TABLA PERIODICA CONFIGURACIÓN ELECTRONICA

Química general I

TABLA PERIODICA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA:
Una configuración electrónica es una representación gráfica de la forma teórica en que se distribuyen los electrones de un átomo alrededor del núcleo, en orden creciente de su energía. Los cuatro números cuánticos, n, ℓ, mℓ y ms son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo.

Principio de la edificación progresiva o regla de Auf – Bau
El principio de Aufbau establece que cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos.

-En un átomo los electrones se distribuyen en orden creciente de su energía.

-La energía para cada electrón está determinada por la suma de los números cuánticos n + l, a mayor valor, mayor energía. Dentro de un nivel de energía principal, el subnivel s tiene menor energía, que el subnivel p le sigue el d, el f, y así sucesivamente

Principio de la máxima multiplicidad o regla de Hund

-Dentro de un subnivel, los electrones ocupan orbitales separados y tienen spines paralelos.

Reglas generales para la asignación de electrones

en los orbitales atómicos

1. Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles. Por ejemplo, si n = 2, hay dos subniveles (dos valores de ℓ) de números cuánticos de momento angular 0y 1.

2. Cada subnivel de número cuántico ℓ contiene (2ℓ + 1) orbitales. Por ejemplo, si ℓ= 1, hay tres orbitales p.

3. Cada orbital admite un máximo de dos electrones. Por tanto, el máximo número de electrones es simplemente el doble del número de orbitales empleados.

4. De acuerdo con la fórmula 2n2 es fácil calcular el máximo número de electrones que puede tener un átomo en el nivel principal n.

Orden de Aufbau.

1- La transición de energía más grande es del orbital 1s a los 2s.

2- A energías mayores, la E de los orbitales, por lo general, están más cercanas.

3- El cambio de energía entre np y (n + 1), por ej. entre 2p y 3s ó entre 3p y 4s es considerable.

4- La diferencia de E entre (n -1) d y ns, es pequeña.

5- La diferencia de E entre (n -2) f y ns por ej. entre 4f y 6s es aún menor.

Átomo monoelectrónico
 La E está determinada por n. Las E de sus orbitales aumenta: 1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d < 4s = 4p = 4d = 4f
Se dice que los electrones que tienen la misma E están degenerados. El orbital 1s en un átomo de H es el de máxima estabilidad y es el estado fundamental. Un e- en 1s es el más fuertemente atraído por el núcleo. Un e- en 2s o 2p u otro orbital en un átomo de H estará en un estado excitado.

Átomos multielectrónicos o polielectrónicos

[pic 1]

La energía total de un átomo depende no solo de la suma de la E de los orbitales sino también de la E de repulsión electrónica en estos orbitales. Por lo que la E total es menor cuando se llena la subcapa 4s antes que la 3d.

Otro aspecto de los multielectrónicos es que cada electrón del átomo tiene un conjunto único de números cuánticos.

Como el valor n restringe los valores posibles de l y el valor de l a su vez restringe los de m, solamente ciertas combinaciones de los números cuánticos son posibles.

Dos electrones que están en el mismo orbital tienen los mismos n, l y ml, así para que cada electrón tenga un conjunto único de números cuánticos, un electrón debe tener el espín +1/2 y el otro –1/2, por ende: Dos electrones pueden ocupar un mismo orbital si, y solamente si, sus espines son diferentes.

Excepciones de configuración electrónica:

Cr Z = 24 Configuración electrónica: [Ar] 4s1 3d5 y no [Ar] 4 s2 3d4
Cu Z = 29 Configuración electrónica: [Ar] 4s1 3d10 y no [Ar] 4 s2 3d 9
-La semejanza entre los valores de E de los orbitales 3d y 4s y la presencia de un conjunto de orbitales con energías similares, a medio llenar como en el Cr, o una subcapa d completamente llena como en el Cu.

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

-Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), matemático y químico alemán hace un primer ensayo de un sistema periódico de los elementos al encontrar relación entre los pesos de combinación de algunos elementos. Juan Jacobo Berzelius (1779-1848), químico sueco, propuso el sistema moderno de los símbolos químicos y publicó una tabla de pesos atómicos de los elementos. Julius Lothar Meyer (1830-1895), químico alemán en 1870 presentó una tabla cuya distribución de los elementos tenía como base sus pesos y volúmenes atómicos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica para los químicos de aquella época, quienes pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con las masas atómicas.

-Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834- 1907), químico ruso, cuyo trabajo fue paralelo y similar al de Meyer, construyó una tabla con los 60 elementos conocidos, y además de colocarlos en columnas conforme a sus pesos atómicos, dejó espacios vacíos para ser llenados en la medida que se fuesen descubriendo otros elementos. Se enfrentó con el problema que, al no coincidir las propiedades de ciertos elementos con otros del mismo grupo, intercambió entonces dichos elementos, y al hacer esto ya no quedaron ordenados de acuerdo a sus pesos atómicos. Este problema lo resuelve Moseley.
-Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1888-1915), físico inglés, quien en 1913 resuelve el problema de Mendeleiev, ordenó los elementos en la tabla pero ahora por el número atómico, mostró que las propiedades de los elementos se repetían periódicamente a intervalos regulares.

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