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temas quimica exani II
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QUIMICA
La química es
probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de
estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas,
sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana
están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales
más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los
medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la
"cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del
hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo
conocimiento de la estructura atómica y molecular.
Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos
enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades
completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de
las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características
de esos constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre
sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de
hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el
esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y
explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible
comportamiento y aplicaciones.
ESTRUCTURA ATOMICA
El conocimiento
de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y
diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría
de las reacciones químicas implican una reorganización de la estructura
electrónica externa de los átomos, el estudio de los modelos atómicos que
permiten conocer la distribución de los electrones en los átomos; desde el
modelo de Thomson, pasando por el modelo de Bohr hasta llegar al modelo atómico
propuesto por la mecánica cuántica, modelo que es el aceptado actualmente.
Destacaremos la descripción de los electrones a través de los números cuánticos
y los orbitales electrónicos.
MODELO
ATOMICO DE DALTON
En el período
1803-1808, Jonh Dalton, utilizó los dos leyes fundamentales de las
combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la
masa"(La masa total de las sustancias presentes después de una reacción
química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción)
y la "Ley de composición constante"(Todas las muestras de un
compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa
de los elementos constituyentes.) como base de una teoría atómica.
POSTULADOS DE
DALTON
1.
La materia
está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles
y no se pueden destruir.
Los átomos de un
mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades
propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos
permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones
químicas.
Los átomos, al
combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de
elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar
más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de
dos o más elementos distintos.
MODELO ATOMICO DE THOMSON
Los experimentos
de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos dieron
pie al descubrimiento del electrón he hizo posible medir la relación entre su
carga y su masa; el experimento de gota de aceite de Millikan proporcionó la
masa del electrón; el descubrimiento de la radioactividad (la emisión
espontánea de radiación por átomos) fue una prueba adicional de que el átomo
tiene una subestructura.
Una vez
considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia existente
en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo
estaban incorporadas estas partículas dentro de los átomos.
El modelo
comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph John
Thomson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la
carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube
difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica
positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para
neutralizar la carga positiva.
Modelo atómico de Rutherford
Para Ernest
Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor
de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.
El modelo atómico
de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
El átomo posee un
núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la
masa del átomo.
Los electrones
giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
La suma de las
cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga
positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo
dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó
cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo
(un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro
unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio
vacío en la organización atómica de la materia.
Para analizar cuál
era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento:
El experimento consistía en bombardear una fina
lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo
atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir
desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto
porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación
apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a
veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no
podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto.
Modelo atómico de Bohr
La estructura electrónica de un átomo describe las
energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de
lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó
observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia.
Sabemos que el espectro de un elemento químico es
característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede
deducirse su composición.
El origen de los espectros era desconocido hasta
que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos
con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que
éstos se encuentran del núcleo.
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física
1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en
tres postulados:
Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en
órbitas estacionarias sin emitir energía
Segundo Postulado:
Los electrones solo
pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento
angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.
Siendo "h" la constante de Planck, m la
masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero
(n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera
órbita, 2 para la segunda, etc.
Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una
más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de
radiación electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas
órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una
órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite
energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por
tanto, la energía absorbida o emitida será:
En resumen podemos decir que los electrones se
disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de
energía.
Bohr describió
el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un
electrón.
En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del
núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más
cercana posible al núcleo.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético
que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra
" n " y toma valores desde 1 hasta 7 .
La teoría de Bohr
predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno.
rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm)
La teoría también
nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la
energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo se dice que
está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y
confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor
desciende a
RH es una constante que depende de la masa y la
carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10-18 J.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se
encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía
permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un
cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el
átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no
es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite
una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los
dos niveles.
La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido,
se calcula de acuerdo con la ecuación de Planck.
Representación
de las órbitas
n
Distancia
1
0,53
Å
2
2,12
Å
3
4,76
Å
4
8,46
Å
5
13,22
Å
6
19,05
Å
7
25,93
Å
Nota: Con Å se designa la unidad de longitud
Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0 x 10-10 metros.
Modelo
atómico de Schrödinger
El
modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se
basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial
electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En
este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda
estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio
atómico.
El
modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros
realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel
energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en
el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta
fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma
concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando
órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld
modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en
órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más
complejas y calculó los efectos relativistas.
