potasio+agua

reacción del potasio en el agua

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configuración electronica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: ­ y para –1/2, respectivamente.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que sonelectrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:
la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

• Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1
• También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.
El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3

1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

sacado desde :http://quimica1m.blogspot.com/p/configuracion-electronica.html

sacado desde :http://quimica1m.blogspot.com/p/configuracion-electronica.html

Modelo Mecánico-Cuántico

Modelo mecanico-cuántico del átomo

Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres científicos:

a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.

b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"

c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilisticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volumenes alrrededor del núcleo.

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Números Cuánticos

La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...

2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )

3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)

4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o girpos opuestos.

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Configuración electrónica

Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".

a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan cuando los primeros estan ocupados"

b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".
c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos".

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Estructura electrónica de los elementos químico

H (1) = 1s1

He (2) = 1s2
Li (3) = 1s2 2s1
Be (4) = 1s2 2s2
B (5) = 1s2 2s2 2px1
C (6) = 1s2 2s2 2px1 2py1
N (7) = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
O (8) = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
F (9) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
Ne (10) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
Na (11) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1
Mg (12) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2
Al (13) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1
Si (14) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1
P (15) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1
S (16) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1
Cl (17) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz1
Ar (18) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2
K (19) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1
Ca (20) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2
Sc (21) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dv1
......

Contínue Usted.

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Formas de escribir la configuración electrónica

Hay 4 métodos:

1. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y subniveles.

Ejemplo: 1s2 2s2 2p6 3s1

2. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior anterior al elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluiudos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado.
Ejemplo: [Ne] 3s1

3. Detallada: se indica la ubicación de los electrones por cada orbital.
Ejemplo: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1

4. Diagrama de orbitales: Cada orbital se simboliza por un casillero, utilizando flecha hacia arriba o flecha hacia abajo para representar la disposición del espín de cada electrón.
Ejemplo: (ver en foto superior).

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Tabla periódica: grupos y periodos

En el siglo XIX se conocían no más de 60 elementos y era necesaria una clasificación. Experimentalmente se observaban algunas semejanzas, por ejemplo el Cu, Au y Ag podían juntarse en un mismo grupo, mientras que Na, Li y K formaban otro grupo.

Dimitri Mendeleiev y Julius Lothar Meyer, trabajando de manera independiente organizaron los elementos quimicos de acuerdo a su masa atómica y les permitió deducir que algunas propiedades se repetían periódicamente (Ley periódica).

Actualmente, la tabla se ordena según el número atomico (Z). "Las propiedades periódicas de los elementos son funciones periódicas de sus numeros atómicos". La ordenación da origen a filas horizontales (periodos), siete en total y columnas verticales (grupos o familias), 18 en total.
Los grupos 1, 2 y 13 al 17 (antiguos A) son los elementos representativos (configuración electrónica terminan en s o sp).
Los grupos 3 a 12 (antiguos B) son elementos de transición (configuración electrónica con ocupación d y f).

El periodo 1 tiene 2 elementos
El periodo 2 tiene 8 elementos
El periodo 3 tiene 8 elementos
El periodo 4 tiene 18 elementos
El periodo 5 tiene 18 elementos
El periodo 6 tiene 32 elementos (lantánidos)
El periodo 7 tiene 32 elementos (actínidos)

Clasificación:
a) Metales (parte izquierda y central de la tabla): buenos conductores de calor y electricidad; son sólidos y brillantes, son maleables (laminarse) y ductiles (hilarse).
b) No metales (superior derecha, C, H, N, P, O, etc.): malos conductores y excelentes aislantes térmicos; se presentan en cualquier de los estados, se quiebran con facilidad, no son dúctiles y no tienen brillo.
c) Semimetales o metaloides (Bajo los no metales, B, Si, Ge, As, Sb,Te, Po): poseen un comportamiento intermedio entre metales y no metales.

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Propiedades periódicas

Existen una serie de propiedades que varian regularmente en la tabla periódica, son las llamadas propiedades periódicas. Estas propiedades dependen fundamentalmente de la configuración electrónica.

Relaciones de tamaño:

a) Volumen atómico
b) Radio atómico
c) Radio covalente
d) Radio iónico

Relaciones de energía:
a) Potenciales de ionización
b) Electronegatividad
c) Electroafinidad
d) Electropositividad

Volumen atómico: el volumen disminuye en un periodo de izquierda a derecha y aumenta en un grupo con el incremento en el número atómico. Esto se explica porque al aumentar el número atómico también aumenta el número de electrones.
Radio atómico: el radio es la mitad de la distancia entre un átomo y otro en estado sólido con enlaces covalentes. Los radios iónicos se determinan en redes cristalinas y corresponde a la distancia entre el nucleo y el electrón mas lejano del mismo, considerando que un ión tiene electrones de mas o de menos. El radio ionico disminuye a lo largo de un periodo, mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciende en nun grupo.
Potencial de ionización P.I. (energía de ionización): es la energía necesaria para retirar el electrón debilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental. Mientras menor sea el radio atómico, mayor será la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo tanto mayor será la energía requerida para remover al electrón más lejano.
Electronegatividad (E.N.): es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molecula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente.
Electroafinidad (E.A.): Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión negativo. Las E.A. son inversamente proporcionales al tamaño del átomo.
Electropositividad: capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Esta propiedad es inversamente proporcional a la E.N.