UNIONES QUÍMICAS

Uniones químicas

Los elementos que encontramos en la tabla periódica, en la naturaleza no se hallan aislados. ¿Por qué? Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad. Esta estabilidad se alcanza cuando los átomos se unen entre sí para adquirir la estructura electrónica del gas inerte o noble más cercano en la tabla periódica, formando lo que llamamos: unión química entre átomos o enlace químico entre átomos.
Según la naturaleza de los elementos que forman la unión, la misma será:
 unión iónica o electrovalente: es cuando la unión se realiza entre un elemento metálico y un elemento no metálico.
 unión covalente: es cuando la unión tiene lugar entre dos elementos que son no metales.
 unión metálica: esta unión tiene lugar entre dos elementos que poseen electronegatividad baja y similar.

Ninguno de los átomos de la unión atrae con gran fuerza a los electrones de la unión, por lo cual los electrones externos se hallan relativamente libres, formando una red cristalina de cationes. Los electrones que se encuentran libres entre estos cationes le otorgan estabilidad a esta red cristalina. La movilidad de los electrones en los metales explica propiedades como: la conducción del calor, la conducción de la electricidad y el brillo de los metales.

Regla del octeto: Cuando se forman las uniones químicas entre átomos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas inerte más cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones.
Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO
 Unión iónica Se produce entre un elemento metálico y un elemento no metálico. En los enlaces iónicos, los electrones de valencia de un metal se transfieren a un no metal. Ejemplo 1: unión entre SODIO (metal) y CLORO (no metal)

Propiedades de los Compuestos iónicos - Puntos de fusión y ebullición elevados - Sólidos duros y quebradizos - Baja conductividad eléctrica y térmica al estado sólido

Unión covalente
Es la unión que se produce entre elementos NO METÁLICOS. En ésta unión ninguno de los elementos cede electrones.
En los enlaces covalentes, los electrones de valencia no se transfieren de un átomo a otro, sino que se comparten para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Características del enlace covalente
• Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
• Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
• Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o F-F


 Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo para atraer a un par de electrones en una unión covalente La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período en la Tabla periódica, coincidiendo con la disminución del carácter metálico de los elementos. En cada grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico indicando un aumento en el carácter metálico. Los metales de transición no siguen esta tendencia. Los elementos más electronegativos (los halógenos, oxígeno, nitrógeno y azufre) están ubicados en el ángulo superior derecho de la Tabla Periódica, y los menos electronegativos (los metales alcalinos y alcalinotérreos) se encuentran en el ángulo inferior izquierdo. Los átomos de elementos con diferencias de electronegatividad grandes tienden a formar enlaces iónicos, dado que los elementos menos electronegativos donan su(s) electrón(es) al átomo del elemento de mayor electronegatividad.

 Unión covalente polar y no polar En un enlace covalente polar las moléculas presentan una distribución no uniforme de carga eléctrica.


Unión metálico
El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal.

En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálico correspondiente. Ejemplos: Fe: hierro; Au: Oro; Cu: cobre...

Propiedades de las uniones

 Propiedades de las sustancias iónicas:
 Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
 Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
 Son solubles en disolventes polares como el agua.
 Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.

 Propiedades de los compuestos covalentes:
 Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
 La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
 Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.

 Propiedades de las uniones metálicas:
 Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
 Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
 Presentan brillo metálico.
 Son dúctiles y maleables.
 Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor

QUIIMICA ACTIVIDADES EN LABORATORIO MEDICION DE VOLUMEN

VOLUMETRIA DE LIQUIDOS

Volumetría es el proceso que permite medir y determinar volúmenes. El volumen, por su parte, es la magnitud que señala la extensión de algo en alto, ancho y largo, teniendo que como unidad al metro cúbico.

La noción también se emplea para nombrar al conjunto de estas mediciones. En este sentido, puede hablarse de la volumetría de un edificio cuando ya se ha medido el volumen de su estructura.
En el terreno específico de la química, la volumetría es un proceso que se lleva a cabo para realizar un análisis de tipo cuantitativo. En este caso, la volumetría consiste en medir qué volumen de un reactivo se debe gastar hasta que se genere una cierta reacción en la sustancia que está siendo analizada.