EL ÁTOMO: (PARTÍCULAS SUBATÓMICAS) Y PROPIEDADES (NÚMERO ATÓMICO Y MASA
ATÓMICA)
La palabra átomo proviene del idioma griego y
significa “no divisible” o “indivisible” por lo que el átomo se consideraría la
particular más pequeña de la materia que no se puede dividir. Este concepto fue
inventado por Demócrito en el 400 ac y en aquella época se creía que el átomo
era efectivamente la partícula más pequeña posible de la materia (lo cual no es
cierto ya que hay partículas subatómicas)
En los átomos se reconoce la existencia de
partículas con carga eléctrica negativa, llamados electrones, los cuales giran
en diversas "órbitas" o niveles de energía, alrededor de un núcleo
central con carga eléctrica positiva. El átomo en su conjunto y sin la
presencia de perturbaciones externas es eléctricamente neutro.
Centro del núcleo se encuentran otras partícula,
los protones, que poseen carga eléctrica positiva, y los neutrones que no
poseen carga eléctrica. Así pues dentro del átomo encontramos:
Electrón.- es la partícula subatómica de carga negativa que
se encuentra girando alrededor del núcleo
del átomo el valor absoluto del electrón es 1.60210 x 10-19 C/e
Protón.- es la partícula subatómica de carga positiva que
se localiza dentro del núcleo del átomo su peso es aproximadamente 1.837 veces
mayor que el electrón.
Neutrón.- es la partícula subatómica de carga neutra que
se localiza dentro del núcleo y su peso es muy similar al del protón.
Numero atómico.- numero entero
positivo que equivale al número total de protones existentes en el núcleo del
átomo. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad
fundamental del átomo su carga nuclear.
Masa atómica.- la masa atómica relativa de un átomo es el
cociente entre la masa de un átomo y la doceava parte de la masa de una tomo de
carbono 12, se considera la suma de protones y neutrones de un núcleo.
Orbital atómico.- función que describe la región del
espacio que circunda el núcleo de un átomo en la cual la probabilidad de
encontrar un electrón es máxima (orbital atómico).
Configuración
electrónica.- es la forma como se representa a un
átomo moderno para su correcta construcción se debe de ir colocando los
electrones que tenga el elemento, en los distintos orbitales que se ocupen, por
orden de energía, tal y como lo muestra el principio de edificación progresiva.
El primer punto a tener en cuenta es
que el número máximo de electrones que pude haber en un nivel de energía es
igual a 2n2. n = nivel de energía (del 1 al 7).
Basándose en lo anterior tenemos como
ejemplo que el nivel 2 de energía, puede haber 8 electrones por que 2(2)2=8
Los electrones tienden a llenar los
cuatro distintos subniveles (s, p, d, f) de cada nivel de energía y al hacerlo
producen lo que se llama configuración electrónica de cada átomo.
De acuerdo con el principio de
edificación progresiva, los subniveles se llenan siguiendo el siguiente
diagrama.
La
notación de la configuración electrónica consta de los siguientes elementos
2p2
2= numero cuántico
especial
2(superíndice)numero
de electrones en cada subnivel
P=subnivel
Ayudándonos del
diagrama anterior podemos realizar la configuración electrónica de los
elementos para lo que necesitamos el numero atómico de cada elemento.
Configuración
electrónica de algunos elementos de la tabla periódica.
-
Hidrogeno
numero atómico 1 H1, 1s1
-
Berilio
numero atómico 4 Be4 ; 1s2, 2s2
-
Aluminio
numero atómico 13 Al13, 1s2, 2s2, 2p6,
3s2, 3p1.
Al sumarse los superíndices
nos tiene que dar como resultado el número atómico del elemento. En el caso del
berilio 2+2= 4 que es el número atómico.
TABLA
PERIODICA: GRUPOS Y PERIODOS, PROPIEDADES PERIODICAS: ELECTRONEGATIVIDAD, RADIO
ATOMICO, ENERGIA DE IONIZACIÓN Y ESTADO DE AGREGACION.
TABLA PERIODICA: la tabla periódica actual clasifica a los elementos por
grupos (columnas vertebrales), siendo ocho los grupos en que está dividida. La
tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos
elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función
principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius
Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de
las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión
modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.
GRUPOS
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica,
y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por
ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su
último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse
como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son
los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del
octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la
última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de
1988, los grupos de la tabla periódica son:
Ø
Grupo IA metales alcalinos(li, Na, K, Rb, Cs,
Fr,). Son metales blandos
químicamente muy activos se les encuentra generalmente en forma de sales, no
existen en la naturaleza de forma libre.
Ø
Grupo IIA metales alcalinos-térreos. (Be, Mg, Ca,
Sr, Ba, Ra) también son metales
actives pero no tanto como los del grupo I se le pude encontrar como sulfatos y
carbonatos.
