ESTRUCTURA ATÓMICA DE LOS ÁTOMOS Y TABLA PERIÓDICA

SEGUNDA UNIDAD

ESTRUCTURA ATÓMICA DE LOS ÁTOMOS Y TABLA PERIÓDICA

Estructura atómica de los átomos:

Orbitales atómicos. Números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Configuraciones electrónicas de los elementos. Principio de Aufbau. Especies isoelectrónicas. Carga nuclear efectiva.

Periocidad Química:

Tabla periódica de los elementos. Relaciones periódicas. Propiedades periódicas

Los electrones no se encuentran en un punto fijo en los átomos, siempre están en movimiento encontrándose viajando en órbitas fijas, por lo tanto se cumple el Principio de Incertidumbre de Heisemberg que dice; es imposible fijar simultáneamente la posición y el momento de un electrón con absoluta exactitud debido a que en cada instante cambia de posición y con mayor probabilidad cuando está cerca del núcleo.

2.1 Orbitales atómicos

Se les considera como una función de onda del electrón de un átomo, es decir es el espacio probable donde se encuentra el electrón. Los orbitales pueden tomar distintas formas:

Figura No 2.1

Orbitales “s”

Figura No 2.2

Orbitales “p”

Figura No 2.3

Orbitales “d” y “f”

2.2 Números cuánticos

La teoría nos permite la probabilidad de encontrar un electrón a una determinada distancia del núcleo, siendo Erwing Schrödinger quien presentó una ecuación de onda que describe el comportamiento de los electrones a partir de sus propiedades ondulatorias y corpusculares. Al solucionar esta ecuación para el átomo de hidrógeno aparecen tres números cuánticos: n, l, y m como el resultado fue insuficiente Unlenbeck y Goudsmit atribuyeron al electrón un cuarto número cuántico denominado spin, s.

En el cuadro siguiente se resume los valores permitidos para los cuatro números cuánticos:

Tabla No 2.1

Número

Cuántico

Símbolo

Valores permitidos

Principal

n

Cualquier valor entero

1 - ∞

Secundario

l

Valores enteros entre

0 y (n – 1)

Magnético

m

Valores enteros entre

-l , …. 0, ….. +l

Spin

s

Solo dos valores

+1/2 y -1/2

En el cuadro siguiente se describe los cuatro números cuánticos:

Tabla No 2.2

Número

Cuántico

Símbolo

Descripción

Principal

n

- Determina la energía del electrón

- Determina el tamaño de la nube electrónica.

- Define el nivel electrónico

Azimutal

l

- Determina la forma de la nube electrónica.

- Define las subcapas

- Sus valores determinan el movimiento orbital del electrón.

Magnético

m

- Determina las orientaciones de la nube electrónica.

- Determina el número de orbitales dentro del subnivel dado.

Spin

s

- Determina el tipo de electrón

- El sentido de giro del electrón sobre su

Propio eje.

En la siguiente tabla tenemos los tipos de orbitales según l:

Tabla No 2.3

Nivel (n)

l

Tipo de orbital

Número de electrones

1

l = 0

s

2

2

l = 1

p

6

3

l = 2

d

10

4

l = 3

f

14

2.3 Principio de exclusión de Pauli

En base a los estudios de los espectros atómicos se dedujo que no puede haber dos electrones de un átomo con los mismos números cuánticos, ya que cada electrón varía en su contenido de energía total.

2.4 Regla de Hund

Establece que la distribución electrónica más estable es cuando ocupan todos los subniveles antes de aparearse.

1s 2s 2p 2p 2p

2.5 Configuración electrónica de los elementos:

Para distribuir los electrones en los estados normales de los átomos debe considerarse las siguientes reglas:

1) La energía del átomo debe ser la más baja posible, la base de la distribución de los electrones es igual al número atómico y si se añade un electrón, éste debe ocupar el orbital en orden creciente de energía

Es decir 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < ………….

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

7s 7p

2) El nivel exterior de un átomo no admite más de ocho electrones periféricos.

3) Se presentan anomalías en el llenado de orbitales en las estructuras exteriores “ds”, tratándose de completar el orbital “s” siguiente antes que el orbital “d”, y además se invierten sus posiciones.

Ejemplo; si Z de Cu es igual a 29 ¿cuál es su configuración electrónica?

Sol: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

[Ar] 3d10 4s1 → simplificando

[Ar] → Z = 18

4) Según el nivel principal de energía “n” la cantidad máxima de electrones es la siguiente:

Tabla No 2.4

Nivel de energía

Número de electrones

n = 1

2

n = 2

8

n = 3

8

n = 4

18

n = 5

18

n = 6

32

n = 7

32

2.6 Principio de Aufbau

Se refiere a que si el número atómico aumenta habrá mayor empaquetamiento de electrones haciendo más complejas las configuraciones electrónicas.

2.7 Especies isoelectrónicas.-

Son aquellas que tienen igual número de electrones en su configuración ya sea por transferencia o compartición de electrones, comúnmente los elementos tratan de adquirir las configuraciones electrónicas de los gases nobles, ya que estos elementos son estables.

2.8 Carga nuclear efectiva

Algunas propiedades de los elementos presentan variaciones periódicas conforme aumenta su número atómico, ya que los electrones internos y cercanos al núcleo reducen la fuerza electrostática que existe entre ellos y los protones del núcleo, entonces los electrones externos experimentan menor carga positiva del núcleo. La carga positiva neta que atrae al electrón se llama carga nuclear efectiva y se incrementa en un periodo moviéndose de izquierda a derecha, siendo la responsable de variaciones periódicas de los elementos.

2.9 Periocidad química

El descubrimiento de los rayos X abrió un nuevo campo de estudio, Moseley fotografió el espectro de rayos X de 12 elementos, corrigió la tabla periódica con la introducción del número

atómico, una cantidad que identifica el número de protones del núcleo atómico y que aumenta de forma regular al pasar de un elemento a otro eliminando los problemas

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