INS

PROBETA GRADUADA

PIPETAS DE DOBLE AFORO

VASO DE PRECIPITACIÓN

TERMÓMETRO

TEMAS DE PRIMER AÑO EPJA N°4

Propiedades de la materia

Propiedades EXTENSIVAS
Las presentan los cuerpos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, peso, volumen, la inercia, la energía, impenetrabilidad, porosidad, divisibilidad, elasticidad, maleabilidad, tenacidad y dureza entre otras.

Propiedades INTENSIVAS
Permiten distinguir una sustancia de otra. Su valor es independiente de la cantidad de materia. Las propiedades características se clasifican en:

Físicas
Es el caso de la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, el módulo de Young y las propiedades organolépticas.

Químicas
Están constituidas por el comportamiento de las sustancias al combinarse con otras, y los cambios con su estructura íntima como consecuencia de los efectos de diferentes clases de energía.

Ejemplos:
corrosividad de ácidos
poder calorífico
acidez
reactividad

Ley de la conservación de la materia
Como hecho científico la idea de que la masa se conserva se remonta al químico Lavoisier, el científico francés considerado padre de la Química moderna que midió cuidadosamente la masa de las sustancias antes y después de intervenir en una reacción química, y llegó a la conclusión de que la materia, medida por la masa, no se crea ni destruye, sino que sólo se transforma en el curso de las reacciones. Sus conclusiones se resumen en el siguiente enunciado: En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. El mismo principio fue descubierto antes por Mijaíl Lomonosov, de manera que es a veces citado como ley de Lomonosov- Lavoisier, más o menos en los siguientes términos: La masa de un sistema de sustancias es constante, con
independencia de los procesos internos que puedan afectarle, es decir, "La suma de los productos, es igual a la suma de los reactivos, manteniéndose constante la masa". Sin embargo, tanto las técnicas modernas como el mejoramiento de la precisión de las medidas han permitido establecer que la ley de Lomonosov-Lavoisier, se cumple sólo aproximadamente.
La equivalencia entre masa y energía descubierta por Einstein obliga a rechazar la afirmación de que la masa convencional se conserva, porque masa y energía son mutuamente convertibles. De esta manera se puede afirmar que la masa relativista equivalente (el total de masa material y energía) se conserva, pero la masa en reposo puede cambiar, como ocurre en aquellos procesos relativísticos en que una parte de la materia se convierte en fotones. La conversión en reacciones nucleares de una parte de la materia en energía radiante, con disminución de la masa en reposo; se observa por ejemplo en procesos de fisión como la explosión de una bomba atómica, o en procesos de fusión como la emisión constante de energía que realizan las estrellas.

REGLA DE LAS DIAGONALES Y CONFIGURACION ELECTRONICA

¿Cómo representar la configuración electrónica de un elemento químico?

Antes dijimos que la configuración electrónica del Bromo es:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5.

¿Y qué significa esto?

Veamos sólo la primera parte: 1s2
1 = El nivel
s = El subnivel
2 = El número de electrones.

La configuración electrónica de un elemento químico describe cuántos electrones hay en cada nivel y en cada subnivel.

Para representar la configuración electrónica de un elemento existe una herramienta llamada “tabla de diagonales”; se llama así por la posición que tienen las flechas que atraviesan a los subniveles.

La “tabla de diagonales” nos recuerda que:
 Un átomo puede tener como máximo 7 niveles que van del núcleo del átomo hacia afuera y que se representan desde la letra “K” hasta la letra “Q” respectivamente.
 Cada nivel tiene un cierto número de subniveles. En orden, los subniveles y la cantidad de electrones que aloja cada uno son:
o subnivel “s”: acepta 2 electrones.
o subnivel “p” acepta 6 electrones.
o subnivel “d” acepta 10 electrones.
o subnivel “f” acepta 14 electrones.

Para obtener la configuración electrónica de cualquier elemento se debe seguir el orden de las flechas (de arriba para abajo y de derecha a izquierda). Si escribimos este orden de las flechas, se forma una cadena así:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Continuemos con el ejemplo del Bromo que tiene un número atómico de 35 (z= 35):
 número atómico = 35 (significa que tiene 35 protones);
 35 protones = 35 electrones (el número de electrones que debemos representar en una configuración electrónica).

