SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS

nConfiguración electrónica nClasificación de los elementos nPropiedades periódicas

César Morales SSCC Viña

EFECTO FOTOELECTRICO

n Ciertos metales, expuestos a la luz con una frecuencia mínima (frecuencia umbral) emiten electrones desde su superficie.

n EINSTEIN: Rayo de luz rayo de partículas, FOTONES.

COMPORTAMIENTO DUAL DE LA LUZ

n La luz es materia n Toda fuente de luz es una fuente de energía.

n Se acepta que la luz se comporta como onda y como partícula.

n La luz es una forma de energía radiante o electromagnética

n Radiación electromagnética: movimiento de campos eléctricos y magnéticos que oscilan en forma de ondas, en planos perpendiculares.

λ A m p l i t u d

λ

B a j a F r e c u e n c i a

l o n g i t u d d e o n d a =

λ A m p l i t u d

A l t a f r e c u e n c i a

Ondas

luz la de velocidad c c lambda

nu frecuencia

= = = =

λ ν λ ν ) (

n La frecuencia ν es el número de ondas que pasan en un segundo por un punto determinado y se relaciona con la longitud de onda

seg ondas

onda cm

seg cm

c = = =

λ ν

Teoría de Planck(1858-1947)

n A finales del siglo XIX los físicos estudiaban un fenómeno conocido como radiación de cuerpo negro que las leyes de la física clásica no podía explicar.

n Max Planck fue capaz de explicar esta radiación haciendo una consideración radical.

n Planck postuló que las energías asociadas a la radiación emitidas por un cuerpo negro no son continuos. Propuso que la energía solamente puede ser liberada en “paquetes” de tamaño mínimo que llamó quantum. quantum.

n Consideró además, que la energía asociada a un quantum era proporcional a su frecuencia.

n h = cte. de Planck, 6,626x10 ­34 Joule s ν h E =

Hacia el modelo Mecano- Cuántico

El El á átomo de Bohr tomo de Bohr.

n En 1913, el físico danés Niels Bohr(1885­ 1962) teniendo en cuenta la física clásica y los postulados de la Teor Teorí ía de los quantum a de los quantum fue capaz de postular un nuevo modelo para el más sencillos de los átomos , el hidrógeno.

Postulados de Bohr 1. Cuando el electrón se encuentra en

estado normal, gira en orbitas estacionarias y no emite energía.

2. Si el electrón gira alrededor del núcleo, se cumplirá que “ en todo momento la fuerza centrífuga es igual a la fuerza de atracción”

2

2 2

r e

r mv

=

3. El producto de la cantidad de movimiento(m v) del electrón a lo largo de su órbita (2 π r ) habrá de ser múltiplo del quantum de acción de Planck (n h)

entero número n h n r mv = = ⋅ π 2

Naturaleza del comportamiento del electrón n En 1924 el físico francés Louis de Broglie considerando la teoría ondulatoria y corpuscular de la luz , propuso que la materia, en ciertas condiciones, podría mostrar propiedades de onda . De Broglie sugirió que el electrón, en su trayectoria alrededor del núcleo, tiene asociado una longitud de onda particular.

n Propuso también que la longitud de onda característica del electrón o cualquier otra partícula depende de su masa m y de su velocidad v :

n h = constante de Planck n mv para cualquier objeto se llama momento

mv h

= λ

n La hipótesis de De Broglie es aplicable a todo objeto de masa m y velocidad v, sin embargo para objetos de masa mediana como una pelota de tenis tendrán longitudes ondas muy pequeña imposibles de observar empíricamente, pero no ocurre lo mismo para partículas de masa pequeña como el electrón

Ejemplo

n ¿Cuál el la longitud de onda característica de un electrón con una velocidad de 5,97x10 6 m/s , cuya masa es de 9,11x10­28 g?

