Tabla periódica y configuración electrónica

Mendeleiev

Dio una 1º versión de la tabla periódica que tenía 63 elementos. Se dio cuenta de que clasificando los elementos químicos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo concerniente a algunas de sus propiedades. Los elementos fueron clasificados verticalmente y agrupaciones horizontales.

Anomalías de la tabla periódica de Mendeleiev

• No hay un lugar definido para el hidrógeno, podrían colocarse en el grupo de los halógenos o en el de los metales alcalinos.
• No hay separación entre metales y no metales.

Configuración electrónica de los átomos

Es una representación numérica de sus orbitales atómicos. Una configuración electrónica permite ver de manera rápida y sencilla la cantidad de electrones, en cada uno de sus orbitales, que tiene un átomo.

Principio de construcción progresiva

Para encontrar la configuración electrónica el modelo atómico actual utiliza el principio de Aufbau. Al ir pasando de un elemento al siguiente en la tabla periódica, a medida que Z aumenta en una unidad, además de añadir un protón, se gana un nuevo electrón, que irá ocupando sucesivamente los orbitales en un orden específico. El orden de llenado de los orbitales se realiza, según el diagrama de la figura, denominada diagrama de Möeller, de mayor a menor energía. Cada tipo de orbital puede tener un nº diferente de electrones. El s: 1 o 2, P: 1 a 6, D: 1 a 10, F: 1 a 14. Los nº que van delante del tipo de orbital indican la capa electrónica en la que están albergados los diversos electrones. 1º capa: max 2 electrones, 2º capa max 8 elec, 3º capa max 18 elec, las demás capas max de 32 elec. A veces, para elementos con nº  atómico Z muy elevado, la configuración electrónica de un elemento se expresa utilizando la notación simplificada, que va referida al gas noble que le precede en la tabla periódica, entre corchetes, añadiendo a continuación, los electrones restantes del átomo. Ej; [He] 2s2p2.

Radio atómico

Se define como la distancia que hay entre el centro del núcleo y el electrón más externo.

Variación en la tabla periódica

En los grupos aumenta al descender y en los periodos aumenta hacia la derecha.

Radio iónico

Variación en la tabla periódica: los radios de los aniones aumentan con respecto a sus átomos neutros predecesores. Ello es debido a la repulsión de la nube electrónica inicial sobre el electrón recibido. Cuanto mayor sea el número de electrones intermedios, mayor apantallamiento y menor la carga nuclear efectiva por lo que aumenta el radio del ion. Zef= Z –a. Los radios de los cationes disminuyen respecto a sus átomos neutros predecesores. En un grupo, los radios iónicos aumentan hacia abajo, y en un periodo, disminuyen hacia la derecha con el aumento de la carga nuclear y del núcleo atómico. En el caso de elementos con iones positivos con cargas diferentes, a mayor carga menor tamaño.

Potencial de ionización

Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo de ese elemento en su estado neutro y gaseoso. El electrón más externo es la primera energía o potencial de ionización X(g) + energía – X* (g) + electrón. Si se arranca el segundo electrón o potencial de ionización X*(g) + energía – X2*(g) + electrón. Los valores de energías o potenciales de ionización, posteriores al primer electrón son cada vez mayores, porque aún se quitan electrones hay un exceso de carga positiva en el núcleo y, por ello, una mayor atracción por los electrones restantes.

Variación en la tabla periódica

En los grupos aumentan de abajo hacia arriba. En los periodos aumenta hacia la derecha.

Afinidad electrónica

Se define como la cantidad de energía que se desprende o se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ion negativo. La convención es asignar un valor positivo cuando se absorbe energía y un valor negativo cuando se libera.

Variación en la tabla periódica

En el periodo aumenta de izquierda a derecha. En los grupos aumenta de abajo hacia arriba.

Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un átomo de un elemento de atraer a los electrones compartidos con otro átomo cuando está combinado químicamente con él. Si el valor de la electronegatividad es elevado significa que tiene mucha tendencia a atraer los electrones del enlace.

Variación en la tabla periódica

En los grupos aumenta de abajo hacia arriba y en los periodos aumenta de izquierda a derecha.

Carácter metálico

Está inversamente relacionado con la electronegatividad. Los metales tienen baja electronegatividad y están colocados en la zona izquierda y central del sistema periódico actual. En los grupos de la derecha el carácter metálico aumenta hacia abajo al aumentar nº atómico.

La reactividad química

Se puede comparar considerando su posición en la tabla periódica: en los metales, la reactividad aumenta hacia abajo en los grupos y hacia la izquierda en los periodos. En los no metales, la reactividad aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

Enlace químico

Es cualquiera de las formas de unión química entre átomos. La estabilidad máxima se consigue cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Tipos de enlaces químicos: partiendo de la electronegatividad hay 3 tipos:

• Enlace iónico: se forma entre elementos de electronegatividad muy diferentes. Tiene lugar entre un metal con baja energía de ionización y un no metal con alta afinidad electrónica.
• Enlace covalente: se forma entre dos no metales que tienen alta afinidad electrónica y ambos tienen tendencia a ganar electrones. La unión entre átomos es debida a la compartición de electrones.
• Enlace metálico: se forma en elementos de baja electronegatividad y con gran tendencia a formar cationes. En este enlace se comparten electrones, pero de una forma colectiva.

Enlace iónico

Es la unión química formada por la atracción electroestática entre iones de carga opuesta.

Valencia iónica

Es el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ion estable.

Redes iónicas

El cristal iónico está formado por una celda unidad que se repite indefinidamente en las 3 direcciones. La descripción geométrica de los cristales iónicos se hacen en función de: el tipo de malla, el índice de coordinación, la neutralidad eléctrica, la simetría, la compactación, el tamaño de los iones. La geometría de los cristales iónicos indica que en un compuesto iónico no podemos hablar de moléculas pues el cristal está constituido por un nº muy grande de iones de cargas opuestas.

Tabla periódica

h li na k rbcsfr/ be mg ca sr bara/ sc y la ac/ ti zrhfrf/ v nbtadb/ crmo w sg/ mntc re bh/ fe ru os hs/ corh ir mt/ ni pd pt ds/ cuagaurg/ zn cd hg cn/ b al ga in ti uut/ c si ge snpb fi/ n p as sbbiuup/ o s se te po lv/ f cl br i at uus/ he nea r krxernuuo.

Cómo hacer el ciclo de Born-Haber

1º igualar la ecuación, 2º Esub, Ei 3º en el otro compuesto: Edisociación, AE. 4º Er= Esub – Ei – Edisoc – AE.

N= 1, 2, 3 L= 0(s), 1(p), 2(d) Ml= -1, 0 +1 Ms= +- 1/2