A cada parte de la cadena de la configuración electrónica sólo hay que añadirle el número de electrones que caben en cada subnivel hasta anotar todos los electrones que tenemos que representar:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Observa que el último subnivel (4p) puede alojar hasta 6 electrones, sin embargo en la configuración electrónica del Bromo sólo tiene 5 electrones porque:
2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 5 = 35 electrones.


Para deducir el número del grupo (del 1 al 8) al que pertenece un elemento en la tabla periódica:
o Debemos conocer la letra.

o Si pertenece a la letra “A”: el número será igual a los electrones del subnivel “s” o a la suma de los electrones en “s, p” (cuando haya electrones en el subnivel “p”) del último nivel.

o Si pertenece a la letra “B”: el número será igual a los electrones del subnivel “d” y “s” del último nivel que tenga estos subniveles.

o Si el resultado es 3, 4, 5, 6 ó 7 el grupo es 3B, 4B, 5B, 6B, 7B respectivamente.

o Si el resultado es 8, 9, ó 10 el grupo es 8B primera columna, 8B segunda columna, 8B tercera columna respectivamente.

o Si el resultado es 11 el grupo será 1B.

o Si el resultado es 12 el grupo será 2B.

En el ejemplo del bromo.

3. La configuración electrónica para deducir la Valencia de un elemento:

La valencia define la forma en que los átomos se enlazan entre sí para generar compuestos. La valencia puede ser positiva o negativa:

o Cuando tiene menos de 4 electrones se dice que “tiene valencia positiva” pues puede donarlos y
o Cuando tiene más de 4 electrones se dice que “tiene valencia negativa” pues puede aceptar electrones.

La valencia es igual al número de electrones presentes en el último nivel electrónico ocupado de cada elemento; a éste nivel se le llama: “capa electrónica de valencia”.

En el ejemplo del bromo…

Otro ejemplo:
Representa la configuración electrónica del elemento “Plata” y deduce:
El periodo al que pertenece en la tabla periódica,
El grupo al que pertenece en la tabla periódica,
La valencia que tiene este elemento.

» Plata (Ag).

» Número atómico: 47 (z = 47)

1. Para obtener la configuración electrónica de un elemento químico se necesita...
Conozcamos el número atómico (Z):

Número atómico = número de protones = número de electrones.

Z= 47

47 lectrones.

Representemos la configuración electrónica de (Ag):

Entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9

                    2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 + 9

a. Deducción del periodo:

El último nivel energético que ocupa un electrón en la configuración electrónica de este elemento es en el nivel 5; por lo tanto, este
elemento corresponde al: Periodo 5

b. Deducción del grupo:

Para obtener la letra a la que pertenece este elemento:

El último subnivel ocupado termina en “d” por lo que la plata pertenece a un grupo de la letra “B”.

Para obtener el número al que pertenece este elemento:

De acuerdo a las reglas para obtener el número vemos que pertenece a la letra “B” y que para obtener el número debemos sumar los electrones de los subniveles “s” y “d” del último nivel que los contiene. Al sumar los electrones 2 + 9 obtenemos 11, la regla dice que si el resultado es 11 pertenece al número

1. Por tanto la Plata (Ag) pertenece al grupo 1B.

c. Deducción de su valencia:

El grupo al que pertenece la plata es 1B; por lo tanto la valencia de la plata es 1.

1.- ¿Cuál es la configuración electrónica del Hierro (Fe Z=26)? 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

2.- Deduce el periodo, grupo y valencia del Potasio (K Z=19).

a) Número de electrones: 19 electrones.

b) Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

c) Periodo: En el último nivel energético hay un electrón por lo tanto este elemento corresponde al periodo 4.

d) Grupo: Letra A porque termina en el subnivel “s”; Número 1 porque en el último subnivel “s” hay un solo electrón. Por
lo tanto pertenece al grupo 1A.

e) Valencia: es igual a 1 porque pertenece al grupo 1A.

3.- ¿Cuál es la configuración electrónica del Carbono (C Z=6)? 1s2 2s2 2p2.

4.- Deduce el periodo, el grupo y la valencia del Oro (Au Z= 79).

e) Número de electrones: 79.

f) Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d9.

g) Periodo: 5 porque el último nivel electrónico en el que hay por lo menos un electrón es 5.

h) Grupo: Letra B por que termina en el subnivel “d”. Número 1 porque el último nivel que tiene “s y d”. (2+9 =11).

