(4,0,0)

(3,1,0) (3,2, 1) (3,2,2)(3,2,-2) (3,2, -1)

(4,1,-1) (4,1, 0) (4,1,1)

(5,0,0)

(4,1,0) (4,2, 1) (4,2,2)(4,2,-2) (4,2, -1)

(5,1,-1) (5,1, 0) (5,1,1)

(6,0,0)

(4,3,1) (4,3,2) (4,3,3)(4,3,-1) (4,3,0)(4,3,-3) (4,3,-2)

(5,1,0) (5,2, 1) (5,2,2)(5,2,-2) (5,2, -1)

(6,1,-1) (6,1, 0) (6,1,1)

(7,0,0)

(5,3,1) (5,3,2) (5,3,3)(5,3,-1) (5,3,0)(5,3,-3) (5,3,-2)

E

N

E

R

G

Í

A

E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

Asignando a los valores de l las siguientes letras:

Si l = 0, el orbital se llama s

Si l = 1, el orbital se llama p

Si l = 2, el orbital se llama d

Si l = 3, el orbital se llama f

los distintos orbitales quedan: 1s

2s

2pz 2py 2px

3s

3pz 3py 3px

4s

3dyz 3dxz 3dxy3dz2 3dx2y2

4pz 4py 4px

5s

4dyz 4dxz 4dxy4dz2 4dx2y2

5pz 5py 5px

6s

4fyz2 4fxz

2 4fz34fz(x

2-y

2) 4fxyz4fy(3x

2-y

2) 4fx(x

2-3y

2)

5dyz 5dxz 5dxy5dz2 5dx2y2

6pz 6py 6px

7s

E

N

E

R

G

Í

A

5fyz2 5fxz

2 5fz35fz(x

2-y

2) 5fxyz5fy(3x

2-y

2) 5fx(x

2-3y

2)E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

ENERGÍA DE LOS ORBITALESE

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

s

pz py px

dyz dxz dxydz2 dx2y2

fyz2 fxz

2 fz3fz(x

2-y

2) fxyzfy(3x

2-y

2) fx(x

2-3y

2)

FORMA DE LOS ORBITALESE

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

FORMA DE LOS ORBITALESE

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

Principio exclusión. Pauli. Es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Pauli que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). La implicación inmediata de este es que en cada orbital sólo podrá haber como máximo dos electrones que han de tener spin opuesto para que su cuarto número cuántico sea diferente.

Regla máxima multiplicidad. Hund. Al llenar orbitales atómicos de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, que no se cruzan. La configuración es mas estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos).

1s

2s

2pz 2py 2px

3s

3pz 3py 3px

4s

3dyz 3dxz 3dxy3dz2 3dx2y2

1s

2s

2pz 2py 2px

↑↓

↑↓

↑↓Situación inestable.

Prohibida

↑↓

↑↓

↑↑ ↑ ↓↓ ↓

↑↓

↑ ↑ ↑↓ ↓ ↓

↑↓

↑↑↑↑↑ ↓↓↓↓↓

Situación energética favorable.

CORRECTA

E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

DIAGRAMA DE MÖELLER

Siguiendo el sentido de las flechas, empezando en el orbital 1s, se van colocando los electrones hasta completar la estructura electrónica de cada átomo

E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

Configuración electrónica

Cu

Cu

Cr

Cr

Elem.

29

29

24

24

Z

Antisarrus (Antiserruchos). Se presenta en elementos de los grupos 6 y 11.

By pass. Un gran numero de elementos de transición interna presentan este fenómeno, donde el subnivel f debe hacer transición al próximo subnivel d.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS (III)

Prohibida

CorrectaProhibida

Correcta

Configuración electrónica

U

U

Gd

Gd

Elem.