n Recordemos que la constante de Planck tiene un valor de 6,63x10 ­34 J­s y 1J = Kg ­m 2 /s 2

mv h

= λ

nm m x s

m x Kg x

s s m Kg x

Kg x g x m

s s

m Kg x h

s J x h

122 , 0 10 22 , 1

10 97 , 5 10 11 , 9

10 63 , 6

10 11 , 9 10 11 , 9

10 63 , 6

10 63 , 6

10

6 31

2

2 34

31 28

2

2 34

34

= =

⋅ =

= =

− =

=

−

−

−

− −

−

−

λ

λ

Problema

n ¿ A qué velocidad debe moverse un neutrón a fin de que presente un de 500 pm? La masa del neutrón es 1,67x10 ­24 g.

n Respuesta: 7,92x10 2 m/s

λ

Principio de Incertidumbre.

n Según el modelo de Bohr, el é del átomo de hidrógeno gira entorno al núcleo en una trayectoria bien definida, de modo que su posición y la cantidad de movimiento son cantidades que podrían calcularse con toda precisión y en todo instante.

n Sin embargo en 1926 Werner Heisenberg (1901­1976) sostuvo que:

“Es imposible conocer simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula. Cuanto más exacta sea la determinación de una de ellas , más inexacta será la de la otra”.

Números Cuánticos

n En 1926, Erwin Schrödinger describió el comportamiento del electrón de un átomo de acuerdo a consideraciones estadísticas.

n Schrödinger consideró que la trayectoria definida del electrón según Bohr debe sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona del espacio atómico.

Densidad electrónica

n Esta probabilidad es la densidad electrónica, de modo que las regiones donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón, son las zonas de alta densidad electrónica

n Bajo este planteamiento, los estados de energía permitidos para el electrón en el átomo (llamados orbitales y donde cada uno de ellos tiene una energía característica y una forma particular) quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos: el el principal( principal(n n), el secundario ( ), el secundario (l l ), el ), el magn magné ético ( tico (m m) y el esp ) y el espí ín ( n (s s). ).

Teoría Cuántica

n Números cuánticos.

n n N Nú úmero cu mero cuá ántico principal ( ntico principal (n n) ) se relaciona directamente con la magnitud y la energía de un orbital atómico. Este número puede tener cualquier valor entero y positivo n n: 1,2,3,4,.... : 1,2,3,4,....

n Cuando n n aumenta, también aumenta al energía y la distancia del electrón del núcleo.

n El valor n n no es una medida de distancia ni de la energía del electrón, sino es un número entero sencillo a partir del cual se obtiene estos valores.

n n N Nú úmero cu mero cuá ántico secundario o azimutal ntico secundario o azimutal ( (l l ) ):

n A la luz de los resultados obtenidos en espectrofotometría, se postuló que las órbitas podrían ser no solo circulares sino también elípticas. Para medir la excentricidad de la órbita se define un segundo número cuántico denominado secundario o azimutal

n Los valores que toma el número cuántico secundario dependen del valor de n, n, según l l=0,1,2...(n n­1).

n Si n = 3 entonces l toma los valores 0,1 y 2

n Los valores de l tienen su equivalentes en letras,

n n l l 0 1 2 3 4 n Nombre s p d f g

Orbitales s

n Los orbitales que tienen el mismo n, reciben el nombre de nivel o capa y los orbitales que tienen igual n y l , subnivel o subcapa.

n Determinemos los subniveles para los tres primeros niveles,

Nivel n 1 2 2 3 3 3 l 0 0 1 0 1 2

Subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d

n Número cuántico magnético m m l l . . Está relacionado con la orientación espacial del orbital . Sus valores dependen de l y puede tomar 2l l + 1 valores enteros, es decir

n +l,.....,0,.......­l n Si l l = 0 entonces m m l l = 0 n Si l = 1 entonces m l = +1, 0, ­1 , de manera que el subnivel p (l=1) contiene tres orbitales que se designan como p x , p y , p z

