Propiedades periódicas: Una de las ventajas de la tabla periódica es que permite predecir las propiedades de los elementos con solo ver su posición dentro de ella. Ademas se debe mencionar que la tabla periódica permite realizar comparaciones entre diferentes propiedades de los elementos. Estas propiedades se conocen como PROPIEDADES PERIODICAS. Las principales propiedades periódicas son: volumen atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad
Volumen atómico: El volumen atómico se define el cociente de la masa atómica de un elemento y su densidad. Por lo tanto las unidades de volumen atómico son ml/mol (volumen/masa). La disminución del volumen atómico es un mismo periodo se debe aun aumento en las fuerzas de atracción produciendo una contracción en el volumen. En cuanto al aumento del volumen atómico dentro de un mimo grupo, los elementos una capa mas de electrones.

PROPIEDADES PERIODICAS
Una de las ventajas de la Tabla Periódica es que permite predecir las propiedades de los elementos con sólo ver su posición dentro de ella. Ademas se debe mencionar que la tabla periódica permite realizar comparaciones entre diferentes propiedades de los elementos. Estas propiedades se conocen como PROPIEDADES PERIÓDICAS. Las principales propiedades periódicas son: volumen atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.
• Radio Atómico: El Radio atómico que es una medida del tamaño atómico decrece a lo largo de un período y aumenta al ir bajando de período (Niveles superiores). La explicación de esto es que el núcleo va aumentando de carga para un mismo período por lo que los electrones son mas fuertemente atraídos hacia el núcleo. El radio atómico aumenta al añadir un nuevo nivel de energía. La distancia de los electrones mas externos al núcleo. Esta distancia se mide en Angstrom (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta elnúmero atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), Cl. (gas verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el caracter metalico, el radio iónico, aunque el radio iónico de los elementos metalicos es menor que su radio atómico.
• Energía de Ionización: Se conoce como primera energía de ionización a la energía necesaria para separar el electrón mas externo de un atomo neutro en estado gaseoso sin proporcionarle energía cinética. Según esta definición, E.I. dependera de tres factores: la distancia del electrón al núcleo, la carga nuclear y el efecto pantalla. Emplea el método de Slater para calcular las afinidades electrónicas de los elementos del segundo período y compara sus resultados con los experimentales de la tabla 9.5 del Cruz, chamizo & Garritz (Mr. Profe & Jefe). ¿Qué puedes comentar al respecto?
La variación de la energía de ionización se explica a continuación: Dentro de un mismo grupo la E.I. disminuye de arriba a abajo. Esto se debe a que conforme descendemos en la tabla periódica los atomos tienen mas electrones, lo cual disminuye la atracción sobre el electrón mas externo (efecto pantalla). En un mismo periodo la E.I. aumenta de izquierda a derecha. Este comportamiento se explica debido a que conforme avanzamos de izquierda a derecha, el electrón externo del atomo esta menos alejado del núcleo y por tanto la fuerza con la cual es atrído aumenta. (Distancia al núcleo, radio atómico). Una regla empírica que relaciona en forma aproximada los valores de Altas energías de ionización sucesivas de electrones que ocupan la misma capa atómica es In = (n+1)/n * I (n-1) Utilizando el dato experimental de I3, estima con ella el valor de I4 para estaño, antimonio, telurio y yodo, y discute su validez.
• Electro-Afinidad: Energía desprendida por un Iongaseoso que recibe un electrón y pasa a atomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un atomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número Atómico y en un período aumenta con el número atómico. Otra definición sería que el cambio de Energía Asociado con el proceso con el cual un electrón se agrega a un atomo gaseoso en estado fundamental. Electronegatividad: Medida de la capacidad relativa de un atomo en una molécula para atraer electrones hacia él mismo.
• Electro Negatividad: La electronegatividad es la capacidad que tienen los elementos de atraer hacia sí los electrones de enlace.
PROPIEDADES PERIODICAS: Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicasy Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica.
Estructura de Lewis: Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos. Como se observa en la tabla, los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido.
Radios Atómicos: El tamaño de un atomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del atomo al que esta unido. En un atomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del atomo se conoce como radio atómico. Los radios atómicos seexpresan en A° Angstrom, 1A° = 1 X 10 -8 m , para tener una idea de los radios atómicos representados en la siguiente grafica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el atomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el atomo de calcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el atomo de Cs de 2.62 A°. El tamaño de esos atomos nos permitira imaginar el tamaño de los demas atomos según el tamaño en el que se representan el resto de los atomos. En la figura anterior se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al contrario, al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de izquierda a derecha) el radio atómico se disminuye.
Energía de Ionización: La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el electrón mas débilmente ligado al atomo aislado en forma gaseosa, para dar un Ion con una carga de +1.
ATOMO + Energía → ION +1 (catión) + 1 e-
También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser arrancados del atomo. La siguiente figura muestra una grafica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica. En la grafica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período requieren mas energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida es similar pero cada vez menor, por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es similar.
Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace, cuando esta químicamente combinado con otro atomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valormaximo es de 4.0. Un atomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa que en la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos atomos, el cloro es el atomo que atrae mas fuertemente los electrones. Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A). Es facil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA ) conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen valores altos, por lo que se mencionan como atomos electronegativos. Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la electronegatividad se disminuye.
LA VALENCIA ATÓMICA, o valencia de un atomo es el número de electrones que estan siendo compartidos por un atomo en un enlace iónico o covalente. La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo mas avanzado, el estado de oxidación. De forma aislada, un atomo o elemento químico puede describirse con sus posibles valencias, que son los números de valencia que mas frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y que son el resultado de su configuración electrónica en la capa de valencia. La teoría de la valencia fue propuesta en 1863 por Richard Erlenmeyer (1825-1909). La valencia es un concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que se consumen en una reacción química (la estequiometría), o las proporciones de elementos que se encuentran en un compuesto químico. Se define como valencia de un atomo el número de atomos de hidrógeno que pueden unirse con un atomo del mismo o ser sustituidos por él. La valencia esun concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que se consumen en una reacción química (la estequimetría), o las proporciones de elementos que se encuentran en un compuesto químico. Un concepto relacionado, pero algo mas avanzado, es el estado de oxidación.
|Estructura del atomo |
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|En el atomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza. |
|- El núcleo es la parte central del atomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga |
|eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. |
|Todos los atomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento|
|y lo distingue de los demas, es el número atómico y se representa con la letra Z. |
|- La corteza es la parte exterior del atomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos |
|niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón. |
|Los atomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también|
|coincide con el número de electrones. |
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NÚMEROS CUANTICOS: La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuanticos. Estos números cuanticos, que se fueron introduciendo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Böhr para explicar los fenómenos experimentales, se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda Shrödinger.