92

92

64

64

ZProhibida

CorrectaProhibida

Correcta

[Ar]4s23d4

[Ar]4s13d5

[Ar]4s23d9

[Ar]4s13d10

[Xe]6s2, 4f8

[Xe]6s2, 4f7, 5d1

[Rn]7s2, 5f4

[Rn]7s2, 5f3, 6d1

E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS (I)

[He]2s22p6Ne10

[He]2s22p5F9

[He]2s22p4O8

[He]2s22p3N7

[He]2s22p2C6

[He]2s22p1B5

[He]2s2Be4

[He]2s1Li3

1s2He2

[Ne]3s23p6Ar18

[Ne]3s23p5Cl17

[Ne]3s23p4S16

[Ne]3s23p3P15

[Ne]3s23p2Si14

[Ne]3s23p1Al13

[Ne]3s2Mg12

[Ne]3s1Na11

1s1H1

Conf. electrónicaElem.Z

Pd46

Rh45

Ru44

[Kr]4d55s2Tc43

Mo42

Nb41

[Kr]4d25s2Zr40

[Kr]4d15s2Y39

[Kr]5s2Sr38

[Kr]4d105s25p6Xe54

[Kr]4d105s25p5I53

[Kr]4d105s25p4Te52

[Kr]4d105s25p3Sb51

[Kr]4d105s25p2Sn50

[Kr]4d105s25p1In49

[Kr]4d105s2Cd48

Ag47

[Kr]5s1Rb37

Conf. electrónicaElem.Z

[Ar]3d84s2Ni28

[Ar]3d74s2Co27

[Ar]3d64s2Fe26

[Ar]3d54s2Mn25

Cr24

[Ar]3d34s2V23

[Ar]3d24s2Ti22

[Ar]3d14s2Sc21

[Ar]4s2Ca20

[Ar]3d104s24p6Kr36

[Ar]3d104s24p5Br35

[Ar]3d104s24p4Se34

Ar]3d104s24p3As33

[Ar]3d104s24p1Ge32

[Ar]3d104s24p1Ga31

[Ar]3d104s2Zn30

Cu29

[Ar]4s1K19

Conf. electrónicaElem.Z

[Ar]3d54s1

[Ar]3d104s1

[Kr]4d45s1

[Kr]4d55s1

[Kr]4d75s1

[Kr]4d85s1

[Kr]4d10

[Kr]4d105s1

E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

[Xe]4f75d16s2Gd64

[Xe]4f76s2Eu63

[Xe]4f66s2Sm62

[Xe]4f56s2Pm61

[Xe]4f46s2Nd60

[Xe]4f36s2Pr59

[Xe]4f15d16s2Ce58

[Xe]5d16s2La57

[Xe]6s2Ba56

[Xe]4f145d26s2Hf72

[Xe]4f145d16s2Lu71

[Xe]4f146s2Yb70

[Xe]4f136s2Tm69

[Xe]4f126s2Er68

[Xe]4f116s2Ho67

[Xe]4f106s2Dy66

[Xe]4f96s2Tb65

[Xe]6s1Cs55

Conf. electrónicaElem.Z

[Rn]5f127s2Fm100

[Rn]5f117s2Es99

[Rn]5f107s2Cf98

[Rn]5f97s2Bk97

[Rn]5f76d17s2Cm96

[Rn]5f77s2Am95

[Rn]5f67s2Pu94

[Rn]5f46d17s2Np93

[Rn]5f36d17s2U92

108

107

106

105

104

[Rn]5f146d17s2Lr103

[Rn]5f147s2No102

[Rn]5f137s2Md101

[Rn]5f26d17s2Pa91

Conf. electrónicaElem.Z

[Xe]4f145d106s26p2Pb82

Tl[Xe]4f145d106s26p1Tl81

[Xe]4f145d106s2Hg80

[Xe]4f145d106s1Au79

[Xe]4f145d96s1Pt78

[Xe]4f145d76s2Ir77

[Xe]4f145d66s2Os76

Re[Xe]4f145d56s2Re75

W[Xe]4f145d46s2W74

[Rn]6d27s2Th90

[Rn]6d17s2Ac89

[Rn]7s2Ra88

[Rn]7s1Fr87

[Xe]4f145d106s26p6Rn86

[Xe]4f145d106s26p5At85

[Xe]4f145d106s26p4Po84

[Xe]4f145d106s26p3Bi83

[Xe]4f145d36s2Ta73

Conf. electrónicaElem.Z

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS (II)E

S

T

R

U

C

T

U

R

A

A

T

Ó

M

I

C

A

S

I

S

T

E

M

A

P

E

R

I

Ó

D

I

C

O

