Tema 4: Propiedades periódicas de los elementos - 1 -

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1 Tema 4: Propiedades periódicas de los - - BIBLIOGRAFÍA: * Estructura atómica y enlace químico J. Casabó i Gispert * Química. Curso Universitario B.M. Mahan y R.J. Myers * Química General R.H. Petrucci, W.S. Harwood y F.G. Herring * Química. La Ciencia Básica M.D. Reboiras CONTENIDOS DEL TEMA: 4.. La tabla periódica 4.2. Energías de ionización 4.3. Afinidad electrónica 4.4. Electronegatividad 4.5. Relaciones de tamaño 4.6. Estados de oxidación. Repaso: Elementos químicos, configuración electrónica, formulación, estados de oxidación 4..- LA TABLA PERIÓDICA * La Tabla Periódica es una ordenación lógica y racional de todos los químicos. Hay diferentes versiones. La versión moderna se basa en la configuración electrónica de los químicos y se denomina Forma Larga. Los se disponen en: 8 familias o grupos : Son columnas numeradas de izquierda a derecha. 7 períodos : Son filas numeradas de arriba abajo. er periodo: s 2 o periodo: 2s2p 3 o periodo: 3s3p 4 o periodo: 4s3d4p 5 o periodo: 5s4d5p 6 o periodo: 6s4f5d 6p 7 o periodo: 7s 5f 6d

2 Tema 4: Propiedades periódicas de los (s) n = (2s2p) n = 2 (3s3p) n = 3 (4s3d4p) n = 4 (5s4d5p) n = 5 (6s4f5d6p) n = 6 (7s5f6d7p) n = 7 En un átomo los electrones más externos, más energéticos, se denominan electrones de valencia, el resto de electrones dispuestos en niveles internos constituyen el núcleo electrónico del átomo. Las familias o grupos de la tabla periódica se pueden agrupar en 2 subgrupos: Subgrupo A: Grupos de con los niveles internos llenos y el nivel externo incompleto. Subgrupo B: Grupos de de transición. También pueden agruparse en 4 bloques, según los orbitales que se llenan: * Bloque s: Se llena el orbital s del número cuántico n, grupos y 2. * Bloque p: Se llenan los orbitales p del número cuántico n, grupos 3 a 8. * Bloque d: Se llenan los orbitales d del número cuántico n-, grupos 3 a 2. * Bloque f: Se llenan los orbitales f del n-2, lantánidos y actínidos. Periodo º dos 2º ocho 3º ocho 4º dieciocho 5º dieciocho 6º treinta y dos 7º a H Li 3 Na K 9 Rb 37 Cs 55 Fr 87 2a 2 Be 4 Mg 3b 3 4b 4 5b 5 6b 6 Grupo 7b Elementos de transición Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Ba La * Hf Ta W Re Os Ir Ra Ac ** Ku Ha b 9 0 Bloque s Bloque d Bloque p Ni 28 Pd 46 Pt 78 b Cu 29 Ag 47 Au 79 2b 2 Zn 30 Cd 48 Hg 80 3a 3 B 5 Al 3 Ga 3 In 49 Tl 8 4a 4 C 6 Si 4 Ge 32 Sn 50 Pb 82 5a 5 N 7 P 5 As 33 Sb 5 Bi 83 6a 6 O 8 S 6 Se 34 Te 52 Po 84 7a 7 F 9 Cl 7 Br 35 I 53 At He 2 Ne 0 Ar 8 Kr 36 Xe 54 Rn 86 * Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Bloque f Lantánidos ** Actínidos 58 Th Pa 9 60 U 92 6 Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md 0 70 No 02 7 Lr 03 Representativos: ns, ns 2,..., ns 2 p 5 Gases raros: ns 2 p 6 De transición: (n-)d -0 ns 2 ó De transición interna: (n-2)f -4 ( n-)d ó 0 ns 2