Cada electrón dentro de un atomo viene identificado por 4 números cuanticos

Número cuantico principal. Se representa por la letra n. Nos da idea del nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores
n=1, 2, 3, 4, (K, L, M, N )
Número cuantico magnético. Se representa por la letra m. Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el atomo a un campo magnético fuerte (efecto Zeeman). Saltar a navegación, búsqueda Cada electrón esta ubicado en un espacio energético con cualidades individuales muy peculiares. Un número cuantico es cada uno de los parametros numéricos que caracterizan los estados propios de un hamiltoniano cuantico. Muy especialmente, se refiere a los números que caracterizan los estados propios estacionarios de un electrón de un atomo hidrogenoide. Estos números cuanticos son
I) El número cuantico principal (n), indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Esto determina el tamaño del orbital. Toma valores enteros: 1 ,,∞. Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo del orbital.
II) El número cuantico del momento angular (l), indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón, ('l = 0 ,,n-1).'
Si:
l = 0: Subnivel 's' ('forma circular') →s proviene de sharp (agudo)(*)
l = 1: Subnivel 'p' ('forma semicircular achatada') →p proviene de principal (*)
l = 2: Subnivel 'd' ('forma lobular, con anillo nodal') →d proviene de difuse (difuso) (*)
l = 3: Subnivel 'f' ('lobulares con nodos radiales') →f proviene de fundamental (*)
l = 4: Subnivel 'g' (*)
l = 5: Subnivel 'h' (*)
(*)Para obtener mayor información sobre los orbitales vea el artículo Orbital
III) El número cuantico magnético (m), Indica la orientación espacial del subnivel de energía, '(m = -l,,0,,l)'. Para cada valor de l hay 2l+1 valores de m
IV) El número cuantico de spín (s), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.
Con cada una de las capas del modelo atómico de Bohr correspondía a un valor diferente del número cuantico principal. Mas tarde se introdujeron los otros números cuanticos y Wolfgang Pauli, otro de los principales contribuidores de la teoría cuantica, formuló el celebrado principio de exclusión basado en los números cuanticos, según el cual en un atomo no puede haber dos electrones cuyos números cuanticos sean todos iguales. Este principio justificaba la forma de llenarse las capas de atomos cada vez mas pesados, y daba cuenta de porqué la materia ocupa lugar en el espacio. Desde un punto de vista mecano-cuantico, los números cuanticos caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de Schrödinger.
Números Cuanticos: Los números cuanticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los atomos, esto esta basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico mas aceptado y utilizado en los últimos tiempos.

