Resumen tema 2

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T-2 Distribución electrónica y tabla periódica Marisa Cumba
TEMA 2 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
1. PRIMERAS CLASIFICACIONES
2. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
2.1. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
2.2. PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA
2.3. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD
2.4. FORMAS DE REPRESENTAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
2.5. DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES
2.6. ALTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS
3. TABLA PERIÓDICA ACTUAL
3.1 RELACIÓN ENTRE POSICIÓN Y DISTRIBUCIÓN
3.2. POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICAS
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
4.1. ¿DE QUÉ DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS?
4.2. RADIO ATÓMICO
4.3. EL RADIO IÓNICO
4.4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
4.5. AFINIDAD ELECTRÓNICA
4.6. ELECTRONEGATIVIDAD
4.7 CARÁCTER METÁLICO
4.8 RESUMEN DE LAS TENDENCIAS PERIÓDICAS
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1.- PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS
Buscar información acerca de :
- tríadas de Döbereiner
- ley de las octavas de Newlands
- tablas periódicas de Mendeleiev y Meyer
- Sistema periódico actual ( Werner y Seaborg)
2.- DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICAS
- Configuraciones electrónicas
- Capa de valencia, electrones de valencia, valencia.
Para determinar la distribución electrónica nos basamos en tres principios:
1. Principio de exclusión de Pauli
2. Principio de mínima energía
3. Principio de máxima multiplicidad
2.1.- PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
En un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. En cada orbital,
como máximo, puede haber 2 electrones. El número de electrones por nivel viene dado por: 2n2
Así, si n= 1 –-- 2 electrones, si n= 2 ----8 electrones, si n= 3 ----18 electrones, si n= 4 ---- 32
electrones.
2.2.- PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA
Los electrones se disponen en el orbital de mínima energía que esté disponible. La energía del
orbital viene determinada por la suma de sus números cuánticos, principal y azimutal, n+l.
Si n+l coincide para más de un orbital, será mens energético el que tenga menor valor de n.
El principio de mínima energía sigue el orden de llenado del diagrama de Moeller.
ACTIVIDAD A
-Hacer la configuración electrónica y determinar la
posición en la tabla a partir de ella para los siguientes
elementos: Cl, Fe, Mg, S, Ag, Ca, Xe
ACTIVIDAD B
-Hacer la configuración electrónica de los siguientes
iones: Ca+2, Br - , S-2, Al+3
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2.3.- PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Cuando hay varios orbitales de la misma energía (del mismo tipo) la configuración más estable es
la que permite el mayor desapareamiento de los electrones.
ACTIVIDAD C
- Transformar las configuraciones anteriores en diagramas de orbitales
ACTIVIDAD D
- Hacer la configuración del Cu, P, Rb, Ar usando diagramas de orbitales
TERMINOLOGÍA: apareado/desapareado --- orbital vacío/ semilleno / lleno
Recordar la relación entre la configuración y los números cuánticos
2.4.- FORMAS DE REPRESENTAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1) Escribiendo la configuración completa
2) a partir de la configuración del gas noble anterior
3) Mediante diagramas de orbitales 
ACTIVIDAD E
Reescribir alguna de las configuraciones anteriores expresándola a partir de la configuración del
gas noble anterior.
2.5.- DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS ESPECIALMENTE ESTABLES
a) CAPA CERRADA Un átomo tienen una configuración de gas noble si tiene su estructura de
capa cerrada. Esta es la estructura más estable.
b) SEMICAPA CERRADA Todos los orbitales de un tipo están semillenos (permite un gran
desapareamiento) np 3 nd 5 nf7
Los átomos tenderán a ganar o perder electrones de manera que logren adquirir una configuración
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de capa cerrada o de semicapa cerrada.
ACTIVIDAD F
1 . Una de las valencias del manganeso es 2 (e.ox +2) ¿Podrías explicar por qué es la más
estable?
