Introducción a la Química Inorgánica

Tema 1

Introducción a la Química Inorgánica

Lección de repaso

ÍNDICE

Función de onda

Orbitales atómicos y números cuánticos

Configuraciones electrónicas

Tabla Periódica de los elementos

Polarizabilidad Polarización

Propiedades periódicas

Función de onda

Ecuación de Schrödinger

Como tal ecuación matemática puede resolverse y pueden existir una o más soluciones. Cada solución es una función Ψ denominada FUNCIÓN DE ONDA, que va a describir un posible estado del electrón.

Se aplica al estudio: - de un electrón aislado - de un electrón en un átomo con un solo protón: H - de un electrón en un átomo con dos o más protones: átomos hidrogenoides: He+, Li2+, Be3+ y B4+) - de un electrón en un átomo con dos o más electrones y dos o más protones (atomos polielectrónicos).

Detalle importante: sólo puede resolverse con exactitud en un sistema químico cuando existe un único electrón, es decir, en el caso del H y de los átomos hidrogenoides. En los átomos polielectrónicos sólo se pueden conseguir soluciones aproximadas.

Función de onda

¿Qué información proporciona una función Ψ sobre el electrón?

2.- Donde hay más o menos probabilidad de encontrar a ese electrón dentro del orbital.

1.- La región del espacio en la que va a poder encontrarse (‘moverse’) ese electrón.

3.- La E total que tiene ese electrón.

Orbitales atómicos y números cuánticos.

Cada orbital atómico se va a describir mediante un grupo de 3 números cuánticos que van a dar información sobre el tamaño, la forma y la orientación del orbital.

Ficha01

Ejercicios 1, 2 y 3.

Configuraciones electrónicas

Factores que determinan la Energía de los orbitales

Efecto de Penetración

Apantallamiento y z*

Cómo escribir una configuración electrónica desde la TP.

Reglas y principios

Orden de E de los orbitales

Electrones de valencia Orbitales de valencia

Configuraciones llenas y semillenas

Excepción: elementos de transición

Configuraciones electrónicas

La E de un electrón situado en un orbital del átomo de H (o de un átomo hidrogenoide) depende sólo del número cuántico n:

E = -13.6/n2.

Por tanto el orden de E para los orbitales es:

¿Sirve este diagrama para los átomos polielectrónicos?

Ficha01

Ejercicio 4

Configuraciones electrónicas

En Átomos Polielectrónicos

Para conocer el orden de E en los átomos polielectrónicos es necesario considerar 2 factores distintos pero que se dan simultáneamente:

Los EFECTOS de PENETRACION

El EFECTO de APANTALLAMIENTO

Configuraciones electrónicas

Efecto de Apantallamiento

Cada electrón de un átomo polielectrónico se mueve bajo la atracción del núcleo y las repulsiones creadas por los restantes electrones.

Un electrón situado en un orbital del nivel n=2 (2s y 2p) experimenta la carga del núcleo “protegido” por los 2 electrones del nivel n=1. Así que, en un átomo polielectrónico los electrones más externos no sienten la carga nuclear real, sino una carga inferior, que se denomina CARGA NUCLEAR EFECTIVA, z*

La reducción de la carga nuclear real z a z* se denomina EFECTO DE APANTALLAMIENTO.

Configuraciones electrónicas

Efecto de Apantallamiento

Tabla con la carga nuclear efectiva para todos los electrones de los elementos de los grupos 1-2 y 13-18 de la Tabla Periódica.

Ejemplo 1: los 2 electrones del orbital 1s del Li ejercen un efecto de apantallamiento sobre el tercer electrón situado en el nivel n=2.

Ejemplo 2: Observa el átomo de Na o el de Cl y la carga nuclear que ‘sienten’ sus electrones en los niveles 1s, 2s, 2p y 3s.

Cuanto más apantallado por otros electrones se encuentre un electrón, ¿cómo será su E, mayor o menor? Explica por qué.

Ficha01

Ejercicio 5

IMPORTANTE

Configuraciones electrónicas

Efectos de Penetración

La función Ψ2 representa la probabilidad de encontrar al electrón en una región dentro de un orbital.

Lo podemos imaginar como algo así:

- 2s y 2p ‘comparten’ zona del espacio con el 1s: Se dice que 2s y 2p ‘penetran’ en el orbital 1s - 2s es más ‘penetrante’ que 2p

Configuraciones electrónicas

En Átomos Polielectrónicos

Ficha01

Ejercicio 6

Escribe de menor a mayor ENERGÍA todos los orbitales de los niveles 1, 2, 3 y 4 del elemento K y del elemento V.

Orden de E de los orbitales

Configuraciones electrónicas

En Átomos Polielectrónicos

En la práctica el orden de E que se considera es el que has escrito para el K.

Ficha01

Diagrama de Moeller

Ejercicio 6

Escribe de menor a mayor ENERGÍA todos los orbitales de los niveles 1, 2, 3 y 4 del elemento K y del elemento V.

Orden de E de los orbitales

Configuraciones electrónicas

Reglas y principios que hay que tener presente.

3.- Principio de Aufbau

1.- Principio de Exclusión de Pauli

2.- Regla de Hund

4.- Los orbitales se deben escribir siempre en el orden de menor a mayor n y para un mismo n de menor a mayor l.

5- Cada orbital se representa mediante 3 números cuánticos (n, l y ml), pero cada electrón se representa mediante 4 números cuánticos: n, l, ml y s.

es el número cuántico magnético de espín. - Toma solo 2 valores: +½ ó -½. - En cada orbital puede haber sólo 2 electrones, uno con el número s +½ y otro con el número s -½ . - Se dice que están APAREADOS y que sus espines son ANTIPARALELOS. . Cuando en un orbital hay un único electrón se dice que está DESAPAREADO.