Relación entre n,l y m l para n=4

n l subnivel m l # de orbitales en el subnivel

1 0 1s 0 1 2 0 2s 0 1

1 2p 1,0,­1 3 3 0 3s 0 1

1 3p 1,0,­1 3 2 3d 2,1,0,­1,­2 5

4 0 4s 0 1 1 4p 1,0,­1 3 2 4d 2,1,0,­1,­2 5 3 4f 3,2,1,0,­1,­2,­3 7

n Número cuántico de espín (m s ). Corresponde al giro del electrón sobre su propio eje, el cual puede tener dos sentidos, en la dirección del puntero del reloj o en el sentido contrario.

n El espín puede tomar valores de +1/2 y ­ 1/2 que se simbolizan como y respectivamente

n En rigor, el número cuántico de espín no deriva de la ecuación de Schrödinger sino que se introdujo para que la teoría estuviera de acuerdo con los datos experimentales

n El Modelo Mecánico­Cuántico es una teoría que, hasta el momento , explica con éxito la periodicidad de los elementos químicos en la tabla periódica, así como varias propiedades químicas de los átomos.

Energía y capacidad de los orbitales atómicos n Los niveles de energía para el átomo de hidrógeno dependen exclusivamente del número cuántico n, de manera que todos los subniveles tienen la misma energía.

n Para los átomo polielectrónicos, depende de los números cuántico principal (n) y secundario (l).

Increm

ento de en

ergía

n=1

n=2

n=3

n=4

1s

2s 2p 3s 3p

3d 4s 4p 5s

4d Nivel principal de energía

Subnivel

REGLA DE HUND

n Para obtener estos valores se supone que que los número cuánticos que son válidos para el átomo de hidrógeno son válidos para los demás átomos. Así se tiene una idea de la variación de los niveles de energía.

n 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6 s<4f<5d<6p<7s< ...........

7p

1s

2s 2p

3p 3s 3d

4d

5d

6d 6s 6p

5p

4p

5s

4s

7s

5f

4f

REGLA DE LAS DIAGONALES

n El comportamiento de cada uno de los electrones queda descrito por un conjunto único de cuatro números cuánticos .

n Wofgang Pauli fue el primero en observar estos datos experimentales y hoy se conoce como El Principio de Exclusión de Pauli.

n “Dos electrones en un átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos”. Al menos uno de los cuatro números cuánticos debe ser diferente.

n Esta condición limita la capacidad de cada orbital , puesto que dos electrones en un orbital pueden tener igual n,l y m l pero deben tener diferente espín +1/2 y ­1/2

Configuración electrónica de los átomos n Se entiende por configuración electrónica del átomo como la distribución de los electrones en los diferentes orbitales atómicos.

n Para encontrar tal configuración se deben seguir ciertas reglas

n Los electrones se ubican en los orbitales de menor energía.

n Según Pauli, cada electrón de un átomo tiene sus propios números cuánticos .

n Así un orbital tiene un máximo de dos electrones con espín opuesto, lo que se traduce que el subnivel s tiene como capacidad máxima 2 electrones. El subnivel p con tres orbitales, 6 electrones. El subnivel d con cinco orbitales, 10 electrones y el subnivel f con 7 orbitales, 14 electrones.

n Cuando un subnivel tiene más de un orbital, los electrones van ocupando el subnivel de manera que cada electrón adicional que entra, se ubica en orbitales diferentes con el mismo espín. Esta condición se llama regla de Hund o regla de máxima multiplicidad de espín.

n Configuraciones Electrónicas de algunos átomos.

n Hidrógeno, H (Z=1). El único é del H se ubica en el orbital de más baja energía, sus números cuántico serán n=1, l = 0 y ml=0 . Existen dos posibilidades para el espín del é, +1/2 y ­1/2 . Por convención tomaremos el valor de +1/2

n La configuración para el H es 1s 1

n Una forma de sencilla de representar las configuraciones es a través de diagrama de orbitales donde cada cuadrado representa a un orbital.

n 1 H 1s 1

n 2 He 1s 2

n 3 Li 1s 2 2s 1

Principio de Aufbau

n Cada átomo se “construye” 1) añadiendo el número apropiado de

protones y neutrones especificados por el número atómico el el número de masa y

2) añadiendo la cantidad de electrones necesarios en los orbitales de forma que den energía total más baja para el átomo.