Ø
Grupo IIIA familia de Boro(B, Al, Ga, In, Tl). En este grupo aparecen el primer elemento no
metálico (boro), los demás integrantes son metales generalmente se encuentran
como oxidos.
Ø
Grupo IVA familia del carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb) los dos primeros elementos del grupo son no
metales, el carbono se encuentra en la materia organica, el silicio en la
corteza terrestre es muy abundante los demás elementos se les puede encontrar
en forma de óxidos y sulfuros.
Ø
Grupo VA familia del nitrógeno (N, P, As, Sb, Bi) los tres primeros elementos del grupo son no
metales el nitrógeno se encuentra en el aire, el fosforo se encuentra en forma
de fosfatos y los demás elementos en forma de silicatos.
Ø
Grupo VIA familia del oxígeno o calcogenos (O, S,
Se, Te, Po). Todo los elementos
de esta familia son no metales, excepto el polonio, se les encuentra en la
naturaleza en forma libre. La palabra calcogenos significa formado de cenizas.
Ø
Grupo VIIA o familia de los halógenos (F, Cl, Br,
I, At). Son los elementos no
metálicos, con mayor actividad química. En la naturaleza no existe en forma
libre, se les encuentran formando sales. La palabra halógenos significa
generadores de sales.
Ø
Grupo VIIIA o familia de los gases nobles (He, Ne,
Ar, Kr, Xe, Rn). También se
conoce como gases raros o gases inertes; son elementos no metálicos que en
condiciones normales, se les considera químicamente inertes, se les encuentra
en pequeñísimas cantidades en la atmosfera.
Ø
Grupo B metales de transición.- los ocho grupos B están formados por elementos
metálicos, que tienen la característica común, de que sus átomos contienen
orbitas, internas incompletas.
Ø
Elementos radioactivos.- se divide en dos series los lantánidos y los
actínidos, reciben el nombre de tierras raras o elementos de transición
interna.
PERIODOS
Las filas horizontales de la tabla periódica son
llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el
periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que
conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d
4p
5s 4d
5p
6s 4f
5d 6p
7s 5f
6d 7p
Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según
su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica.
Los elementos en el mismo período muestran
tendencias similares en radio atómico, energía de ionización, afinidad
electrónica y electronegatividad. En un período el radio atómico normalmente
decrece si nos desplazamos hacia la derecha debido a que cada elemento sucesivo
añadió protones y electrones, lo que provoca que este último sea arrastrado más
cerca del núcleo. Esta disminución del radio atómico también causa que la
energía de ionización y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha
en un período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones.
La afinidad electrónica también muestra una leve tendencia a lo largo de un
período. Los metales —a la izquierda— generalmente tienen una afinidad menor
que los no metales —a la derecha del período—, excepto para los gases nobles.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período
1.- es uno de los elementos
químicos de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de los
elementos químicos. El número del período indica el número del nivel de energía
principal que los electrones comienzan a llenar. El primer período solo llena
el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra
fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan
en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí. El
hidrógeno (Z=1) tiene propiedades muy similares a las de los halógenos pero,
debido a que sus propiedades químicas lo acercan más a los metales alcalinos,
se suele representar al hidrógeno conjuntamente con aquellos. El helio (Z=2) se
comporta como un gas noble y se encuentra al final de la hilera, colocado en el
grupo 18 (VIIIA). El próximo período contiene ocho elementos, pues no es hasta
entonces que se da otro elemento que se comporte como un gas noble (es decir,
que tenga sus mismas propiedades). Esta situación puede explicarse mediante las
teorías actuales de la estructura atómica.
Período 2
Es uno de los elementos químicos de la segunda
fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. La tabla
periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes
(periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta
el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento
químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de
comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El
segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho
elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón.
Período 3
Indica que el átomo posee electrones distribuidos
en tres niveles de energía.
Existen 8 elementos pertenecientes al Periodo 3
son:
Sodio (Z=11)
Magnesio (Z=12)
Aluminio (Z=13)
Silicio (Z=14)
Fósforo (Z=15)
Azufre (Z=16)
Cloro (Z=17)
Argón (Z=18)
Período 4
Un elemento pertenece al Periodo 4 cuando
está situado en la 4ª fila de la Tabla Periódica .
El Periodo 4 indica que el
átomo posee electrones distribuidos en cuatro niveles de energía.