3 Tema 4: Propiedades periódicas de los ENERGÍAS DE IONIZACIÓN * Energía de ionización: Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un ión gaseoso con carga positiva, en condiciones de presión y temperatura estándar. * En un átomo polielectrónico pueden ionizarse varios electrones, por lo que se pueden definir tantas energías de ionización como electrones tiene el átomo. * Primera energía de ionización (I ): Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un átomo neutro en estado gaseoso y convertirlo en un ión monopositivo gaseoso, en condiciones de presión y temperatura estándar. M (g) M + (g) + e - I = E 0 = E 0 (M + (g)) + E 0 (e - ) - E 0 (M (g) ) Suponiendo que E 0 (e - ) = 0 (E c = E p = 0) I = E 0 (M + (g)) - E 0 (M (g) ) I es siempre positiva ya que: E 0 (M (g) ) < E 0 (M + (g)) Variación de I en función del número atómico: Observaciones generales: Z + Dentro de un periodo I presenta un valor mínimo para el grupo (alcalinos) y crece hacia la derecha, siendo máximo para el grupo 8 (gases nobles). + Dentro de un grupo (o familia) I disminuye conforme aumenta el periodo.

4 Tema 4: Propiedades periódicas de los Existen algunas irregularidades, fundamentalmente en los periodos 2º y 3º: I (Grupo 3) < I (Grupo 2) (ns 2 p ) (ns 2 ) I (Grupo 6) < I (Grupo 5) (ns 2 p 4 ) (ns 2 p 3 ) Gr 2 Gr 3 2 o Periodo 3 er Periodo Gr 5 Gr 6 * Segunda energía de ionización (I 2 ): Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un ión monopositivo en estado gaseoso y convertirlo en un ión dipositivo gaseoso, en condiciones de presión y temperatura estándar. M + (g) M +2 (g) + e - La variación de I 2 a lo largo de la Tabla Periódica es análoga a la de I de los correspondientes Z-. Energías de ionización de los seis primeros Z Elemento I (ev) I 2 (ev) I 3 (ev) I 4 (ev) I 5 (ev) I 6 (ev) H 3,598 2 He 24,587 54,46 3 Li 5,392 75,638 22,45 4 Be 9,392 8,2 53,893 27,73 5 B 8,298 25,54 37, , ,27 6 C,260 24,383 47,887 64, , ,98 Se observa un gran aumento de los valores de la energía de ionización a izquierda y derecha de la línea en zigzag AFINIDAD ELECTRÓNICA * Afinidad electrónica (A): Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un anión en estado gaseoso y convertirlo en un átomo neutro gaseoso, en condiciones de presión y temperatura estándar. I 2 = E 0 (M +2 (g)) - E 0 (M + (g)) I 2 >> I M - (g) M (g) + e - A = E 0 = E 0 (M (g) ) + E 0 (e - ) - E 0 (M - (g)) Suponiendo que E 0 (e - ) = 0 (E c = E p = 0) A = E 0 (M (g) ) - E 0 (M - (g))

5 Tema 4: Propiedades periódicas de los * Los valores de afinidad electrónica son menores que los de las energías de ionización, ya que es menos costoso energéticamente quitar electrón a un anión que a un átomo neutro (o a un catión). * A puede tomar valores tanto positivos como negativos: + Si E 0 (M (g) ) > E 0 (M - (g)) ; hay que comunicar energía al sistema para arrancar e - del anión. A > 0 El anión es más estable que el átomo neutro (en estado gas) + Si E 0 (M (g) ) < E 0 (M - (g)) ; se desprende energía del sistema al arrancar e - del anión. A < 0 El anión es más inestable que el átomo neutro (en estado gas) * Los aniones gaseosos M 2- no son estables, por lo que no se definen A 2, A 3,... * El efecto de la estabilidad de configuraciones electrónicas con orbitales llenos u orbitales degenerados semillenos es una característica dominante en los valores de las afinidades electrónicas: Afinidad electrónica (ev) s 2 p 3 s2 2s 2 2s 2 p 6 H He Li Be B C N O F Ne Átomo neutro + A es grande cuando la configuración electrónica de la capa de valencia del anión presenta un orbital lleno u orbitales degenerados semillenos. + A es pequeño cuando la configuración electrónica de la capa de valencia del átomo neutro presenta un orbital lleno u orbitales degenerados semillenos. * Cada valor de A se puede comparar de forma relativa con el valor de I para el átomo isoelectrónico; ej.: A H I He ; A F I Ne