2. Justifica por qué el Zn, Cd y Hg tienen e. ox +2 y por qué el Hg tienes además el +1
ACTIVIDADES FOTOCOPIA: 3, 10
2.6.- ALTERACIONES DE LAS DISTRIBUCIONES ELECTRÓNICAS
En los grupos 6 y 11 ocurre que la configuración electrónica que se obtiene mediante el diagrama
de llenado es:
grupo 6: Cr [Ar] 4s2 3d4 Mo [kr ] 5s2 4d4 
grupo 11: Cu [Ar] 4s2 3d9 Ag [kr ] 5s2 4d9 
 Estructura d5, capa semillena, mayor
estabilidad. Promociona un electrón de
4s al 3d
Sin embargo, las distribuciones electrónicas reales son:
grupo 6: Cr [Ar] 4s1 3d5 Mo [kr ] 5s1 4d5
grupo 11: Cu [Ar] 4s1 3d10 Ag [kr ] 5s1 4d10 Estructura d10, capa llena, mayor 
estabilidad. Promociona un electrón de
5s al 4d
ACTIVIDAD G
 La distribución real del Pd es [Kr] 4 d10, mientras que la teórica es [kr ] 5s2 4d8 ¿A qué se debe
esta alteración de la distribución?
ACTIVIDAD H
El cobre actúa con los e. ox +1 y +2. Basándote en sus configuraciones real y teórica , ¿es posible
justificar estos estados? 
3.- TABLA PERIODICA ACTUAL
La tabla periódica actual deriva de la de Mendeleiev, pero los elementos están ordenados seguún
un orden creciente de su número atómico. Werner modificó la tabla de Mendeleiev. Seaborg
descubrió y catalogó los metales de transición interna.
La tabla actual consta de 18 grupos o columnas, donde los elementos tienen todos la misma
distribución electrónica en la capa de valencia.
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Los grupos se numeran:
- del 1 al 18 según la recomendación IUPAC
- del I al VIII A , del I al VIII B (metales de transición)
Las filas se llaman períodos y se numeran del 1 al 7.
3.1.- RELACIÓN ENTRE POSICIÓN Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
Alcalinos –- ns1
Alcalino-térreos –- ns2
Boroideos –- ns2 np1
Carbonoideos — ns2 np2
Nitrogenoideos — ns2 np3
Anfígenos — ns2 np4
Halógenos — ns2 np5
Gases nobles — ns2 np6
*FOTOCOPIA TABLA LARGA
** Llenado de orbitales d y f — metales de transición interna 
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3.2.- POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA Y DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
A partir de la posición se puede establecer la configuración y a partir de la configuración se puede
establecer la posición en la tabla.
ACTIVIDAD I
Utiliza la tabla larga para indicar la configuración de algunos elementos.
ACTIVIDAD J
A la vista de la tabla deduce las distribuciones electrónicas del Na, S, Sc, Pt, U y Eu.
ACTIVIDAD K
A partir de las siguientes configuraciones indica el grupo, periodo y electrones de valencia de los
siguientes elementos:
a) [Ne] 3s23p1
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d1
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c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p5
d) [Xe] 6s2 5d1 4f4
e) [Rn] 7s2 5f 14 6d5
f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5 s1
ACTIVIDADES FOTOCOPIA: 22, 23, 24, 26, 31, 36, 37, 38, 39, 41, 42
4.- PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son propiedades periódicas aquellas cuyo valor cualitativo o variación se puede prever a partir de
la posición en la tabla.
Destacan: el radio atómico, la energía de intercambio de electrones, la tendencia a atraer
electrones, el carácter metálico y los estados de oxidación habituales.
4.1.- ¿DE QUÉ DEPENDEN LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS?
Dependen de factores como:
a) CARGA NUCLEAR: número de protones o número atómico.
b) EFECTO PANTALLA: las capas electrónicas internas hacen disminuir el efecto de la carga
nuclear sobre las capas externas (apantallamiento).
c) CAPA DE VALENCIA: Determina la distancia de los electrones más externos al núcleo. A mayor
distancia, menor es la atracción.
4.2.- RADIO ATÓMICO
Es la distancia que separa al núcleo de su electrón más externo. Se define como el radio
covalente y resulta de dividir entre 2 la distancia que separa a los núcleos de dos átomos iguales
unidos por un enlace covalente sencillo.
