27/04/2011. Tabla Periódica Propiedades Periódicas Radio atómico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad.

Transcripción

1 Propiedades Periódicas Radio atómico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad Radio atómico (r): es la distancia desde el núcleo al último electrón del átomo En un período Sabemos que r n Al aumentar el valor de n el último electrón estará más alejado del núcleo. En un grupo n aumenta hacia abajo n es constante Aumenta Z Aumenta el N de electrones en la misma capa Mayor fuerza de atracción r aumenta de arriba hacia abajo r disminuye de izquierda a derecha Radio atómico en la Otros tipos de radios Radio covalente: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por un enlace simple Radio iónico: es la porción que le corresponde al ion de la distancia entre los núcleos de iones vecinos en un sólido iónico Radio metálico: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos en un sólido metálico Todos los radios varían en la de misma forma que lo hace el radio atómico. la 1

2 Radios atómicos y radios iónicos Para un átomo neutro A N de protones en el núcleo (Z) = N de electrones Para un ión: N de electrones Z A mayor N de electrones para un determinado Z Menos fuertemente atraído estará el último electrón Se encontrará más alejado del núcleo Siempre se verifica que r(a ) < r(a) < r(a ) Además, < r(a 3 ) < r(a 2 ) < r(a ) y r(a 3 ) > r(a 2 ) > r(a ) > Radios atómicos e iónicos en una serie isoelectrónica Cómo variará el radio (atómico o iónico) en la serie N 3, O 2, F, Ne, Na, Mg 2, Al 3? Todas las especies tiene el mismo número de electrones. A mayor Z, mayor número de protones en el núcleo. Mayor atracción y menor radio. r(n 3 ) > r(o 2 ) > r(f ) > r(ne) > r(na ) > r(mg 2 ) > r(al 3 ) Ejercicio 1. Por qué el ion Tl, un potente tóxico neurológico, puede reemplazar al ion K en el cuerpo humano y sustituirlo en sistemas biológicos? Iones con carga y radio similares pueden tomar parte en los mismos sistemas, compitiendo por los sitios activos r(k ) = 165 pm r(tl ) = 173 pm Sólo 5% de diferencia Otros ejemplos: el Ca 2, presente en los huesos, puede ser reemplazado por Cd 2 y Hg 2 r(ca 2 ) = 114 pm r(cd 2 ) = 19 pm r(hg 2 ) = 116 pm Potencial de ionización Potencial de ionización en la El potencial o energía de ionización, PI, es la energía necesaria para remover un mol de electrones de un mol de átomos en fase gaseosa A(g) A (g) e Cuanto más atraído está el electrón al núcleo más energía será necesaria para removerlo PI Fatracción PI 1/ radio 2

3 Puede definirse más de un potencial de ionización para cada átomo. El potencial de ionización permite entender por qué los átomos buscan adoptar la configuración electrónica del gas noble más cercano A(g) A (g) e 1er. PI (PI1) A (g) A 2 (g) e 2do. PI (PI2) A 2 (g) A 3 (g) e 3er. PI (PI3) Siempre se verifica PI1 < PI2 < PI3 < [Na]: [Ne] 3s 1 PI1: 496 kj/mol PI2: 456 kj/mol PI1 PI2 [Mg]: [Ne] 3s 2 PI1: 738 kj/mol PI2: 145 kj/mol PI3: 773 kj/mol PI1 PI2 PI3 [Al]: [Ne] 3s 2 3p 1 PI1: 578 kj/mol PI2: 182 kj/mol PI3: 275 kj/mol PI4: 116 kj/mol PI1 PI2 PI3 PI4 [V]: [Ar] 3d 3 4s 2 PI1: 726 kj/mol Ejercicio 2. Por qué los elementos del grupo 1 son más reactivos que los elementos del grupo 2? El estado de oxidación de los metales alcalinos es 1 El estado de oxidación de los metales alcalinotérreos es 2 PI2: 1219 kj/mol 8 PI3: 2722 kj/mol 6 4 Necesitamos mucha más energía para lograr el estado de oxidación 2 que para lograr el 1 PI4: 4365 kj/mol PI5: 646 kj/mol 2 PI1 PI2 PI3 PI4 PI5 PI6 Cuánto más fácil se alcance un estado de oxidación (menos energía requerida), más reactivo será el elemento PI6: kj/mol 3