Ficha01

Ejercicios 7 y 8

Configuraciones electrónicas

Cómo escribir la configuración electrónica de un elemento desde la Tabla Periódica

1.- Se localiza el elemento en la TP (Ejemplo Sb) 2.- Se escribe entre corchetes el gas noble inmediatamente anterior: [Kr] 3.- A partir del gas noble se va recorriendo la siguiente línea en la tabla de izquierda a derecha completando los orbitales que aparecen hasta llegar a la posición del elemento. [Kr]5s2 4d10 5p3 4.- Finalmente se ordenan los orbitales en el orden correcto: [Kr]4d10 5s2 5p3 _______________________

Las propiedades quím.

Configuraciones electrónicas

Electrones de valencia y Orbitales de Valencia

Ejemplo: configuraciones del Na al Ar

[Ne] es la configuración del Ne: 1s2 2s2 2p6

Las propiedades quím.

Los electrones que están comprendidos en [Ne] se denominan electrones del CORE INTERNO del átomo.

Los electrones más externos del átomo se denominan: ELECTRONES DE VALENCIALos orbitales más externos se llaman: ORBITALES DE VALENCIA

IMPORTANTE

Configuraciones electrónicas

EXCEPCIÓN: Configuraciones electrónicas de los Elementos de Transición.

Ejemplo:- Configuración electrónica de un átomo de Fe aislado en estado gaseoso: [Ar] 3d6 4s2 - Configuración electrónica de un átomo de Fe en cualquier otra circunstancia: [Ar] 3d8

A partir de este momento, para los metales de transición, emplearemos las configuraciones electrónicas en las que todos los electrones de valencia están en el orbital d. Solo cuando el orbital d se complete se colocarán electrones en el orbital s.

Truco: Fíjate que el número de electrones en el orbital d coincide con el número de grupo del elemento. El Fe pertenece al grupo 8 de la Tabla Periódica.

Ficha02

Ejercicio 1

Configuraciones electrónicas

Configuraciones electrónicas llenas y semillenas

Son configuraciones electrónicas particularmente estables y los átomos “hacen” todo lo posible para mantenerlas o para conseguirlas.

Ficha02

Ejercicios 2 y 3

Tabla Periódica

Bloque d

Bloque p

Bloque s

Bloque f

Propiedades periódicas

Tabla con la carga nuclear efectiva para todos los electrones de los elementos de los grupos 1-2 y 13-18 de la Tabla Periódica.

Cuestiones

¿Es z* la misma para todos los electrones de un átomo?

Compara la z* entre los electrones de valencia de los elementos de un mismo grupo: ¿Cómo varía al bajar en el grupo? ¿Por qué?

Compara la z* entre los electrones de valencia de los elementos de un mismo periodo: ¿Cómo varía al avanzar en un periodo?¿Por qué?

REFLEXIÓN

Propiedades periódicas

IMPORTANTE

Radio atómico y Radio iónico

Energía de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad

Propiedades periódicas

Radio atómico y Radio iónico.

Cuestiones

¿Es z* la misma para todos los electrones de un átomo?

Compara la z* entre los electrones de valencia de los elementos de un mismo grupo: ¿Cómo varía al bajar en el grupo? ¿Por qué?

Compara la z* entre los electrones de valencia de los elementos de un mismo periodo: ¿Cómo varía al avanzar en un periodo?¿Por qué?

Ficha03

Ficha02

Ejercicio 1

Ejercicios 4, 5 y 6

Propiedades periódicas

Energía de Ionización (o Potencial de Ionización).

Cuestiones

Elige cualquier elemento y comenta cómo varían sus sucesivas energías de ionización (1ª, 2ª, 3ª, etc) y explica por qué.

Cómo varía la EI al avanzar de izquierda a derecha en un periodo. Explica por qué.

Cómo varía la EI al descender en un grupo. Explica por qué.

Ficha03

Ejercicios 2, 3, 4 y 5

Propiedades periódicas

Energía de Ionización (o Potencial de Ionización).

Cuestiones

EXCEPCIONES

Observa la 1ª Energía de Ionización de los elementos Be y B por un lado y de los elementos N y O por otro. ¿Por qué crees que no siguen la tendencia general dentro de un periodo?

Ficha03

Ejercicios 2, 3, 4 y 5

Propiedades periódicas

Afinidad Electrónica

Cuestiones

La tendencia general (muy general, en este caso) es que al descender en los grupos la Afinidad Electrónica disminuye. Explica por qué

Ficha04

Al avanzar de izquierda a derecha en un periodo la AE aumenta. ¿Por qué?

Ejercicios 1, 2 y 3

EXCEPCIONES

El F tiene menor AE que el Cl. Explica por qué.

El N tiene una afinidad electrónica muy por debajo de sus elementos vecinos, tanto del periodo como de su grupo. Explica por qué.

Propiedades periódicas

Electronegatividad

Cuestiones

Observa la tabla e indica cómo varía en los grupos y en los periodos la electronegatividad y por qué.

Aplicación:

Predecir la Polaridad en las moléculas

Ficha04

Ejercicios 4 y 5

Polarización. Polarizabilidad.

Ficha05

Realiza la Ficha05 y después explica la figura representada

ÍNDICE

Función de onda

Orbitales atómicos y números cuánticos

Configuraciones electrónicas

Tabla Periódica de los elementos

Polarizabilidad Polarización

Propiedades periódicas

Fin

PREPARADOS

¡Comenzamos!