El formato moderno de la Tabla Periódica es un reflejo de la estructura electrónica de los elementos. Es posible ver, por ejemplo, que los bloques en los que se puede dividir la tabla indican el tipo de subnivel que está ocupándose de acuerdo con el principio AUFBAU. Cada periodo de la Tabla corresponde al llenado completo de los distintos subniveles que componen un nivel dado. El número del periodo corresponde al valor del número cuántico principal n de la capa que se está llenando. El número de los grupos está relacionado estrechamente con el número de los electrones de la capa de valencia (capa más externa) del átomo. No obstante la relación depende del número del grupo y del sistema de numeración actual recomendado por la IUPAC según el cual los grupos se numeran del 1 al 18.

181716151413121110987654321

GRUPOS

GASES

NOBLES

HALÓGENOS

ANFÍGENOS

NITRÓGENOIDES

CARBONOIDES

TÉRRREOS

METALES DE TRANSICIÓN

ALCALINOTÉRREOS

ALCALINOS

7

6

5

4

3

2

1

181716151413121110987654321

H

Li

Na

Rb

K

Cs

Fr

Be

Mg

Sr

Ca

Ba

Ba

Y

Sc

La

Ac

Zr

Ti

Hf

Nb

V

Ta

Mo

Cr

W

Tc

Mn

Re

Ru

Fe

Os

Rh

Co

Ir

Pd

Ni

Pt

Ag

Cu

Au

Cd

Zn

Hg

B

Al

In

Ga

Tl

C

Si

Sn

Ge

Pb

N

P

Sb

As

Bi

O

S

Te

Se

Po

F

Cl

I

Br

At

Ne

Ar

Xe

Kr

Rn

He

S

I

S

T

E

M

A

P

E

R

I

Ó

D

I

C

O

BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO

Bloque s: formado por los grupos 1 y 2 (alcalinos y alcalinotérreos). Suelen ser metales ligeros y con configuración de la capa de valencia del tipo ns1 o ns2.

Bloque d: formado por elementos de los grupos 3-12, los denominados metales de transición. Se caracterizan por llenar de los orbitales d. Bloque f: constituido por los elementos lantánidos y actínidos. En este bloque se llenan los orbitales f.

Bloque p: constituido por los metales de post-transición y los no metales. Los grupos 13 al 18. Estos elementos se caracterizan por el llenado de los orbitales p.

1

2s1

s2

1211109876543

d10d9d8d7d6d5d4d3d2d1

18

p5p4p3p2p1

p61716151413

f14f13f12f11f10F9f8f7f6f5f4f3f2f1

Bloque p

Elementos representativos

Bloque sRepres. Bloque d

Metales de transición

Bloque f. Lantánidos y Actínidos

S

I

S

T

E

M

A

P

E

R

I

Ó

D

I

C

O

E

J

E

R

C

I

C

I

O

S

a. No están permitidos:

1. Dados los conjuntos de números cuánticos:

(2,1,2,½), (5,1,1,-½), (3,1,-1,½), (1,0,0,1), (3,2,-2,½), (4,2,-1,½), (2,2,1,-½)

a. Razone cuáles no son permitidos.

b. Indique en qué tipo de orbital se situarían cada uno de los electrones permitidos.

c. Ordénelos según su energía creciente

c. Dado que la energía viene dada por la suma de n + l y si el resultado es el mismo, es de menor energía el que posee menor n:

E(3,1,-1,½) < E(3,2,-2,½) < E(4,2,-1,½) < E(5,1,1,-½) , o sea: E3p < E3d < E4d < E5p

- (2,1,2,½). Si el número cuántico secundario vale 1, el magnético sólo puede valer –1, 0 o 1.