Cuando el resultado de la suma es 11 pertenece a un grupo 1. Por tanto 1B.
i) Valencia: 1 porque pertenece al grupo 1B.

5.- ¿Cuántos electrones puede contener el nivel 4 (N) si tiene subniveles s, p, d, f? 32 electrones.

TABLA PERIODICA Y CONFIGURACION ELECTRONICA

La configuración electrónica de un átomo y las reglas para establecerla.

Podemos definir la configuración electrónica como la distribución de los electrones de un átomo, ordenados de menor a mayor energía según capas o niveles y subniveles. La configuración electrónica de un  elemento se establece mediante unas reglas que derivan de cálculos teóricos. Para ello, debemos tener en cuenta algunos resultados del modelo cuántico del átomo que ya hemos estudiado anteriormente.

I) El número de electrones de un átomo neutro es igual al de protones en su núcleo, por tanto igual a Z.
II) Los electrones  ocuparán los orbitales atómicos de menor a mayor energía hasta llenarlos, cumpliendo con el pricipio de exclusión de Pauli (2 electrones = nº máximo  de ocupación en cada orbital).
III) El orden de llenado de los orbitales es:
 
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p...

Es importante darse cuenta de que la ordenación en energías no sigue exactamente el orden del número cuántico principal (n), por ejemplo: 4s<3d. La razón es que  la energía de un orbital no depende solamente del valor de n, sino también del número cuántico secundario l, una buena regla para no confundirse sería la siguiente:

IV) El orbital con menor energía es el que tenga la suma n+l menor.

En efecto, para 4s sería 4+0=4 y para 3d 3+2=5, luego 4s<3d. Una buena solución para no confundirse, es utilizar el diagrama de Moeller, que nos indica mediante flechas el orden correcto empezando por el orbital de menor energía: el 1s

Diagrama de Moeller

De todas formas esta regla tiene alguna excepción, pues para algunos elementos no se cumple a rajatabla y su configuración electrónica, aunque muy próxima, difiere algo de la obtenida mediante las reglas que hemos dado. Son las denominadas anomalías y tiene justificación tanto teórica como experimentalmente. Creemos que nos saldríamos un poco de los objetivos que nos hemos propuesto y por ello, no discutiremos más sobre estas anomalías aunque, las más importantes las señalaremos en su momento.
 
Construyendo la configuración de cada elemento

Empecemos  con el hidrógeno, Z=1,  solamente un electrón que tendrá que ir al orbital más bajo en energía el 1s. Escribimos:

[H] = 1s¹
El siguiente elemento es el helio, Z=2. Este segundo electrón cabe también en el 1s, pondremos por tanto:

[He] = 1s²

Hemos llenado el orbital 1s, pero también hemos completado la capa K (n=1). Esto nos explica por qué en el primer periodo de la tabla solamente hay dos elementos.

Los paréntesis cuadrados entre los que encerramos el símbolo, nos indican que nos referimos a su configuración electrónica.

El siguiente elemento es el Li, Z=3, el nuevo electrón irá a parar a la siguiente capa (n=2) y en ella al orbital de menor energía que es el 2s. Por tanto:

[Li] = 1s²  2s¹

En el siguiente elemento, el berilio, se llena el orbital 2s

[Be] = 1s²  2s²

Para el boro, Z=5, el nuevo electrón  ocupa uno de los orbitales p, cualquiera de ellos, pues todos tienen la misma energía:

[B] = 1s²  2s²2p¹

A partir de ahí se van llenando progresivamente los tres orbitales p:

[C] = 1s²  2s²2p²
[N] = 1s²  2s²2p³
[O] = 1s²  2s²2p⁴
[F] = 1s²  2s²2p⁵
[Ne] = 1s²  2s²2p⁶

Del litio al neón hemos llenado la capa L (n=2) , en total, en la capa,  caben ocho electrones, de ahí que en el segundo periodo de la tabla solamente haya ocho elementos. Con el neón se cierra la capa al igual que ocurrió antes con el helio.

