Tema 2_3. Átomos Polielectronicos y Sistema Periódico Caso más sencillo: átomo de helio (2 electrones)

r12 z

x

ĤΨ = EΨ Ĥ = T + V ^ ^

2e2 2e2 e2 r1 r2 r12

= – – +

atracción del núcleo (+2e) sobre el electrón 1, a una

distancia r1 del núcleo atracción del núcleo (+2e) sobre el electrón 2, a una

distancia r2 del núcleo

repulsión entre ambos electrones,

a distancia r12

2e2 2e2 e2 r1 r2 r12

– + T1 + T2 – ^ ^ Ψ = EΨ

ecuación Schrödinger

APROXIMACIÓN DE ELECTRONES LIBRES   Supone que los electrones actúan como partículas independientes   Función de onda aproximada

Ψ(x1,y1,z1,x2,y2,z2) ≈ 1s (x1,y1,z1) 1s (x2,y2,z2)

  Configuración electrónica del átomo de helio

1s2

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI   Átomo de litio (3 electrones)

  El número máximo de electrones por orbital es de dos y, si existen 2 electrones ocupando el mismo orbital, entonces sus spines deben estar apareados. h Spines paralelos s = 1/2 + 1/2 = 1 h Spines antiparalelos (apareados) 1/2 – 1/2 = 0

 Átomos diamagnéticos: todos sus electrones apareados  Átomos paramagnéticos: presentan electrones desapareados

  En un mismo átomo no pueden existir 2 electrones con sus cuatro números cuánticos iguales (Si dos electrones tienen spines paralelos, están en orbitales distintos; para que ocupen el mismo orbital deben tener sus spines apareados)

CARGA NUCLEAR EFECTIVA   Contracción de los orbitales de los átomos polielectrónicos en comparación con los del hidrógeno   Aproximación del orbital ψ = Ф1 Ф2...... ФN

  Carga nuclear efectiva (Zef)

carga con efecto

carga sin efecto

Cantidad de carga positiva del núcleo percibida por un electrón

apantallamiento

  Los electrones en orbitales externos se encuentran más débilmente enlazados al núcleo

  Apantallamiento (σ): reducción de la carga nuclear real (Z) a la carga nuclear efectiva (Zef)

Zef = Z – σ

PENETRACIÓN DE ORBITALES   Electrón 2s del litio

(La carga nuclear efectiva del 2s es mayor que la del 2p)

2s < 2p

  Si estuviera fuera de la capa 1s (2 e-), la carga neta sería

3 (NÚCLEO) - 2 (ELECTRONES 1s) = 1

  Experimentalmente se sabe que el electrón está atraído más fuertemente

  Orden de energías en los átomos polielectrónicos ns < np < nd < nf PENETRACIÓN DE ORBITALES

El apantallamiento rompe la degeneración entre los orbitales

de una misma capa (mismo número cuántico principal)

El orbital 4s (n=4) tiene menor energía que el

3d (n=3)

PENETRACIÓN DE ORBITALES

3d 4s

4s < 3d

3d < 4s

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

  El principio de construcción (“aufbau” en alemán) conduce a la configuración electrónica del estado fundamental de un átomo polielectrónico.

  Principio de exclusión de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital, teniendo en cuenta el número de orbitales que hay en cada subcapa: 1 orbital s; 3 orbitales p; 5 orbitales d...

  Dos reglas:   Los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía (orden determinado por el número cuántico principal y los efectos de penetración y apantallamiento):

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s <

< 5d ≈ 4f < 6p < 7s < 6d < 5f < ....

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

energéticamente más favorable

  Configuración electrónica del litio

  Configuración electrónica del berilio Dos posibilidades   1s2 2s2 (mayor repulsión electrónica)   1s2 2s 2p (gran diferencia energética entre orbitales 2s y 2p)

  Configuración electrónica del boro

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund

Si existen varios orbitales con la misma energía, los electrones ocuparán el máximo de dichos orbitales y sus spines serán paralelos

(Dos electrones con spines paralelos tienden a permanecer separados uno del otro y disminuir la repulsión entre ellos)

  Configuración electrónica del carbono Tres formas de distribuir 2 electrones entre 3 orbitales 2p equivalentes:

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund

  Configuración electrónica del nitrógeno

  Configuración electrónica del oxígeno

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Gases nobles: configuración electrónica de “capa cerrada”

Configuración electrónica de “capa llena o semillena”

  Cromo 3d54s1 (y no 3d44s2)

  Cobre 3d104s1 (y no 3d94s2)

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Electrones de valencia

Ejemplos:

TABLA PERIÓDICA

Dmitry Ivanovich Mendeleev

The Dependence Between the Properties and the Atomic Weights of the Elements,

presentación en la Russian Chemical Society (3 de marzo de 1869)

Ordenación de los 63 elementos conocidos según sus pesos atómicos.