- (1,0,0,1). El número cuántico de spin vale ½ o -½.- (2,2,1,-½). El número cuántico secundario (l) ha de ser menor que el principal

(n).b. Según sus números cuánticos:- (5,1,1,-½) se trata de un electrón en un orbital 5p (n = 5, l = 1)- (3,1,-1,½) se trata de un electrón en un orbital 3p (n = 3, l = 1)- (3,2,-2,½) se trata de un electrón en un orbital 3d (n = 3, l = 2)- (4,2,-1,½) se trata de un electrón en un orbital 4d (n = 4, l = 2)

Se proponen varias definiciones del radio atómico basadas en consideraciones empíricas:

En adelante la referencia a radios metálicos o covalentes será sinónima de radios atómicos.

Radio metálico como la semidistancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido metálico.

Radio covalente de un no metal se define como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula.

El radio atómico aumenta al descender en un grupo y para los elementos de los grupos s y p el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo. Esta variación puede interpretarse atendiendo a la configuración electrónica de los átomos. Al descender en un grupo, aumenta el número cuántico principal, y al pasar de un periodo a otro los electrones de valencia ocupan orbitales de número cuántico superior al anterior.

RADIO ATÓMICO (I)P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

Por el contrario, a lo largo de un periodo los electrones de valencia ocupan orbitales con el mismo valor de n. Los valores de la carga nuclear efectiva a lo largo de un periodo aumentan (véanse por ejemplo los de los electrones 2p desde el B al Ne, que hace que los electrones externos estén cada vez más atraídos que los del elemento que le precede en la Tabla Periódica. Ello supone que en un periodo los átomos se hacen cada vez más compactos, esto es, disminuye el radio atómico a medida que avanzamos en un período.

RADIO ATÓMICO (II)P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente.

RADIO ATÓMICO (III)P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

RADIO ATÓMICO (IV)P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

En el caso de cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico.

RADIO IÓNICO (I). Cationes.

Para cationes isoelectrónicos por ejemplo: Na+, Mg2+ Al2+ , el radio iónico será tanto más pequeño cuanto mayor sea su carga. De esta forma (midiendo en pm):

r(Al3+) = 53 < r(Mg2+) = 72 < r(Na+) = 100

Se define radio iónicocomo la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo en su forma iónica.

Li Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Na

K

Rb

Cs

1,52 0,60

1,86 0,95

1,33

1,48

1,692,62

2,31

2,44

Radios iónicos Å

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

RADIO IÓNICO (II). Aniones.

En los aniones, sucede al revés, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para reestablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, por tanto, el radio iónico es mayor que el atómico.

O2- F-

Cl-

Br-

S2-

Se2-

1,42 1,36

1,84 1,81

1,951,98

Radios iónicos Å

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

POTENCIAL DE IONIZACIÓN (I)

El primer potencial de ionización o energía de ionización o EIes la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para arrancarle un electrón. Puede expresarse de la forma:

A(g) + EI1 → A+(g) + 1e-

El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón a partir del ión monopositivo y es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ionpositivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

A+(g) + EI2 → A2+ (g) + 1e-

Se puede hablar de la misma forma sobre tercero, cuarto, …potencial de ionización con las mismas caraterísticas.

An+(g) + EIn+1 → A(n+1)+ (g) + 1e-

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

POTENCIAL DE IONIZACIÓN (II)

En los elementos de un mismo grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. Esto es fácil de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto pantalla o apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos.

Rn1037

At920

Po812

Bi703

Pb715

Tl589

Ba503

Cs3766

Xe1170

I1008

Te869

Sb834

Sn708

In558

Sr549

Rb4035

Kr1351

Br1140

Se941

As946.5

Ge762

Ga579

Ca590

K4194

Ar1521

Cl1251

S1000

P1012

Si577

Al738

Mg738

Na4963

Ne1681

F1314

O1402

N1086

C800

B899

Be520

Li5202

He2372

H13121

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

POTENCIAL DE IONIZACIÓN (III)

En los elementos de un mismo periodo, la energía de ionización crece a medida que aumenta el número atómico. Esto se debe a que el electrón diferenciador estásituado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta.