Con el Na, comenzamos a llenar la capa M (n=3), primeramente el orbital 3s y después los tres orbitales 3p, al llegar argón, no se completa la capa del todo (n=3, en total: 18 electrones)

[Na] = 1s²  2s²2p⁶3s¹
[Mg] = 1s²  2s²2p⁶3s²
[Al] = 1s²  2s²2p⁶3s²3p¹
[Si] = 1s²  2s²2p⁶3s²3p²
[P] = 1s²  2s²2p⁶3s²3p³
[S]= 1s²  2s²2p⁶3s²3p⁴
[Cl] = 1s²  2s²2p⁶3s²3p⁵
[Ar] = 1s²  2s²2p⁶3s²3p⁶

Al llegar al argón hemos completado el tercer periodo de la tabla, pero no la tercera capa (M) correspondiente a n=3, la cual se llena con 18 electrones ¿Dónde están esos diez elementos que faltan aparentemente en el tercer periodo? La respuesta es simple: esos diez elementos no pertenecen al periodo tercero sino al cuarto, corresponderían a configuraciones en las cuales el último electrón ocupa uno de los 5 orbitales 3d. Las cuentas salen, 5 orbitales a dos electrones en total: diez. Sin embargo, recordando la regla de la energía, deberemos llenar antes el orbital 4s (n+l=4+0=4) que el 3d (n+l=3+2=5). Por tanto, esos diez elementos que nos faltan, que se asimilan al llenado de los orbitales 3d, corresponderán al cuarto periodo (n=4) y no al tercero.

Ateniéndonos a lo que hemos dicho anteriormente, los dos  elementos siguientes (K y Ca,  Z=19  y  Z=20) tendrán por configuraciones las siguientes:

[K] = [Ar] 4s¹
[Ca] = [Ar] 4s²

Donde estamos usando una notación abreviada, a lo que hemos puesto en negrita hay que añadir la configuaración del gas noble anterior, en este caso el argón. El siguiente elemento, el Sc( Z=21),  tendrá por configuración:

 [Sc] = [Ar] 3d¹4s²

A partir de ahí vamos completando sucesivamente los orbitales 3d (nivel l=2) de la capa anterior

[Ti] = [Ar] 3d²4s²
[V] = [Ar] 3d³4s²
[Cr] = [Ar] 3d⁴4s² ( [Ar] 3d⁵4s¹, se trata de una anomalía)
[Mn] = [Ar] 3d⁵4s²
[Fe] = [Ar] 3d⁶4s²
[Co] = [Ar] 3d⁷4s²
[Ni] = [Ar] 3d⁸4s²
[Cu] = [Ar] 3d⁹4s² ([Ar] 3d¹⁰4s¹, se trata de una anomalía)
[Zn] = [Ar] 3d¹⁰4s²

Con el Zn hemos completado el llenado de los orbitales 3d y concluido lo que se denomina una serie de transición. En los siguientes elementos, del galio al kriptón, se sigue normalmente, esto es, vamos llenando los orbitales 4p:

[Ga] = [Ar] 3d¹⁰4s²4p¹
[Ge] = [Ar] 3d¹⁰4s²4p²
[As] = [Ar] 3d¹⁰4s²4p³
[Se] = [Ar] 3d¹⁰4s²4p⁴
[Br] = [Ar] 3d¹⁰4s²4p⁵
[Kr] = [Ar] 3d¹⁰4s²4p⁶

En el quinto periodo (n=5) la estructura es similar, primeramente llenaremos el orbital 5s, seguidamente el 4d y por último el 5p. Las configuraciones de los 18 elementos que forman el periodo quedarían así:

[Rb] = [Kr] 5s¹
[Sr] = [Kr] 5s²
[Y] = [Kr] 4d¹5s²
[Zr] = [Kr] 4d²5s²
[Nb] = [Kr] 4d³5s²
[Mo] = [Kr] 4d⁴5s² ( [Kr] 4d⁵5s¹)
[Tc] = [Kr] 4d⁵5s²
[Ru] = [Kr] 4d⁶5s²
[Rh] = [Kr]4d⁷5s²
[Pd] = [Kr]4d⁸5s²
[Ag] = [Kr] 4d⁹5s² ([Kr] 4d¹⁰5s¹)
[Cd] = [Kr] 4d¹⁰5s²
[In] = [Kr] 4d¹⁰5s²5p¹
[Sn] = [Kr] 4d¹⁰5s²5p²
[Sb] = [Kr] 4d¹⁰5s²5p³
[Te] = [Kr] 4d¹⁰5s²5p⁴
[I] = [Kr] 4d¹⁰5s²5p⁵
[Xe] = [Kr] 4d¹⁰5s²5p⁶