Existen 18 elementos pertenecientes al
Periodo 4 son:
Potasio (Z=19)
Escandio (Z=21)
Vanadio (Z=23)
Manganeso (Z=25)
Cobalto (Z=27)
Cobre (Z=29)
Galio (Z=31)
Arsénico (Z=33)
Bromo (Z=35)
Calcio (Z=20)
Titanio (Z=22)
Cromo (Z=24)
Hierro (Z=26)
Níquel (Z=28)
Cinc (Z=30)
Germanio (Z=32)
Selenio (Z=34)
Kriptón (Z=36)
Período 5
Un elemento pertenece al Periodo 5
cuando está situado en la 5ª fila de la Tabla Periódica El Periodo 5 indica que
el átomo posee electrones distribuidos en cinco niveles de energía. Existen 18
elementos pertenecientes al Periodo 5 son:
Rubidio
Stroncio
Itrio
Circonio
Niobio
Molibdeno
Tecnecio
Rutenio
Rodio
Paladio
Plata
Cadmio
Indio
Estaño
Antimonio
Telurio
Iodo
Xenón
Período 6
Un elemento pertenece
al Periodo 6 cuando está situado en la 6ª fila de la Tabla Periódica .
El Periodo 6 indica
que el átomo posee electrones distribuidos en seis niveles de energía.
Existen 32 elementos
pertenecientes al Periodo 6 son:
Cesio (55)
Bario (56)
Lantano (57)
Cerio (58)
Praseodimio (59)
Neodimio (60)
Prometio (61)
Samario (62)
Europio (63)
Gadolinio (64)
Terbio (65)
Disprosio (66)
Holmio (67)
Erbio (68)
Tulio (69)
Iterbio (70)
Lutecio (71)
Hafnio (72)
Tantalio (73)
Wolframio (74)
Renio (75)
Osmio (76)
Iridio (77)
Platino (78)
Oro (79)
Mercurio (80)
Talio (81)
Plomo (82)
Bismuto (83)
Polonio (84)
Astato (85)
Radón (86)
Período 7
Un elemento pertenece
al Periodo 7 cuando está situado en la 7ª fila de la Tabla Periódica.
El Periodo 7 indica
que el átomo posee electrones distribuidos en seis niveles de energía.
Existen 32 elementos
pertenecientes al Periodo 7 son:
Francio (Z=87)
Radio (Z=88)
Actinio (Z=89)
Torio (Z=90)
Proactinio (Z=91)
Uranio (Z=92)
Neptunio (Z=93)
Plutonio (Z=94)
Americio (Z=95)
Curio (Z=96)
Berkelio (Z=97)
Californio (Z=98)
Einstenio (Z=99)
Fermio (Z=100)
Mendelevio (Z=101)
Nobelio (Z=102)
Lawrencio (Z=103)
Rutherfordio (Z=104)
Dubnio (Z=105)
Seaborgio (Z=106)
Bohrio (Z=107)
Hassio (Z=108)
Meitnerio (Z=109)
Darmstadio (Z=110)
Roentgenio (Z=111)
Copérnico (Z=112)
Ununtrio (Z=113)
Flevorio (Z=114)
Unumpentio (Z=115)
Livermorio (Z=116)
Unumseptio (Z=117)
Ununoctio (Z=118)
PROPIEDADES
PERIODICAS
Los elementos químicos en la Tabla periódica están ordenados como ya
sabemos por su número atómico. De hecho sus propiedades son funciones de su
número atómico. Esto significa que el aumento o el descenso de una determinada
propiedad esta relacionada con el orden de los números atómicos. Con respecto a
las propiedades periódicas de los elementos específicamente hablaremos aquí de
las más importantes.
Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un cierto
elemento a captar electrones. Si su electronegatividad es elevada significa que
tiene mucha tendencia a atraer electrones de otro elemento que sería el dador.
Los no metales son aceptores, es decir, electronegativos y los metales son
electropositivos o sea, dadores de electrones. En la Tabla periódica la
electronegatividad aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo período y
de abajo hacia arriba dentro de un grupo. El elemento más electronegativo es el
Flúor y el más electropositivo es el Francio.
Radio Atómico
Básicamente es la distancia que hay entre el centro del núcleo hasta el
electrón más externo. Si nos ubicamos dentro de un mismo grupo (vertical), como
por ejemplo el grupo I (Alcalinos), el
radio atómico será mayor obviamente para el Francio que se encuentra en el
nivel o período 7 que el Litio que está en el 2. Al estar en el nivel 7 se
encontrara a mayor distancia del núcleo por eso tendrá mayor radio atómico que
el Litio. Ahora si estudiamos esta propiedad a nivel horizontal es algo más
complicado de entender. Si estamos en un mismo nivel veremos que el número
atómico crece hacia la derecha. Esto significa que un elemento ubicado más a la
derecha tendrá mayor cantidad de electrones que su vecino de la izquierda. Al
tener más electrones tendrá más protones (cargas positivas). Por lo tanto habrá
más fuerza de atracción de los electrones hacia el núcleo y esto provocara una
reducción aunque sea pequeña del radio atómico ya que la nube electrónica se
acercara más al núcleo. En conclusión, los elementos ubicados más a la derecha
dentro de un cierto nivel, tendrán menor radio atómico que los ubicados a la
izquierda. Por eso, el radio atómico disminuye hacia la derecha.