Pero el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las estructuras s2 y s2p3, frente al resto.

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

POTENCIAL DE IONIZACIÓN (IV)

Las sucesivas ionizaciones de una especie química requerirán cada vez una energía mayor. Esto se debe a que cuanto mayor sea la carga positiva de una especie mayor es la energía que se necesita para arrancar un electrón de la misma.

7411520Li

11.6002.7441.816577Al

7.7301.450738Mg

4.570496Na

4ª EI3ª EI2ª EI1ª EIElemento

Energía de ionización (kJ/mol)

Esta diferencia en las sucesivas energías de ionización es muy apreciable cuando el electrón que se elimina pertenece a una configuración interna o de capa cerrada, como ocurre, por ejemplo, con las segundas energías de ionización de los elementos alcalinos. Así:

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

AFINIDAD ELECTRÓNICA (I)

La afinidad electrónica es la energía desprendida (generalmente) por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión mononegativo. Tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos

A(g) + 1e- → A-(g) + AE1

En la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, más negativa será la afinidad electrónica. Así, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química.

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

AFINIDAD ELECTRÓNICA (II)

Los halógenos, a los que únicamente les falta un electrón para llenar la subcapa p, son los que tienen mayor atracción por un electrón, es decir tienen las afinidades electrónicas con los valores negativos más altos. Al añadirles un electrón, obtienen la misma configuración que la de gas noble.

- 295I- 325Br- 349Cl- 328F

Afinidad electrónica (kJ/mol)

En cambio los grupos 2 y 18 tienen estructuras con orbitales llenos llenas (s, y p respectivamente) y por lo tanto el electrón añadido debe colocarse en un orbital de mayor energía. El añadir electrones a estos elementos es un proceso endotérmico.

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

AFINIDAD ELECTRÓNICA (III)

La tendencia general para la afinidad electrónica es la de volverse más negativa al movernos a la derecha a lo largo de un periodo y no cambiar mucho al bajar en un grupo. Aunque la distancia de los electrones al núcleo aumenta al bajar en la familia y hay menos atracción. Sin embargo, los electrones en la subcapatienen más espacio y por tanto las repulsiones interelectrónicas son menores como se puede apreciar en los cuatro valores de la afinidad electrónica de los halógenos.

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

AFINIDAD ELECTRÓNICA (IV)

Afinidades electrónicas (kJ/mol)

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

ELECTRONEGATIVIDAD (I)

La electronegatividad, simbolizada por χ, es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula

No se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

El procedimiento de cálculo más común es el propuesto por Pauling.

| χA - χB | = 0,102·(Δ)1/2

donde

Δ = EAB – ½ (EAA + EBB)

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

ELECTRONEGATIVIDAD (I)

El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo (cesio) y 4,0 para el mayor (flúor).

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

ELECTROVALENCIA

Según el grupo al que pertenece cada elemento, su valencia iónica será el número de electrones que con tienda a ganar o perder para formar iones. Por ejemplo:

1s22s2p63s2p63d6

1s22s2p63s2p64s23d6

Perderá los dos e- más externos del orbital 4s

Fe. 1s22s2p63s2p6d64s2. Es lógico que pueda perder los dos electrones del subnivel 4s por ser los más externos y estar menos atraídos por el núcleo y también el 6º electrón del subnivel 3d y quedar así con todos desapareados. Sus valencias iónicas más probables serán Fe2+ y Fe3+.

Pb. [Xe]4f145s2p65d106s2p2. Es razonable que pueda perder los dos del 6p e incluso también los dos de 6s por estar tan alejados del núcleo y que sus valencias iónicas más probables sean Pb2+ y Pb4+.

Aún así, será difícil explicar valencias iónicas como es el caso de Hg+, Au3+, etc.