Problemas resueltos

n Escribir la configuración electrónica para el fósforo, elemento 15

15 P 1s 2 2s 2 3p 6 3s 2 3p 3

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

n Escriba la configuración electrónica y el diagrama de orbitales para los siguientes elementos : 3 Li, 11 Na, 19 K, 12 Mg, 13 Al, 14 Si, 9 F , 17 Cl, 35 Br, 18 Ar.

n ¿Que similitud encuentra en la configuración electrónica del último nivel de energía de los átomos Li ,Na ,K y F, Cl, Br ?

Configuración electrónica de iones

Ion sodio Na +

n Configuración para el átomo neutro

11 Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) n Configuración para el ion Na +

11 Na + ( 1s 2 2s 2 2p 6 ) + 1e

Configuración de ion cloruro Cl ­

n Configuración del átomo de cloro más un é n 1e + Cl(1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 )

n Configuración electrónica del ion cloruro Cl ­

n Cl ­ (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 )

n Configuración electrónica de iones Zn 2+ y Sn 2+

n Zn(.......3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ) Zn 2+ (.......3s 2 3p 6 3d 10 ) + 2é

n Sn( ...4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 2 ) Sn 2+ (...4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 ) + 2é

Configuración electrónica abreviada

n Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado, su configuración electrónica (c.e.) es extensa. Para evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e. del gas noble inmediatamente anterior.

Ejemplo 1: Escribir c.e. del 13 Al n El gas noble inmediatamente anterior es el neón 10 Ne, luego la c.e. del Al debe ser

n [Ne] 3s 2 3p 1

Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio 31 Ga n El gas noble inmediatamente anterior es el

18 Ar , luego la c.e. del galio será n [Ar] 4s 2 3d 10 4p 1

Series isoelectrónicas

Entenderemos por tal aquellas configuraciones que presenten la misma cantidad de electrones.

Ejemplos: n El ion Na + tiene idéntica configuración que el

10 Ne y el ion Cl ­ con el 18 Ar. n El Al +3 es isoelectrónico respecto del 10 Ne n Una serie isoelectrónica estará constituída por Ne, Na + ,Mg +2 , Al +3.

Estructuras de Lewis

n En 1916 Lewis y Kossel, basándose en la baja reactividad de los gases nobles supusieron que la distribución electrónica de los é más externos , constituían configuraciones electrónicas más estables.

n Durante las reacciones químicas, los átomos gana, ceden o comparten é con otros átomos de forma tal que tienden a adquirir estructuras electrónicas estables como los gases nobles.

n Estos gases tienen 8 electrones en su nivel de energía más externo a excepción del He, con 2 é.

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

Moseley, 1914.

Un poco de historia...

n Los químicos siempre han sentido la necesidad de clasificar los elementos para facilitar su estudio y el de los compuestos.

n Se intentaron varias clasificaciones, casi todas con defectos.

n En 1914 HENRY MOSELEY propone una clasificación sin los defectos de las anteriores.

n Planteó la siguiente Ley Periódica: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de la configuración electrónica y varían con el incremento de los números atómicos”.

n Para poner de manifiesto la reaparición de las propiedades se acostumbra a colocar a los elementos en la disposición llamada TABLA O SISTEMA PERIÓDICO.

n El SISTEMA PERIÓDICO está representado de la siguiente forma:

1. GRUPOS O FAMILIAS: ordenaciones verticales de elementos.

a) Grupos Principales: I­II­III­IV­V­VI­VII­VIII ó 0 A A A A A A A A

b) Grupos Secundarios:I­II­III­IV­V­VI­VII­VIII­ B B B B B B B 1B VIII­VIII 2B 3B

n Números romanos, indican los é de valencia o é externos.