6 Tema 4: Propiedades periódicas de los Variación de A en función del número atómico: Observaciones generales: +Dentro de un periodo A aumenta, aunque con muchas excepciones de izquierda a derecha, tomando un valor máximo para el grupo 7 (halógenos) y mínimo para el grupo 8 (gases nobles) ELECTRONEGATIVIDAD + Dentro de un grupo (o familia) A tiende a disminuir conforme aumenta el periodo, aunque de forma menos clara que en el caso de I. * Es una magnitud empírica que no está definida con gran precisión. Se define como: la tendencia de un átomo a atraer electrones durante la formación de un enlace químico. * Existen diversas escalas de electronegatividades que dan diferentes valores numéricos, pero los valores relativos son análogos en todas esas escalas. + Escala de Pauling: Se basa en la comparación de la energía del enlace A-B, D AB, con las energías de los enlaces A-A, D AA, y B-B, D BB : 2 ( χ χ ) = D ( D D ) 2 ; χ A y χ B son las electronegatividades de A y 25 A B AB AA BB de B. Se toma un valor de referencia: χ H = Escala de Mulliken: Se basa en la energía de ionización y en la afinidad electrónica del átomo en cuestión: χ k ( I A) ; k es un factor de A = + normalización para que el valor máximo de electronegatividad, χ F, sea 4. Esta escala refleja el compromiso del átomo entre la tendencia a liberar sus electrones más externos ( I ) y la de incorporar electrones adicionales ( A ).

7 Tema 4: Propiedades periódicas de los * Variación de χ según la escala de Mulliken en función de Z: Observaciones generales: Si + Dentro de un periodo el valor de χ aumenta al aumentar Z, siendo mínimo para los alcalinos y máximo para los halógenos. En el periodo 4º y siguientes ese aumento con Z es más irregular por la aparición de las series de transición y transición interna. + Dentro de un grupo (o familia) χ disminuye conforme aumenta el periodo. * La electronegatividad sirve para clasificar los en 2 grupos: + Metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción pequeña sobre los electrones externos (valores pequeños de I y de A, bajos valores de χ). Muestran fuerte tendencia a formar cationes, son agentes reductores. + No metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción grande sobre los electrones externos (valores elevados de I y de A, valores grandes de χ). Muestran fuerte tendencia a formar aniones, son agentes oxidantes. * Tendencia general en la variación de la electronegatividad, carácter metálico y poder oxidante en los grupos principales del Sistema Periódico: Electropositividad Carácter metálico Poder reductor Electronegatividad Carácter no metálico Para no metales Poder oxidante Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At Fr Ra Electronegatividad Carácter no metálico Poder oxidante Para metales Electropositividad Carácter metálico Poder reductor

