29/09/2010 TEMA 2. CONTENIDO. Continuación Tema 2. Configuración electrónica de cationes y aniones. de elementos representativos.

Transcripción

1 2 Continuación Tema 2 Prof(a): María Angélica Sánchez Palacios TEMA 2. CONTENIDO Introducción a la forma y características de la tabla periódica. Introducción a los modelos atómicos. El Método Científico. Introducción a la teoría cuántica. Concepto de orbital. Números cuánticos y llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas: radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Enlace químico. Tipos de enlace según relación a la tabla periódica. Enlace iónico, enlace metálico. Enlace covalente. Energía de enlace y orden de enlace. Enlace covalente polar. Orbitales híbridos. Repulsión entre pares de electrones y forma de las moléculas. Polaridad de las moléculas. Propiedades de los estados agregados y su relación con el tipo de enlaces: iónicos, metálicos, Van Der Waals, ion dipolo y puente de hidrógeno. 1 Configuración electrónica de cationes y aniones Aniones y cationes de los elementos representativos de elementos representativos Na [Ne]3s 1 Ca [Ar]4s 2 Al [Ne]3s 2 3p 1 Na + [Ne] Ca 2+ [Ar] Al 3+ [Ne] Los átomos ceden electrones de modo que los cationes adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Los átomos aceptan electrones de modo que los aniones adquieren la configuración electrónica de un gas noble. H 1s 1 F 1s 2 2s 2 2p 5 O 1s 2 2s 2 2p 4 N 1s 2 2s 2 2p 3 H - 1s 2 ó [He] F - 1s 2 2s 2 2p 6 ó [Ne] O 2-1s 2 2s 2 2p 6 ó [Ne] N 3-1s 2 2s 2 2p 6 ó [Ne] 3 4 Na + : [Ne] Al 3+ : [Ne] F - : 1s 2 2s 2 2p 6 ó [Ne] Configuración electrónica de cationes de metales de transición O 2- : 1s 2 2s 2 2p 6 ó [Ne] N 3- : 1s 2 2s 2 2p 6 ó [Ne] Na +, Al 3+, F -, O 2-, y N 3- son todos isoelectrónicos con Ne Cuando un átomo metálico se transforma en un catión los electrones primeramente son retirados del orbital ns y después de los orbitales (n 1)d. Qué átomo neutro es isoelectrónico con H -? H - : 1s 2 La misma configuración electrónica que el He. Fe: [Ar]4s 2 3d 6 Fe 2+ : [Ar]4s 0 3d 6 ó [Ar]3d 6 Fe 3+ : [Ar]4s 0 3d 5 ó [Ar]3d 5 Mn: [Ar]4s 2 3d 5 Mn 2+ : [Ar]4s 0 3d 5 ó [Ar]3d

2 Propiedades Periódicas Carga nuclear efectiva (Z efectiva ) es la carga positiva que siente un electrón. Carga nuclear efectiva (Z efectiva ) Z efectiva = Z - σ 0 < σ < Z (σ = constante de shielding ó apantallamiento) incrementandoz efectiva Z efectiva Z número de electrones internos o de base 1s 2 2s 1, 1s 2 2p 1 Na Mg Al Z Base Z efectiva Radio (pm) Los electrones 2s ó 2p están apantallados de la atracción del núcleo por electrones 1s incrementandoz efectiva Si Radio atómico incrementando el radio atómico incrementando el radio atómico 9 Radios atómicos Comparaciónde radios atómicos con radios iónicos

3 Radios de iones (en pm) de elementos comunes Elcatión siempre es más pequeñoque el átomoa partir del cual se formó. Elanión siempre es más grande que el átomoa partir del cual se formó Laenergía de ionización esla energíamínima(kj/mol) requerida pararemover un electrón de un átomo gaseoso, en su estado natural. Energíasde ionización de los primeros20 elementos I 1 + X (g) X + (g) + e - I 1 primera energía de ionización I 2 + X + (g) X 2+ (g) + e - I 2 segunda energía de ionización I 3 + X 2+ (g) X 3+ (g) + e - I 3 tercera energía de ionización I 1 < I 2 < I Variación de la primera energía de ionización con el número atómico Tendencia general en la primera energía de ionización de Elementos Representativos 2A: ns 2 ns 2 > 3A: ns 2 2s 2 2p 1 Incrementar 5A: ns 2 np 3 > 6A:ns 2 np 4 Incrementar

4 Afinidad electrónica (AE): es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es aceptadopor un átomo, en estado gaseoso, para formar un anión. Capacidad de aceptarelectrones Afinidades electrónicas (kj/mol) de algunos elementos representativos y de los gases nobles X (g) + e - X - (g) F ( g) + e F( g) H = -328 kj/mol F ( F g ) ( g) + e H= +328 kj/mol Reacción exotérmica AE (+) > Afinidad e - Reacción endotermica AE (-) < Afinidad e Variación de la afinidad electrónica con el número atómico La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace químico. Electronegatividades en la tabla periódica H H F F <e - >e Variación de la electronegatividad con respecto al # atómico Relaciones diagonales en la Tabla Periódica

5 Elementos del Grupo 1A (ns 1, n 2) Elementos del Grupo 1A (ns 1, n 2) M M e - 2M (s) + 2H 2 O (l) 2MOH (aq) + H 2(g) 4M (s) + O 2(g) 2M 2 O (s) Incremento de la reactividad Elementos del Grupo 2A (ns 2, n 2) Elementos del Grupo 2A (ns 2, n 2) M M e - Be (s) + 2H 2 O (l) No hay reacción Mg (s) + 2H 2 O (g) Mg(OH) 2(ac) + H 2(g) M (s) + 2H 2 O (l) M(OH) 2(ac) + H 2(g) M = Ca, Sr, ó Ba Incremento de la reactividad Elementos del Grupo 3A (ns 2 np 1, n 2) Elementosdel Grupo3A (ns 2 np 1, n 2) 4Al (s) + 3O 2(g) 2Al 2 O 3(s) B: Metaloide No Rx O 2 ni H 2 O 2Al (s) + 6H + (ac) 2Al 3+ (ac) + 3H 2(g)

6 Elementos del Grupo 4A (ns 2 np 2, n 2) Elementosdel Grupo4A (ns 2 np 2, n 2) Sn (s) + 2H + (ac) Sn 2+ (ac) + H 2 (g) C: No metal Si, Ge: Metaloides Sn, Pb: Metales Pb (s) + 2H + (ac) Pb 2+ (ac) + H 2 (g) 31 6

7 Elementos del Grupo 7A (ns 2 np 5, n 2) Elementosdel Grupo7A (ns 2 np 5, n 2) X + 1e - X -1 No metales X 2(g) + H 2(g) 2HX (g) Elementosdel Grupo8A (ns 2 np 6, n 2) Propiedades de los óxidos a travésde un período Niveles ns y subniveles np completamente llenos. Energías de ionización más altas que todos los elementos. No tienden a aceptar electrones extras. básicos ácidos Na2O( s) + H2O( l) 2NaOH ( ac) SO3( g) + H2O( l) H2SO4( ac) Algunas propiedades de los óxidos del tercer período La química en acción: El descubrimiento de los gases nobles La químicaen acción: El 3 er elementolíquido? 114 elementos, 11 gases, 2 son líquidos a 25 C Br 2 y Hg 223 Fr, t 1/2 = 21 minutos Líquido? Sir William Ramsay

8 Gracias por su atención 43 8