ENERGÍA DE IONIZACION
Es la energía que hay que entregar para arrancarle el electrón más externo
a un átomo en su estado neutro y gaseoso. Cuando se trata del electrón más
externo hablamos de la primera energía o potencial de ionización y si se trata
por ejemplo del segundo será la segunda energía o potencial de ionización.
Generalmente las bibliografías hablan más de la primera energía. Con respecto a
un grupo esta energía aumenta de abajo hacia arriba. Se entiende porque si
volvemos al ejemplo del grupo I será más complicado extraerle el electrón más
externo al Litio o al Sodio que al Francio que está muy lejos del núcleo (nivel
7). Al estar tan lejos del núcleo hay muy poca atracción y por lo tanto es más
fácil sacarle su electrón. Si ahora planteamos la misma situación a nivel de un
periodo, o sea, horizontalmente, ocurre algo similar comparado con el radio
atómico. Aumenta hacia la derecha porque hay mayor densidad electrónica en los
elementos ubicados más a la derecha por tener mayor número atómico. Al estar
con más electrones, habrá más protones y mayor atracción. Por este motivo se
necesitara más energía o potencial para arrancarle algún electrón.
Las flechas apuntan hacia el aumento de la propiedad mencionada. En los
casos de iones también varían con respecto a sus átomos predecesores. Por
ejemplo, el cloro al ganar un electrón queda negativo y su radio por
consecuencia crecerá. Al contrario pasara con el sodio que al perder el
electrón más externo se convertirá en un ion positivo con un radio obviamente
menor al átomo de sodio neutro.
ESTADOS
DE AGREGACION
Electronegatividad y tipos de enlace: ionico y
covalente
Electronegatividad: el la fuerza con que los
átomos de un elemento atraen al par de electrones del enlace la
electronegatividad es creciente del grupo IA al VIIA y de abajo hacia arriba.
En general al combinarse dos elementos la
diferencia de electronegatividadades nos da el tipo de enlace.
Diferencia de electronegatividades: 0, 0.2, 0.4,
0.6, 0.8, 1.0, 1.2, 1.4, 1.6: ENLACE
Covalente.
Diferencia de electronegatividades: 1.8, 2.0, 2.2,
2.4, 2.8, 3.2: ENLACE IONICO.
Enlace
iónico.- se lleva a cabo entre un
metal y un no metal generalmente los grupos I y II de la tabla periódica
combinados con el 5,6,7 de la misma.
Enlaces covalentes
a)
E.C. no polar o puro.- se lleva a cabo entre 2 no metales generalmente
dos átomos del mismo elemento formando una verdadera molécula ej.O2,
N2, H2
b)
E.C. polar.- Se forma entre dos metales comparten un electron, pero la nube electronica
se desplaza hacia el mas electronegativo formando dos polos uno positivo y uno
negativo ej HCL, donde CL es el mas electronegativo.
c)
E.C. coordinado.- se forma entre dos no metales uno de los elementos
cede 2 electrones al otro y ambos lo comparten al primero se le llama donador y
a la que recibe receptor, y en química con una flecha ej H2CO2.
PROPIEDADES
FISICAS Y QUIMICAS DE METALES, NO METALES, SEMIMETALES Y GASES NOBLES.
METALES.- Los metales son los elementos de las familias I y IIA, así como todos los de las familias I a VIIIB.
Propiedades físicas:
Estados de agregación. Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg, que es
un líquido; el cesio, galio y francio tienen puntos de fusión muy bajos: 28.7°,
29.8° y 30°C.
Conductividad. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
Apariencia. Presentan un brillo característico llamado brillo metálico.
Ductibilidad. Se pueden transformar en hilos.
Maleabilidad. Se pueden convertir en láminas (láminas de acero para recubrir cocinas).
Color.- La mayor parte de ellos son
grises, de un tono parecido al de la plata, por lo que son llamados argentíferos, excepto el cobre
que es rojo y el oro es amarillo. Los átomos
de los metales se ordenan de manera regular en forma de redes
cristalinas llamadas redes metálicas.
Propiedades químicas:
Propiedades periódicas. Poseen
baja energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad,
por lo que pierden fácilmente sus electrones de capa de valencia.
Reactividad. La mayoría de los metales
reaccionan con los no metales, principalmente con el oxígeno para formar óxidos
y con los halógenos para formar halogenuros.
NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos a los metales o a otros no metales para dar una amplia gama de
compuestos y también se les encuentran libres, todas estas sustancias son vitales para la
existencia de la vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que
forman a los seres vivos son los metales como C, H, N y O.
Propiedades Físicas:
Estado de agregación. A temperatura ambiente se presentan como sólidos,
líquidos o gases, por ejemplo el carbono, silicio y yodo, que son sólidos; el
bromo es líquido y la mayoría son gases como el oxígeno, nitrógeno, cloro,
neón, argón.
Apariencia. Algunas de los no metales son coloridos, por ejemplo, el bromo es rojizo,
el azufre es amarillo, pero no presentan brillo metálico.
Ductibilidad y maleabilidad. A diferencia de los metales, no son dúctiles ni
maleables.
Densidad. Por lo general su densidad es menor que la que presentan los electos
metálicos.
Conductividad térmica y eléctrica. Son malos conductores del
calor y la electricidad, los no metales se emplean como aislantes, por ejemplo,
la cubierta de los cables eléctricos está elaborado con los metales.
Alotropía. Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado.
Esta propiedad se presenta únicamente en los no metales. Por ejemplo:
Elemento
Símbolo
Alótropos
Carbono
C
Diamante y grafito
( cristal duro y sólido amorfo respectivamente)
Oxigeno
O
Diatómico (O2)
y triatómico (O3, ozono). Ambos
gases
Silicio
Si
Sílice, cuarzo,
pedernal, ópalo (sólidos)
Los sólidos no metálicos
también pueden presentar el fenómeno de alotropía, ya que los átomos del sólido
se encuentran arreglados en diferentes formas geométricas, por ejemplo el
azufre, que se encuentre en dos formas alotrópicas, una llamada monocíclica y
otra rómbica.
Propiedades químicas:
Tienen energías de
ionización y afinidades electrónicas mucho más altas que los metales, a si
mismo, son mucho más electronegativos.
Electrones de la capa de
valencia. Los no metales tienen una capa de valencia de 4 o más electrones
(4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y 8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que está en la
familia IA es un no metal y se comporta químicamente como los halógenos (VIIA),
se encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con
muchos de los metales y de los no metales.
METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen propiedades de los metales y de los no
metales.
Propiedades químicas:
Se comportan químicamente
como los no metales, tienen 3 o más electrones en su capa de valencia, reaccionan
con algunos metales y con los no metales.
Propiedades físicas:
Tienen brillo metálico,
son semiconductores de la electricidad y son malos conductores del calor.
Gases nobles.-
Los gases nobles se
ubican en el grupo VIIIA en la tabla periodica de los elementos químicos. Los
gases nobles se caracterizan ya que presentan propiedades químicas muy
similares. La primera indicación de la existencia de los gases nobles fue
divulgada por el químico ingles Cavendish, en 1784.
Algunas
características de los gases nobles a condiciones normales son:
Son gases con un solo átomo (monoatómicos)
Son incoloros
Presentan reactividad química baja
Existen 6 gases nobles
que se encuentran en la naturaleza:
1. Helio (he) : Abunda
en el sol y en los planetas de mayor masa. Se utiliza para inflar globos
meteorológicos y dirigibles.
2. Neón (Ne) : Emite
color rojizo, se usa para avisos luminosos.
3. Argón (Ar) : Como
combustible para aviones y cohetes
4. Kriptón (Kr) : Se
usan en bombillas que duran años, también para flash fotográfico
5. Xenón (Xe) : Luz
azul-verde parecido al kriptón
6. Radón (Rn) : de
noble nada de nada, es radioactivo (cancerígeno)
ENLACES
QUIMICOS
Configuración
electronica
al referirnos a la
configuración electrónica (o periódica)
estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en
los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.
Configurar significa
"ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de
"electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de
repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.
Científicamente,
diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de
la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles
y los orbitales que ocupan los electrones.
Debemos acotar que
aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para
otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
Para comprender
(visualizar o graficar) el mapa de
configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes
conceptos.
Los Números Cuánticos
En el contexto de la
mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de
órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio
alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es
máxima.
La solución matemática
de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de
valores de estos números describe un orbital.
Número cuántico
principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con
el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la
distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por
tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.
Número cuántico
secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico
principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del
orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces,
los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico
principal "n".
Así, la cantidad de
subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n
– 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).
Este número cuántico
secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma
valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico
principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:
l = 0, 1, 2, 3,…, n-1.
Ejemplo:
Si n = 1 (n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay
subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1
como subnivel 0)
Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos
subniveles, identificados como 0 y 1
Si n = 3 (n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres
subniveles, identificados como 0, 1 y 2
Si n = 4 (n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee
cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3
Si n = 5 (n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5
posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4
También para efectos
de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que
representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s,
p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.