8 Tema 4: Propiedades periódicas de los RELACIONES DE TAMAÑO * VOLUMEN ATÓMICO APARENTE Meyer lo calculó dividiendo el peso atómico del elemento por la densidad de su sólido. Es solo una medida cualitativa del tamaño atómico ya que la densidad del sólido depende de su estructura cristalina y de la temperatura. * Variación del volumen atómico aparente en función de Z: * Tendencias generales: Dentro del periodo: Al aumentar Z hay un compromiso entre dos fuerzas antagónicas: unas de atracción entre núcleo y electrones (reducen el volumen) y otras de repulsión entre los electrones (lo aumentan). Dentro del grupo: Al aumentar Z aumenta el número de niveles energéticos ocupados, dando lugar a un aumento del volumen. + Dentro de un periodo el volumen es máximo para los alcalinos y decrece al aumentar Z hasta un valor mínimo (alrededor del grupo 3) volviendo a crecer hasta el gas noble, (nuevo máximo para el alcalino siguiente). + Dentro de un grupo el volumen aumenta conforme aumenta el periodo. * RADIO IÓNICO Es otra expresión cuantitativa del tamaño muy útil para la comprensión de las propiedades químicas. + Para iones isoelectrónicos el radio iónico disminuye al aumentar Z. + Dentro de un grupo, para iones de igual carga, el radio es mayor conforme aumenta Z.

9 Tema 4: Propiedades periódicas de los ESTADOS DE OXIDACIÓN Elementos representativos H Gr. Li Na K ns Rb M + {(n-)s 2 p 6 } Cs Fr Be Gr.2 Mg Ca ns 2 Sr M 2+ {(n-)s 2 p 6 } Ba Ra B Gr.3 Al M 3+ {(n-)s 2 p 6 } Ga ns 2 p In M + {ns 2 } Tl C Gr.4 Si M 4+ {(n-)s 2 p 6 } Ge ns 2 p 2 Sn M 2+ {ns 2 } Pb N Gr.5 P M 3+ {ns 2 } As ns 2 p 3 M 5+ {(n-)s 2 p 6 } Sb Bi M 3- {ns 2 p 6 } O Gr.6 M 2- {ns 2 p 6 } S M 6+ {(n-)s 2 p 6 } Se ns 2 p 4 M 4+ {ns 2 } Te Po F Gr.7 Cl Br ns 2 p 5 I M - {ns 2 p 6 } At He Gr.8 Ne Ar ns 2 p 6 Kr Xe Estado de oxidación más importante En la primera mitad de la serie de transición: En la segunda mitad de la serie de transición: Ens E( n )d Ens > E( n )d Elementos de transición Sc Gr. 3 Y M 3+ {(n-)s 2 p 6 } ns 2 (n-)d La Ac Ti Gr. 4 Zr M 4+ {(n-)s 2 p 6 } ns 2 (n-)d 2 Hf V Gr. 5 Nb M 5+ {(n-)s 2 p 6 } * ns 2 (n-)d 3 Ta Cr Gr. 6 Mo M 6+ {(n-)s 2 p 6 } * ns 2 (n-)d 4 W Mn Gr. 7 M 7+ {(n-)s 2 p 6 } Tc ns 2 (n-)d 5 M 2+ {(n-)s 2 p 6 d 5 } Re Fe Gr. 8 M 6+ {(n-)s 2 p 6 d 2 } * Ru ns 2 (n-)d 6 M 2+ {(n-)s 2 p 6 d 6 } Os Co Gr. 9 Rh M 2+ {(n-)s 2 p 6 d 7 } * ns 2 (n-)d 7 Ir Ni Gr. 0 Pd M 2+ {(n-)s 2 p 6 d 8 } * ns 2 (n-)d 8 Pt Cu Gr. Ag ns (n-)d 0 M + {(n-)s 2 p 6 d 0 } Au Zn Gr. 2 M 2+ {(n-)s 2 p 6 d 0 } Cd ns 2 (n-)d 0 Hg Ce Pr Nd Pm Sm M 3+ {4f n } Eu Gd M 2+ {5d 4f n } Tb Dy Ho M 4+ {4f n- } Er Tm Yb Lu Th Pa M 3+ {4f n } U Np Pu M 4+ {4f n- } Am Cm M 5+ {4f n-2 } Bk Cf Es M 6+ {4f n-3 } Lw LANTÁNIDOS ACTÍNIDOS * 6s 2 5d 4f n * 7s 2 6d 5f n Primera mitad Segunda mitad