OBJETIVO Conocer la relacin que tiene la configuracin

OBJETIVO • Conocer la relación que tiene la configuración electrónica con la Tabla Periódica. 05/06/2014

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Propiedades Periódicas

Configuraciones electrónicas Energía La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel. Orden de llenado por energía

Configuraciones electrónicas Elemento Li Be B C N Ne Na Nº Electrones 3 4 5 6 7 10 11 Diagrama de orbitales Configuración electrónica 1 s 2 2 s 1 1 s 2 s 2 1 s 2 2 p 1 1 s 2 2 p 2 1 s 2 2 p 3 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 Electrón de valencia

Configuraciones electrónicas de los iones Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (ns 2 p 6) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración. n s 2 p 6 pierde 1 e gana 7 e Cuando un átomo se ioniza, gana o pierde electrones en el orbital de mayor energía para alcanzar una configuración de gas noble. El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones para conseguir tal configuración. Por ello, el ión Na+ es el estado de oxidación más frecuente (y único) de este metal.

Configuraciones electrónicas de los iones pierde 7 e gana 1 e En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea – 1, correspondiente al ión cloruro.

¿Cómo se relacionan las configuraciones electrónicas con la tabla periódica?

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Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.

4 f 5 f ns 2 np 6 ns 2 np 5 ns 2 np 4 ns 2 np 3 ns 2 np 2 ns 2 np 1 d 10 d 5 d 1 ns 2 ns 1 Configuración electrónica de los elementos en su estado natural

Elementos del Grupo 1 (ns 1, n 2) Familia 1 A M 2 M(s) + 2 H 2 O(l) Incremento de la reactividad 4 M(s) + O 2(g) M+1 + 1 e 2 MOH(ac) + H 2(g) 2 M 2 O(s)

Elementos del Grupo 1 (ns 1, n 2) Familia 1 A

Elementos del Grupo 2 (ns 2, n 2) Familia 2 A M M+2 + 2 e- Be(s) + 2 H 2 O(l) Mg(s) + 2 H 2 O(g) Incremento de la reactividad M(s) + 2 H 2 O(l) No hay reacción en frío Mg(OH)2(ac) + H 2(g) M = Ca, Sr, o Ba

Elementos del Grupo 2 Familia 2 A 2 (ns , n 2)

Elementos del Grupo 13 (ns 2 np 1, n 2) Familia 3 A 4 Al(s) + 3 O 2(g) 2 Al(s) + 6 H+(ac) 2 Al 2 O 3(s) 2 Al 3+(ac) + 3 H 2(g) Elementos del Grupo 3 A (ns 2 np 1, n 2)

Elementos del Grupo 13 (ns 2 np 1, n 2) Familia 3 A

Elementos del Grupo 14 (ns 2 np 2, n 2) Familia 4 A Sn(s) + 2 H+(ac) Sn 2+(ac) + H 2(g) Pb(s) + 2 H+(ac) Pb 2+(ac) + H 2(g)

Elementos del Grupo 14 (ns 2 np 2, n 2) Familia 4 A

Elementos del Grupo 15 (ns 2 np 3, n 2) Familia 5 A N 2 O 5(s) + H 2 O(l) P 4 O 10(s) + 6 H 2 O(l) 2 HNO 3(ac) 4 H 3 PO 4(ac)

Elementos del Grupo 15 Familia 5 A 2 3 (ns np , n 2)

Elementos del Grupo 16 (ns 2 np 4, n 2) Familia 6 A SO 3(g) + H 2 O(l) H 2 SO 4(ac)

Elementos del Grupo 16 (ns 2 np 4, n 2) Familia 6 A

Elementos del Grupo 17 (ns 2 np 5, n 2) Familia 7 A X 2(g) + H 2(g) X-1 2 HX(g) Incremento de la reactividad X + 1 e-

Elementos del Grupo 17 (ns 2 np 5, n 2) Familia 7 A

Elementos del Grupo 18 (ns 2 np 6, n 1) Familia 8 A Configuración ns 2 np 6 completa. Energías de ionización más altas que las de todos los elementos. No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles.

Propiedades de los óxidos M 2 O, M 2 O 3, MO 2 básicos ácidos

Relaciones periódicas entre los elementos Las propiedades de los elementos están relacionadas con su configuración electrónica y con su posición en la tabla periódica.

Periodicidad Para entender la periodicidad y la ley periódica se deben de revisar algunas propiedades.

Propiedades Periódicas • Son propiedades mensurables para los elementos. • Son propiedades que, al analizar sus valores en función del número atómico, tienen un comportamiento que se repite periódicamente.

Propiedades periódicas relacionadas con reactividad Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado. - Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización. - Afinidad electrónica. - Electronegatividad.

Radio atómico Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O 2 -, con 1. 40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.

Radio Atómico Variación del radio atómico en relación al número atómico. Radio (Å) Aumenta el radio atómico

Radios atómicos y radios iónicos Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos. Además suele observarse que rcatión < rátomo Y ranión > rátomo

Energía de ionización (k. J/mol) La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa: A(g) A+(g) + e-(g) DH = EI 1 Aumenta E. Ionización

Afinidad electrónica Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso: A(g) + e-(g) A-(g) DHge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge: AE = - DHge Valores de DHge

Electronegatividad La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos).

Electronegatividad de Pauling Disminuye la electronegatividad

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