2. PERIODOS: ordenaciones horizontales. Se identifican con los números 1....7 o con las letras K, L, M, N, O, P, Q. Son los niveles de energía de los átomos (número cuántico principal, n).

n En general las propiedades dependen de la configuración electrónica, al variar éstas, varían las propiedades.

n De acuerdo a las semejanzas y diferencias entre las configuraciones electrónicas, los elementos se pueden clasificar en:

n 1. Elementos Representativos: el é diferencial se acomoda en orbitales s ó p. Son IA al VIIIA.

n 2. Elementos de Transición Corta: el é diferencial se acomoda en orbitales d. Son IB al VIIIB(1B, 2B y 3B).

n 3. Elementos de Transición Larga: el é diferencial se acomoda en orbitales f. Son 68 Ce al 71 Lu y 90 Th al 102 Lw.

Ejercicio...

n De acuerdo a los criterios entregados anteriormente, clasifique los siguientes elementos: Cl, Cu, Sc, Ar, Zn, He, Po.

n Prestaremos nuestra atención al Sistema periódico como herramienta para conocer las propiedades de los átomos y por ende de los elementos para entender adecuadamente sus reacciones químicas.

n Las propiedades que representan regularidades en el S.P. son:

n a) Volumen Atómico; b) Radio Iónico; c) Ratio Atómico o Covalente; d) Potencial de Ionización; e) Electronegatividad; f) Electroafinidad.

VOLUMEN ATÓMICO

n Si la masa de un elemento es m y su densidad d, su volumen será V a =m/d.

m d V a Mg 24,32 1,74 Ca 40,08 1,55 Sr 87,63 2,60 Ba 137,36 3,75

Na Mg Al Si P S m 23,0 24,32 26,98 28,09 30,97 32,06 D 0,97 1,74 2,7 2,33 1,82 2,07 V a

n Complete los datos que faltan en el grupo y en el periodo.

n Observe los valores obtenidos. Cómo varía Va en un grupo y en un periodo. Generalice.

n Por que un aumento del volumen atómico disminuye el punto de fusión.

RADIO ATOMICO

n Corresponde al tamaño efectivo de un átomo cuando está formando un compuesto covalente normal con otro átomo.

Li Be B C N O F Carga nuclear (Z)

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9

Nivel 1 2é 2é 2é 2é 2é 2é 2é Nivel 2 1é 2é 3é 4é 5é 6é 7é R.A. 1.34 0.90 0.82 0.77 0.75 0.73 0.72

n ¿Cómo varía el R.A en un Grupo?¿Y en un Periodo?. n Explique ¿Cómo la configuración electrónica y la carga nuclear influyen en las variaciones del R.A.

n ¿Por qué las variaciones son más pronunciadas en un grupo.

n Exceptuando el caso del H, ¿Cuál es el átomo más pequeño y cuál es el átomo más grande?.

Z n C .E . R .A. L i +3 2 1,34 Na +11 3 1.54 K +19 4 1,96 Rb +37 5 2,11 C s +55 6 2.25

RADIO IONICO

n El radio del ion aislado es difícil de definir y de hacerlo puede considerarse infinito.

n El R.I. Describe la distancia más próxima que hay a otro ion.

n Se entiende por ion a todo átomo o grupo de átomos que presenta carga eléctrica.

n Un átomo neutro al ganar é se transforma en un ion negativo y se llama anión.

n Tanto al perder o ganar é el átomo que se transforma en ion tiende a adquirir la configuración de un gas noble:

Na → Na + + é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 → 1s 2 2s 2 2p 6 + é

c.e. Ne 1s 2 2s 2 2p 6

F + é → F ­ 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 F ­ tiene c.e. Del Ne n Se dice que Na + y F ­ son isoelectrónicos con el Ne