  Periodicidad aparente de sus propiedades químicas (ordenación en función de las valencias) (Li, Be, Ba, C, N, O, Sn)

  Elementos con propiedades químicas parecidas pesos atómicos similares (Pt, Ir, Os) o que crecen de forma regular (K, Rb, Cs)

VENTAJAS:   Se predijo el descubrimiento y las propiedades de elementos nuevos:

eka-silicio (germanio) eka-aluminio (galio) eka-boro (escandio)

INCONVENIENTES:   No se contemplan los isótopos de los elementos   No se incluyen los gases nobles (sin descubrir). Cuando se incorporaron como grupo 0 por Sir William Ramsay, no se alteró la esencia de la tabla periódica

TABLA PERIÓDICA ACTUAL En 1913, Henry Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica en función del número atómico. Enunció la ley periódica:

Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas

metales alcalinos

metales alcalinotérreos

metales de transición

lantánidos

actínidos

gases nobles

térreos

carbonoideos

nitrogenoideos

anfígenos halógenos

TABLA PERIÓDICA: Bloques

  alcalinos y alcalinotérreos   metales ligeros   grupos 1 y 2   capa de valencia ns1 ó ns2   metales de post-transición y

no metales   grupos 13-18   llenado de orbitales p

  metales de transición   grupos 3-12   llenado de orbitales d

  lantánidos y actínidos   llenado de orbitales f

TABLA PERIÓDICA: Base electrónica de la clasificación periódica

  Todos los elementos de un mismo período (fila) tienen el mismo valor del número cuántico n en su capa de valencia.

  Todos los elementos de un mismo grupo (columna) tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones en orbitales con el mismo valor del número cuántico ℓ.

TABLA PERIÓDICA

A partir de la tabla periódica se pueden deducir las configuraciones electrónicas

“Capa cerrada” y estabilidad química

Configuración electrónica de “capa cerrada” gran estabilidad química

Los gases nobles son elementos muy estables (estado de oxidación 0)

Los restantes elementos tienden a adoptar la configuración de “capa cerrada” del gas noble más cercano en el sistema periódico

Los METALES (izquierda del sistema periódico) tienden a

perder electrones

Los NO METALES (derecha del sistema periódico) tienden

a captar electrones

Adoptan estados de oxidación positivos y

forman CATIONES

Adoptan estados de oxidación negativos y

forman ANIONES

“Capa cerrada” y estabilidad química

Combinación de un metal y un no metal: CLORURO SÓDICO

e-

Na+

Cl-

Variación de Zef en la Tabla Periódica

  Varía poco al aumentar Z en los electrones de valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga nuclear, también hay un mayor apantallamiento.

aumenta

CARGA NUCLEAR EFECTIVA

  Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo período, debido al menor apantallamiento de los electrones de la última capa y al mayor valor de Z.

Carga nuclear efectiva y reactividad

REACTIVIDAD

  METALES: Más reactivos cuanto menor Zef y mayor distancia al núcleo (los electrones se pierden con mayor facilidad).

METALES

  NO METALES: Más reactivos cuanto mayor Zef y menor distancia al núcleo (los electrones capturados son más atraídos).

NO METALES

Atracción de electrones de valencia

Reactividad de los átomos

Carga nuclear efectiva

Distancia del electrón al núcleo

PROPIEDADES PERIÓDICAS

PROPIEDADES PERIÓDICAS:

  Radio atómico y radio iónico

Radio atómico: La mitad de la distancia de dos átomos iguales enlazados entre sí

En función del tipo de enlace:

mitad de la distancia entre los núcleos de átomos vecinos de

un sólido

RADIO METÁLICO RADIO COVALENTE RADIO IÓNICO

mitad de la separación internuclear de átomos vecinos

del mismo elemento en una molécula

radio de un átomo cuando ha perdido o ganado

electrones

  Radio atómico

  En un período, disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (los electrones de la última capa estarán más atraídos).

  En un grupo, aumenta al aumentar el período (existen más capas de electrones).

  Radio iónico

CATIONES son menores que los átomos neutros:

Mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento) volumen más compacto

cationes alcalinos > cationes alcalinotérreos

 mismo apantallamiento  mayor carga nuclear

ANIONES son mayores que los átomos neutros: Menor carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento) mayores repulsiones interelectrónicas expansión de la nube electrónica mayor volumen

aniones anfígenos > aniones halógenos

 mismo apantallamiento  mayor carga nuclear

PROPIEDADES PERIÓDICAS:

  Energía de ionización

Energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa

Primera energía de ionización:   Energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido al átomo neutro.   Varía igual que la carga nuclear efectiva

energía de ionización baja

PROPIEDADES PERIÓDICAS:

  Energía de ionización

Segunda energía de ionización:   Energía necesaria para arrancar un electrón de un catión.

  Mayor que la primera energía de ionización.   Cuanto mayor es la carga positiva de una especie, mayor energía se necesita para arrancar un electrón.

I1 5,3 eV I2 75,6 eV

PROPIEDADES PERIÓDICAS:   Afinidad electrónica

Cambio de energía asociado a la ganancia de un electrón por un átomo en fase gaseosa

Primera afinidad electrónica:   Crece al avanzar en un período y en un grupo.   Varía igual que la carga nuclear efectiva

Segunda afinidad electrónica:   Es siempre positiva.   Las repulsiones interelectrónicas > > fuerzas de atracción por el núcleo

N (1s2 2s2 2p3) capa semillena