Estas letras se
optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y
fundamental (f).
Cada subnivel, a su
vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante.
Ahora, con respecto a
la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o
azimutal) determina la excentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este
número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse
que recorre el electrón.
Así, en el nivel 1 (o
capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay
excentricidad) y su órbita es circular.
Cada vez que aumenta
el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad
de la órbita.
Número cuántico
magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por
cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de
orbitales presentes en un subnivel determinado.
Para explicar
determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los
electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las
agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble
posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores
de + ½ o – ½..
Para entender el
concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos
principios importantes:
•
Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar
simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”
•
Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no
pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital
no puede tener más de dos electrones”.
Tipos de configuración
electrónica
Para graficar la
configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor
complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar
Se representa la
configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales.
Es importante recordar
que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas
diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el
mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para
cualquier átomo, es la siguiente:
1s2
2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
5f14 6d10 7p6
Configuración
condensada
Los niveles que
aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas
noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el
número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el
último nivel.
Los gases nobles son
He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración
desarrollada
Consiste en
representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar
el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión
de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Configuración
semidesarrollada
Esta representación es
una combinación entre la configuración condensada y la configuración
desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de
energía.
Niveles de energía o
capas
Si repasamos o
recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es
parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones
serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en
órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el
tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de
Heisenberg).
Los electrones tienen,
al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama
capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más
alejada del núcleo, mayor nivel de
energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde
las capas más alejadas.
Entendido el tema de
las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en
el átomo, diremos que:
1. Existen 7 niveles
de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor
del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que
tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo
(el que tiene mayor nivel de energía).
Estos niveles de
energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de
1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K
=1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.
2. A su vez, cada
nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos
subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
Para determinar la
configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones
debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor
energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les
corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se
aumenta el nivel de energía.
3. En cada subnivel
hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2
electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y
7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada
subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x
5); 14 en el f (2 x 7)..
La distribución de
niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se
resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:
Niveles de energía o
capa (n)
Niveles de energía o capa (n)
1 (K)
2 (L)
3 (M)
4 (N)
Tipo de subniveles
s
s p
s p d
s p d f
Número de orbitales en cada subnivel
1
1 3
1 3 5
1 3 5 7
Denominación de los orbitales
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales
2
2 - 6
2 - 6 - 10
2 - 6 - 10 - 14
Número máximo de electrones por nivel de energía o capa
2
8
18
32
Insistiendo en el
concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la
distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando
en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente
(partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.
Recordemos que
alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de
energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de
ellos.
La forma en que se
completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se
grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:
Es importante saber
cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que
intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.
Regla de las
diagonales
Sirve para determinar
el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.
En otras palabras, la
secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la
regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la
derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los
orbitales con los electrones en forma correcta.
En una configuración
estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales,
el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier
elemento) es el siguiente:
1s2 2s2
2p6 3s2 3p6
4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10
6p6 7s2 5f14
6d10 7p6
Los valores que se
encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede
haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).
En la tabla periódica,
entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el
Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en
niveles.
El Número atómico nos
indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.
La Estructura
electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen
los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos
más arriba con la regla de las diagonales).
Pero, si no tengo la
tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo
hacer para averiguarlo?
Ya vimo que la regla
de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.
Para escribir la
configuración electrónica de un átomo es necesario:
Saber el número de
electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z)
del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un
átomo neutro es igual al número atómico (Z).
Ubicar los electrones
en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al
núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad
máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Supongamos que tenemos
que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su
número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos
seguir las diagonales, como se representan más arriba.
En el ejemplo del
sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente
diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la
siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.
Siempre debo ir
sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los
superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de
más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería
corregir para que me quedara 3s1.
Por lo tanto, para el
sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2
2s2 2p6 3s1
Primer nivel: 2
electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8
electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada
uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón
(ubicado en el subnivel s, en un orbital).
En la tabla periódica
podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1
Otros ejemplos:
CLORO: 17 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
En la tabla periódica
podemos leer: 2 - 8 - 7
MANGANESO:
25 electrones
1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13
electrones
4º nivel: 2 electrones
En la tabla periódica
podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2
El superíndice es el
número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital
del subnivel caben solo dos electrones).
El Número máximo de
electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene
cada nivel).
configuracion020
Ilustración más
compleja y más realista de la estructura de un átomo.
Hagamos un ejercicio:
Supongamos que
deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47
electrones.
Por lo ya aprendido,
sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,
4p, 5s, 4d, 5p, etc.