O F Na Mg Al Z 8 9 11 12 13 ion 2­ 1­ 1+ 2+ 3+ R.I. 1.4 1.36 0.95 0.65 0.5

Z ion R.I. Be 2 Be 2+ 0.31 Mg 12 Mg 2+ 0.65 Ca 20 Ca 2+ 0.99 Sr 38 Sr 2+ 1.13 Ba 56 Ba 2+ 1.35

n Escriba 4 iones isoelectronicos con el Ar n Cómo varía el R.I. En un grupo. Cómo varía en un periodo. De qué depende. Esta misma variación se presenta para otros grupos. Generalice.

n Por qué el ion positivo es más pequeño que su respectivo átomo neutro.

n Por qué el ión negativo es más grande que su respectivo átomo neutro.

n Por qué las variaciones son más pronunciadas en un grupo.

POTENCIAL DE IONIZACION

n Corresponde a la energía necesaria para remover el electrón más débilmente ligado de un átomo gaseoso para convertirlo en un ion gaseoso (1° P.I.).

n Se mide en Kcal/mol y e.V. M° (g) → M n+ (g) + n é

n P. ej., Na° (g) → Na + (g) + é ∆H=118,8 Kcal ó 5,133 e.V.

R.A. 1° P.I. (Kcal/mol) 1° P.I. (e.V.) Li 1,55 124,3 5,39 Na 1,90 118,5 5,14 K 2,30 100,1 4,34

Na Mg Al Si P S Cl R.A. 1.86 1.60 1.48 1.17 1.00 1.06 0.97 P.I. 5.14 7.64 5.98 8.15 11.0 10.36 13.01 Carga nuclear

+11 +12 +13 +14 +15 +16 +17

n La energía necesaria para sacar el 2° é se llama 2° P.I., etc.

n Qué relación es posible encontrar entre las variaciones del P.I y el R.A. En un grupo. ¿Y en un periodo?.

n El Rb pertenece a esta misma familia con un R.A. De 2,48. Prediga si tendrá mayor o menor P.I. Que el potasio.

n El P.I. Se encuentra influenciado por el efecto de pantalla, que corresponde a la interferencia de los electrones internos sobre la fuerza de atracción que el núcleo ejerce sobre los é ubicados en el nivel más externo.

n Si aumenta el número de é internos, aumenta este efecto.

n ¿Qué relación se puede establecer entre aumento o disminución del efecto de pantalla (S) sobre 1° P.I.?.

n También el P.I. Se encuentra influenciado por la carga nuclear efectiva.

n La carga nuclear efectiva (Z ef ) corresponde a la carga neta con que el núcleo atrae a los electrones externos y viene dada por la diferencia entre la carga nuclear y el efecto de pantalla: Z ef =Z­S

n Establezca como un aumento o disminución de Z ef influyen sobre P.I.

n Predecir cuál de los siguientes elementos tiene un mayor efecto de pantalla y un menor P.I.:

12 Mg 11 Na 13 Al

ELECTROAFINIDAD

n Corresponde a la energía liberada cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso que se encuentra en su estado de más baja energía.

n Es el proceso inverso del P.I. M° (gas) + é Ô M ­ (gas)

ELECTRONEGATIVIDAD

n Es la tendencia que tiene un átomo para atraer hacia sí, un par electrónico o compartido con otro átomo. H2.1 L i Be B C N O F 0.97 1 .5 2 .0 2 .5 2 .1 3 .5 4 .2 Na M g A l S i P S C l 0 .9 1 .2 1 .5 1 .7 2 .1 2 .4 2 .8 K Ca Ga G e A s Se B r 0 .9 10. 1 .5 1 .72 1 .82 2 .0 2 .2

n Cómo varía la E.N. En los periodos y en los grupos.

n Ubique el elemento de menor E.N. El de mayor E.N.

n Qué relación podría encontrar entre E.N. Y R.A.

n Cómo son los valores de E.A. Para un átomo de E.N. Elevado.