Pierde el e- del 3d y consigue configuración muy estable

1s22s2p63s2p63d5

[Xe]4f145s2p65d106s2

[Xe]4f145s2p65d106s2p2

Perderá los dos e-

más externos del orbital 6p

Pierde los dos e- del 6s y consigue configuración muy

estable[Xe]4f145s2p65d10

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

COVALENCIA

Si la definimos como el número de electrones desapareados que tiene cada elemento dispuesto para compartir y formar enlaces covalentes, sólo habría que observar la configuración electrónica para saber la de cada elemento. Pero pueden ocurrir promociones electrónicas que aumentan el número de electrones desapareados, promoción que requiere un aporte energético que después se ve compensado con la liberación de energía cuando se forma el enlace.

1s22s2p63s2px1py

1pz1

Coovalencia 3

1s22s2p63s1px1py

1pz1dxy

1

Covalencia 5

Covalencia del Fósforo

Promoción del 3s al 3dxy

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

COVALENCIA

Este es el caso, por ejemplo, de cloro, bromo o yodo. Todos ellos poseen un solo electrón desapareado en un subnivel p, pero pueden desaparear más electrones de ese mismo subnivel, o incluso del subnivel s al subnivel d perteneciente al mismo nivel, del cual dispone pero está vacío. Esta promoción no ocurre en el flúor porque no dispone de esos orbitales y se precisaría un salto energético mucho más grande. Los mismo pasa con los anfígenos y el oxígeno y con el fósforo y el nitrógeno.

1s22s2p63s2px2py

1pz1dxy

1

Covalencia 3

1s22s2p63s2px2py

2pz1

Covalencia 1

1s22s2p63s1px1py

1pz1dxy

1dxz1dyz

1

Covalencia 7

1s22s2p63s2px1py

1pz1dxy

1dxz1

Covalencia 5

Promoción del 3px al 3dxz

Promoción del 3s al 3dyz

Covalencia del cloro

Promoción del 3py al 3dxy

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

MASA ATÓMICA

De todas formas ni siquiera la masa atómica de los isótopos equivale a la suma de las masas de los nucleones. Esto es debido al defecto de masa.

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.

En cambio, la masa atómica de un isótopo sí coincide aproximadamente con la masa de sus nucleones. Esta diferencia se debe a que los elementos no están formados por un solo isótopo si no por varios con determinadas abundancias para cada uno. Cuando medimos la masa de un isótopo en concreto no tenemos en cuenta las abundancias.

P

R

O

P

I

E

D

A

D

E

S

P

E

R

I

Ó

D

I

C

A

S

a. La configuración orbital exige apreciar el desapareamiento electrónico:

Rb: [Kr]5s1 ; F: 1s2 2s2 2px2 2py

2 2pz1; Se: [Ar]4s2 3d10 4px

2 4py1 4pz

1 ; Zn: [Ar]4s2 3d10

2. Dados los siguientes elementos: Rb, F, Se y Zn:

a. Escriba sus configuraciones electrónicas orbitales.

b. Ordénelos según su potencial de ionización creciente.

c. Ordénelos según su electronegatividad creciente.

d. Razone cuál será la electrovalencia y covalencia de cada uno.

b. La energía de ionización (energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso) depende de tres factores: radio atómico, estructura electrónica y apantallamiento electrónico. Éste último factor influye poco en estos elementos ya que poseen pocos electrones en su estructura atómica. Los radios atómicos de cada elemento son: rRb = 248 pm > rZn = 139 pm rSe = 116 pm rF = 71 pm. Según la estructura electrónica de cada uno, el flúor tendrátendencia a ganar un electrón y el selenio a ganar dos electrones y no perderlos, al contrario que el rubidio que, para conseguir una distribución de gas noble tendrátendencia a perder un electrón. El cinc, para conseguir una distribución mucho más estable, tendrá tendencia a perder dos electrones. El orden creciente de potencial de ionización será, por tanto:

E

J

E

R

C

I

C

I

O

S

PIRb < PIZn < PISe < PIF

Concretamente, en eV/átomo: PIRb = 4,19 < PIZn = 9,42 < PISe = 9,82 < PIF = 17,43.

d. Con la estructura electrónica se razona cuáles son serán sus iones probables según tienda a ganar o perder electrones para tener estructura de gas noble:

Zn: [Ar]4s23d10 , no tiene electrones desapareados, pero podría promocionar uno del nivel 4s al 4p ⇒ V. C.: 2.