En cada subnivel s
(que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.
En cada subnivel p
(que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.
En cada subnivel d
(que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.
En cada subnivel f
(que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.
Siguiendo esta regla
debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::
1s2,
2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9
donde sólo se han
puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para
completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.
1.- Conocer su número
atómico (sacado de la tabla periódica).
2.- La carga (del
átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–) número de electrones.
3.- El número de
protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).
4.- En cada átomo hay
(en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.
Por ejemplo, el ión Mg+2
(magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones y debería
tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2) tiene carga +2
(porque perdió o cedió 2 electrones),
hacemos
12 (protones) – X
= 2
Por lo tanto X (número
de electrones del ión Mg+2) es igual a 10,
El ión Mg+2 tiene 10
electrones.
¿Cómo se determina su
configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos
electrones en los orbitales del átomo?
Empezamos por el nivel
inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo
2 electrones (1s2).
Pasamos al segundo
nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s
y 2p 2p 2p).
En 2s hay sólo 2
electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los
mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6)
Otro ejemplo:
Configuración
electrónica del fósforo (P)
Nº atómico Z = 15
15 protones y 15
electrones
1s2 2s2
2p6 3s2 3p3
Relación de la
Configuración electrónica con la Tabla Periódica
De modo inverso, si
tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos
predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra
el elemento en la tabla periódica.
Por ejemplo, si la
configuración electrónica de un elemento es
1s2 2s2 2p6
3s2 3p5, podemos hacer el
siguiente análisis:
Para un átomo la suma
total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a
su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el
elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este
caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los
electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al
grupo 7.
Electrones
de valencia.
Los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía de
determinado átomo son llamados electrones de valencia. Son los que posibilitan
la reacción de un átomo con otro, del mismo elemento o de elementos diferentes,
ya que tienen facilidad o predisposición
para participar en los enlaces. Sólo los electrones que se encuentran en la
superficie externa del átomo son capaces de interactuar con electrones de otro
átomo, éstos son los electrones de valencia.
Los enlaces formados pueden ser del
tipo iónico, covalente o de traslape de orbitales. En el enlace iónico los
electrones de valencia son cedidos por un átomo y ganados por el que tiene
mayor afinidad por los mismos. Pongamos por ejemplo el átomo de sodio, que
tiene un solo electrón de valencia, y lo pierde con facilidad. Frente a un
átomo de cloro, el cual tiene siete electrones de valencia y predisposición a
ganar uno más y completar ocho electrones (regla del octeto) el sodio cederá el
suyo, formándose un enlace iónico.
En el enlace covalente, los electrones de valencia no son cedidos ni
ganados, sino que se comparten. Supongamos dos átomos de hidrógeno. Cada átomo
tiene un electrón de valencia en su orbital 1s, necesitando ambos un electrón
más para completar el orbital. Entonces, al reaccionar entre ellos, los
orbitales 1s de ambos se solapan y los
átomos pasan a compartir los electrones, y así completar los dos su orbital,
formándose la molécula H2.
En los átomos que presentan varios electrones de valencia, se podrán
observar varios enlaces, con el mismo átomo o con átomos distintos.
Los símbolos de Lewis o símbolos de electrón punto son una manera
muy sencilla de representar los electrones de valencia de un átomo y de
visualizar los que participan en enlaces y los que quedan solitarios. En este
tipo de representación observamos el
símbolo químico del elemento rodeado de un cierto número de puntos, que
representan los electrones de valencia. El símbolo químico representaría el
núcleo del átomo y los electrones internos.
El par de electrones compartidos brinda a cada átomo de hidrógeno dos
electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble
helio.
Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde
el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos
entre átomos. Los electrones de valencia que no participan del enlace se
representan como puntos alrededor del átomo correspondiente. Solo se
representan los electrones de valencia.
REGLA
DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS
Esta regla fue enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, esta regla nos
indica que los átomos al combinarse ganan, pierden o comparten electrones,
tratando de conseguir una estructura del gas noble mas cercano a el elemento, o
en su último nivel de energía, quedar con 8 electrones y así se un compuesto
estable. La ley del octeto, los enlaces se relacionan con las interacciones
necesarias para eliminar los electrones sobrantes o adquirir los electrones
faltantes, y así poder conseguir la configuración del gas noble o quedar con su
último nivel lleno.
EXCEPCIONES A LA LEY DEL OCTETO:
1. Los elementos H y He que sólo pueden adquirir como máximo dos electrones
en su nivel exterior
2. Los elementos de transición pierden primero los electrones del subnivel
s que los del subnivel d y adquieren configuración de seudogas. el seudogas se
produce cuando a
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