Podemos observar que en este periodo no hemos llenado ni el orbital 4f, ni el 5d, lo cual ocurrirá en el periodo siguiente. Siguiendo la regla que hemos dado anteriormente, el orden de llenado para el sexto periodo (n=6) será:  6s<4f<5d<6p. El llenado del orbital 4f (14 electrones) origina una nueva serie de transición, denominada en este caso serie de transición interna, formada por 14 elementos que constituyen la familia de los lantánidos. Los 32 elementos que forman el sexto periodo tendrían las siguientes configuraciones:

[Cs] = [Xe] 6s¹
[Ba] = [Xe] 6s²
[La] = [Xe] 5d¹6s²

A partir del lantano (que no cumple esrictamente la regla ya que hemos llenado 5d antes que 4f) tendremos la serie de transición interna formada por 14 elementos. Vamos llenando correlativamente desde el cerio al lutecio, el orbital 4f.

Ce = [Xe] 4f² 6s²
...
Lu = [Xe] 4f¹⁴5d¹ 6s²

Esto es un poco lioso. En realidad todavía se discute si el primer elemento de transición es el lantano o el lutecio y por tanto, el primer elemento de la transición interna sería el lantano y el cerio el segundo. Las razones se escapan de los objetivos de este curso, así como otras pequeñas anomalías que ocurren en la serie de transición, al no respetarse la regla que hemos dado para el llenado de los orbitales.
A partir del hafnio y hasta el mercurio, vamos llenando el orbital 5d, solamente tenemos una anomalía: la correspondiente al oro. Tendríamos entonces:

Hf = [Xe] 4f¹⁴5d²6s²
...
[Au] = [Xe] 5d⁹6s² ([Xe] 5d¹⁰6s¹)
Hg = [Xe] 4f¹⁴5d¹⁰6s²

En los sucesivos elementos, desde el talio al radón, vamos llenando correlativamente el orbital 6p, esto es:

Tl = [Xe] 4f¹⁴5d¹⁰ 6s²6p¹
...
Rn = [Xe] 4f¹⁴5d¹⁰ 6s²6p⁶


Con el radón concluye el sexto periodo. En lo que respecta al séptimo , la estructura es semejante. En este caso, el orden de llenado sería 7s<5f<6d<7p, aunque hay más anomalías que en el periodo anterior (en los actínidos concretamente). Con atender a la regla de llenado que hemos dado tenemos suficiente para cumplir los objetivos de este curso y no nos detendremos más.

Configuración, grupo y periodo.

Con lo que hemos visto hasta ahora es suficiente para darnos cuenta de que la configuración electónica de cada elemento determina la posición de éste en la Tabla Periódica. Todos los elementos que tienen una ocupación semejante de los orbitales de la última capa forman un grupo, es decir, un conjunto de elementos que tienen un comportamiento desde el punto de vista químico semejante. Por ejemplo: todos los metales alcalinos tienen una ocupación s¹ , los alcalinotérreos s², los halógenos s²p⁵ etc. De todo esto podemos deducir que el comportamiento químico de un elemento está determinado por la configuración electrónica más externa (lo que llamaremos electrones de valencia).

Los periodos están formados por el conjunto de elementos en los que la última capa que se va completando es la misma. Podemos decirlo de otra manera, los elementos de un periodo tienen sus electrones más externos situados en orbitales con el mismo número cuántico y que a su vez, corresponde con el número de orden del periodo. Por ejemplo: Na (3s¹) y Ar (3s²3p⁶), n=3 o tercer periodo. Ca(4s²) y Ge(4s²4p²), n=4 o cuarto periodo.

Todo esto que hemos explicado se puede visualizar , haciendo la siguiente actividad interactiva.

Actividad interactiva III:  Configuraciones electrónicas

a) Usa los botones de la  tabla (etiquetados s1...p6) para ver la relación entre la configuración electrónica y el grupo.
b) Pasa el cursor del ratón por los elementos de los periodos (de izquierda a derecha) de la tabla para ver el cumplimiento de la regla orden del periodo = n más alto ocupado).

 

 

MAS EJERCICIOS EN EL SIGUIENTE VINCULO 

https://drive.google.com/file/d/0B3qjbhTCFBr_UGRKMDU1OXVlTkE/view?usp=sharing