Rb: [Kr]5s1 , tenderá a perder 1 e- con facilidad ⇒ V. I. más probable: +1

F: 1s2 2s22px22py

22pz1 , tenderá a ganar 1 e- con facilidad ⇒ V. I. más probable: -1

Se: [Ar]4s23d104px24py

14pz1 , tenderá a ganar 2 e- con facilidad ⇒ V. I. probable: -2

Zn: [Ar]4s23d10 , tenderá a perder 2 e- (4s2) con facilidad ⇒ V. I. más probable: +2

Rb: [Kr]5s1 , tiene 1 electrón desapareado ⇒ V. C. : 1

En la configuración electrónica se se aprecia cuántos electrones tiene o puede tener desapareados:

F: 1s2 2s22px22py

22pz1 , sólo puede tener 1 electrón desapareado ⇒ V. C. : 1

Se: [Ar]4s23d104px24py

14pz1 , tiene 2 e- desapareados, pero podría promocionar un o

dos electrones del nivel 4p al 4d ⇒ V. C.: 2, 4 o 6.

E

J

E

R

C

I

C

I

O

S

c. La electronegatividad mide de la tendencia de los átomos para atraer los electrones de otro, en un enlace covalente. Será mayor cuanto más pequeño sea el átomo ya que de esta forma su núcleo se encuentra más cerca de los electrones del otro átomo. Por esta razón el orden creciente de electronegatividades será: εRb < εZn< εSe < εF. Concretamente, las electronegatividades de estos elementos son: εRb: 0,8, εZn: 1,6, εSe: 2,4; εF: 4,0.

a. Todas las especies son isoelectrónicas, las cuatro corresponden a la configuración electrónica 1s22s22p6. Como no cambia con el número atómico, le corresponde la gráfica (II).

3. Razone qué gráfica puede representar :

a. El número de electrones de las especies Ne, Na+, Mg2+, Al3+.

b. El radio atómico de los elementos F, Cl, Br e I.

c. La energía de ionización de los elementos: Li, Na, K, Rb.(I) (II) (III)

b. El radio atómico aumenta al bajar en un grupo del sistema periódico ya que aumenta el último número cuántico principal. La gráfica correspondiente serála (I) ya que en ella aumenta el radio con el número atómico.

c. El potencial de ionización o energía de ionización (EI) es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. Podemos expresarlo así:

A(g) + EI → A+(g) + 1e−

El de mayor energía de ionización será el de menor radio ya que los electrones estarán más fuertemente atraídos por el núcleo. La gráfica correspondiente será por tanto la (III).

E

J

E

R

C

I

C

I

O

S

a. Mg2+ : 1s22s22p6. S2−: 1s22s22p63s23p6.

4.

• Escriba la configuración electrónica de los iones: Mg2+ y S2- .

• Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

• Justifique cuál de los dos elementos, Mg o S, tendrá mayor energía de ionización.

b. El radio atómico aumenta del mayor número cuántico principal. En las tres especies es 3 pero a cuando nos desplazamos hacia la derecha en un período, el radio va disminuyendo ya que no aumenta el número cuántico principal y sin embargo sí aumenta la carga nuclear efectiva y, por tanto, la atracción de el núcleo y los electrones produciéndose una contracción. Pero al ionizarse el radio varía. En el caso de cationes, la ausencia de uno o varios electrones diminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico. En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico. Esto hace que el radio del S2− (0,184 nm) sea mayor de el del Mg2+. (0,065 nm).

c. Tendrá mayor energía de ionización el azufre por ser el que menor radio atómico posee (rMg = 0,160 nm; rS = 0,104 nm) y tener los electrones más atraídos por el núcleo. (EIMg = 737,7 kJ/mol; EIS = 999,6 kJ/mol).

E

J

E

R

C

I

C

I

O

S