4 Afinidad electrónica o electroafinidad La afinidad electrónica, AE, es la energía puesta en juego al agregar un mol de electrones a un mol de átomos en fase gaseosa A(g) e A (g) A diferencia del PI, la AE puede implicar un gasto o una liberación de energía Puede considerarse más de una afinidad electrónica para un elemento A(g) e A (g) A (g) e A 2 (g) A 2 (g) e A 3 (g) EA1 EA2 EA3 EA1 es usualmente negativa, lo que indica que se libera energía cuando el mol de átomos acepta el mol de electrones EA2, EA3,... son siempre positivas, se requiere suministrar energía para agregar los sucesivos electrones ( Cuidado, la convención puede ser distinta en algunos libros!) La magnitud de EA1 será proporcional a la fuerza con que el electrón adicional es atraído por el núcleo Ejercicio 3. Solo una de las siguientes especies químicas es un agente oxidante: Na, F 2, Ne. Oxidación: proceso por el cual una especie pierde uno o más electrones Reducción: proceso por el cual una especie gana uno o más electrones Agente oxidante: especie que oxida a otra, reduciéndose a sí misma (toma electrones de la especie a la que oxida) Agente reductor: especie que reduce a otra, oxidándose a sí misma (cede electrones a la especie que reduce) Na e Na F 2 2 e 2F Ne e Ne No ocurre Ocurre No ocurre Electronegatividad La electronegatividad, EN, es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace F 2 es el único agente oxidante de la serie El F tiene un valor muy negativo de AE. Al aceptar un electrón adquiere configuración de gas noble A : B χ(a) χ(b) A : B χ(a) > χ(b) A : B χ(a) < χ(b) 4

5 Qué factores hacen que un átomo sea más o menos electronegativo? A : B A debe tener un PI alto B debe tener un PI bajo χ(a) > χ(b) A debe tener una EA alta (muy negativa) B debe tener una EA baja (poco negativa o positiva) Ejemplo: para el litio tenemos PI = 52 kj/mol y EA = 6 kj/mol y para el flúor, PI = 1681 kj/mol y EA= 328 kj/mol χ(li) = (52 (6)) / 2 χ(li) = 29 kj/mol χ(f) = (1681 (328)) / 2 χ(f) = 15 kj/mol χ = (PI EA) / 2 Definición de Mulliken La definición de Mulliken NO es la que aparece en la Tabla Periódica, sino la escala de Pauling Notar que la EN es proporcional al PI y a la EA Metales, no metales y metaloides EN PI y EA Metales No metales PI bajos EA positivas o poco negativas EN bajas PI altos EA muy negativas EN altas Metales Aspecto brillante Maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y electricidad Forman óxidos iónicos y básicos No metales Sin brillo Duros y quebradizos Malos conductores del calor y la electricidad Forman óxidos covalentes y ácidos Forman cationes en agua Forman oxoaniones en agua 5

6 Variación de la acidez de óxidos La acidez de un óxido también depende del estado de oxidación del metal o no metal Cuanto mayor sea el estado de oxidación de M (metal o no metal), mayor es la covalencia del enlace M O y más ácido resulta el óxido Así, SO 3 > SO 2 y CrO 3 > Cr 2 O 3 > CrO Ejercicio 4. sólo uno de los elementos dados a continuación forma un óxido básico: Ca, S, P Ejercicio 5. Ordene los siguientes óxidos de acuerdo a su carácter ácido creciente: P 2 O 3, CO 2, Na 2 O, NO 2 Ca pertenece al grupo 2 S pertenece al grupo 16 P pertenece al grupo 15 Metal, forma óxido básico No metal, forma óxido ácido No metal, forma óxido ácido Por su ubicación en la, podemos afirmar que el Na 2 O debe ser el menos ácido de todo Además, NO 2 > CO 2 y NO 2 > P 2 O 3 Pero no tenemos elementos como para decidir entre CO 2 y P 2 O 3 Entonces, NO 2 > CO 2 P 2 O 3 > Na 2 O 6