Los números atómicos mas importantes son cuatro
• Número Cuantico Principal.
• Número Cuantico Secundario.
• Número Cuantico Magnético.
• Número Cuantico de Spin.

Número Cuantico Principal (n):El número cuanticoprincipal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.

Número Cuantico Secundario (d):Este número cuantico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuantico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según  el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen ademas de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los numeros:

• l = 0    s    sharp
• l = 1    p    principal
• l = 2    d    diffuse
• l = 3    f     fundamental
• l = 4    g
• l = 5    h
• l = 6    i

Número Cuantico Magnético (m): El número cuantico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones,  el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l.

Número Cuantico de Spin (s): El número cuantico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2.
De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un atomo en una reacción.

Principio de Exclusión de Pauli:El mismo dice 'En un mismo atomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuanticos' de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber mas de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.

Regla de Hund:Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles conelectrones de spin contrario (-1/2).

Obtención de orbitales moleculares [editar

Algunas reglas cualitativas son:
• Los orbitales moleculares se construyen a partir de los orbitales atómicos. Se van a crear tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se solapen (se enlacen).
• Los orbitales atómicos se mezclan mas (es decir, contribuyen mas a los mismos orbitales moleculares) si tienen energías similares. Esto ocurre en el caso de moléculas diatómicas homonucleares como el O2. Sin embargo en el caso de que se unan diferentes núcleos la desigual carga (y por tanto la carga efectiva y la electronegatividad) hacen que el orbital molecular se deforme. De esta manera los dos orbitales 1s del hidrógeno se solapan al 50% contribuyendo por igual a la formación de los dos orbitales moleculares, mientras que en el enlace H-O el oxígeno tiene un coeficiente de participación mayor y el orbital molecular se parecera mas al orbital atómico del oxigeno (según la descripción matematica de la función de onda)
• Los orbitales atómicos sólo se mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo con diferentes representaciones irreducibles del grupo de simetría no se mezclan.
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En 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones |
en los fenómenos de difracción. Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su |
movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas. Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matematico del comportamiento |
del electrón en el atomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger. Podemos decir que un orbital atómico esuna |
zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón |
como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho |
electrón es mayor. Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son |
conocidas como números cuanticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr: |
Números cuanticos |
|
n: |
número cuantico principal |
|
l: |
número cuantico del momento angular orbital |
|
m: |
número cuantico magnético|
|
s: |
Número cuantico del spin electrónico. |
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Estos números cuanticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos: |
Valores permitidos |
|
para n: |
Números enteros 1, 2, 3 |
|
para l: |
números enteros desde 0 hasta (n-1) |
|
para m:|
todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 |
|
para s: |
sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2 |
|
Los valores del número cuantico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo. |
Los valores del número cuantico l definen el tipo de orbital: |
• Si l= 0 el orbital es del tipo s |
• Si l= 1 los orbitales son del tipo p |
• Si l = 2 los orbitales son del tipo d |
• Si l= 3 los orbitales son del tipo f |
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas|
espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: |
• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad|
• principal : líneas intensas |
• difuse : líneas difusas |
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros |
Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, pero los elementos que conocemos, en sus estado fundamental, no presentan |
electrones que cumplan las condiciones cuanticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales. Los valores del número |
cuantico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital. El cuarto número cuantico, s, que define a un electrón en un atomo|
hace referencia al momento angular de giro del mismo. El conjunto de los cuatro números cuanticos definen a un electrón, no pudiendo|
existir en un mismo atomo dos electrones con los cuatro números cuanticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y |
la orientación de un orbital con los tres primeros números cuanticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un |
maximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendran valores diferentes de su número cuantico de spin. Veamos los |
orbitales posibles según el valor de los números cuanticos: |
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel |
energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica,|
recibe el nombre de 1s:|
Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = |
0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2): |
Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habra tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del |
número cuantico m, pudiendo albergar un maximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones |
como maximo: |
Si n = 3 son posibles tres valores del número cuantico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s: |
si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p: |
y si l = 2 los orbitales seran del tipo d, de los que habra cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1,|
-2) para el número cuantico m y que podran albergar un total de diez electrones: |
Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes: |
De tipo s (para l = 0): De tipo p (para l = 1): De tipo d (para l = 2): |
De tipo f (para l = 3) de los que habra siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del |
número cuantico m, que podran albergar un total de catorce electrones: |