El radio atómico aumenta al descender en un grupo y al desplazarnos a la izquierda en un período
(salvo en los gasesnobles) .
Al descender en el grupo aumenta el número de capas electrónicas y también el efecto pantalla, la
atracción es menor y por tanto el radio es mayor.
Al desplazarse a la izquierda en un período, la carga nuclear es menor y, por tanto, es menor la
atracción sobre los electrones externos, originando radios atómicos mayores.
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4.3-. EL RADIO IÓNICO
El radio iónico es el tamaño del catión o del anión de un elemento químico. Los radios iónicos
varían respecto a los atómicos. Los cationes tienen menor tamaño y los aniones mayor, respecto
del átomo neutro.
El catión tiene más carga positiva, por tanto atrae más a los electrones, en consecuencia es más
pequeño.
El anión tiene más carga negativa, por tanto, menor atracción efectiva sobre los electrones y, en
consecuencia, mayor radio.
4.4.- ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Es la mínima energía que hay que proporcionar a un átomo, en estado gaseoso y fundamental,
para arrancar un electrón de su capa de valencia:
X (g) + E.I → X+ + e-
Se mide en KJ/ mol; J/ átomo; eV/ átomo
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La E.I aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha, salvo en los gases nobles. 
Al subir en un grupo hay menos capas electrónicas y el electrón más externo está más próximo al
núcleo y , por tanto, mayor es la atracción (mayor energía hay que aportar para arrancar el
electrón)
Al desplazarnos a la derecha aumenta la carga pero no el número de capas electrónicas, por
tanto, la atracción es mayor, la E.I es mayor también.
ACTIVIDAD L
Explica por qué el Be y el N tienen energías de ionización anormalmente altas
ACTIVIDAD M
Razona por qué se producen variaciones irregulares en las E.I de los metales de transición y de
transición interna.
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-ENERGÍAS DE IONIZACIÓN SUCESIVAS
La primera E.I suele ser menor que la segunda. Existen tantas E.I como electrones tenga el átomo
en su periferia. Los saltos que se producen en el valor de la E.I tienen que ver con la configuración
electrónica del ión resultante.
4.5.- AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la mínima energía que cede o desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y
fundamental cuando acepta un electrón: 
X + e- → X- + AE
se mide en unidades de energía; KJ/ mol; J/ átomo
La AE aumenta al subir en un grupo y al desplazarse hacia la derecha, salvo en los gases nobles,
esto es debido a que cuánto más a la derecha nos encontramos en un período, mayor es la
atracción sobre los electrones, de la misma forma ocurre al ascender en el grupo.
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4.6.- ELECTRONEGATIVIDAD
Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones de un enlace químico. Se
puede expresar en KJ/mol o J/ átomo.
La E.N aumenta al subir en el grupo y al desplazarse a la derecha en el período, salvo en los
gases nobles. Cuánto más arriba en el grupo, más próximos están los electrones del núcleo, más
atracción experimentan. En el período, al desplazarse a la derecha en el período, menor es el
apantallamiento.
La polaridad del enlace se mide en términos de la diferencia de E.N de los elementos que lo
forman, a mayor diferencia, mayor polaridad.
ACTIVIDAD N
Indica cómo es la polaridad en los siguientes enlaces: H-C, K-F, Na-O, y Br-Cl
ACTIVIDAD O
 Clasifica los átomos por E.N creciente: Fe, K, Mg, C, Cl
4.7.- CARÁCTER METÁLICO
Las propiedades de los metales son:
- elevada conductividad eléctrica
- posibilidad de combinarse con no metales para dar sales
- actúan como cationes (ceden electrones con facilidad dada si baja E.I)
- tienen poca tendencia a captar electrones (baja A.E)
El carácter metálico aumenta al descender en un grupo y al desplazarse hacia la izquierda en el
período.
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4.8.- RESUMEN DE LAS TENDENCIAS PERIÓDICAS
ACTIVIDADES FOTOCOPIA: 43, 44, 48, 49, 50, 53
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