Propiedades atómicas periódicas

Transcripción

1 Propiedades atómicas periódicas Enrique Ruiz Trejo El grafógrafo Escribo. Escribo que escribo. Mentalmente me veo escribir que escribo y también puedo verme que escribo. Me recuerdo escribiendo ya y también viéndome que escribía. Y me veo recordando que me veo escribir y me recuerdo viéndome recordar que escribía y escribo viéndome escribir que recuerdo haberme visto escribir que me veía escribir que recordaba haberme visto escribir que escribía y que escribía que escribo que escribía. También puedo imaginarme escribiendo que ya había escrito que me imaginaría escribiendo que había escrito que me imaginaba escribiendo que me veo escribir que escribo. Salvador Elizondo 1

2 La Tabla periódica La tabla periódica moderna contiene una gran cantidad de información útil. Los intentos de sistematizar los patrones observados en las propiedades químicas de los elementos llevaron a la tabla periódica. Lavoisier: clasificación basada solamente en datos químicos Johann Dobernier encontró varios grupos de elementos (triadas) que tenian propiedades similares. Por ejemplo Cl. Br y I. John Newlands sugirió que los elementos tendrían que estar arreglados en octavas en analogía con las notas musicales La forma moderna de la tabla tiene su origen a Meyer y Mendeleev, aunque la versión en uso lista a los elementos por número atómico no por masa atómica (Moseley). La forma actual es el resultado de la mecánica cuántica Tabla periódica Elementos representativos: subniveles s o p incompletos Metales de transición: subnivel d incompleto, o bien, facilmente dan lugar a cationes que tienen este subnivel incompleto. Gases nobles: subnivel p completamente lleno Lantánidos o actínidos: subniveles f incompletos o que producen fácilmente cationes con subniveles 4f incompletos. 2

3 Información contenida en la tabla periódica 1. Los miembros de cada grupo tiene los mismos electrones de valencia por lo que exhiben propiedades químicas similares. 2. La configuración electrónica de cada elemento se puede obtener con ciertas excepciones- a partir de la tabla periódica. 3. Ciertos grupos tienen nombres particulares (gases nobles, halógenos, alcalinos, etc.) 4. Se incluye información como masa atómica, número atómico, estado de agregación, valencias más comunes, etc Carga nuclear efectiva: Z eff = Z-σ Los electrones internos o de coraza apantallan la interacción entre los protones y los electrones de valencia. Los electrones de valencia se apantallan mucho menos entre sí. 1.- Energía de ionización de He 1s ev para quitar el primer electrón de He 54.4 ev para quitar el segundo electrón de (He + ) 2.- Li 1s 2 2s 1 Electrón 2s apantallado por electrones 1s Electrón 2s casi no apantalla electrones 1s 3

4 Tendencia en la carga nuclear efectiva Li 1s 2 2s 1 Be 1s 2 2s 2 B 1s 2 2s 2 2p 1 C 1s 2 2s 2 2p 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 O 1s 2 2s 2 2p 4 F 1s 2 2s 2 2p 5 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 No se apantallan entre sí efectivamente Carga nuclear efectiva Energía de ionización Cantidad de energía requerida para arrancar un electrón de un átomo o ion en su estado basal 1a energía de ionización, I 1 Energía + X (g) X + (g) + e - 2a energía de ionización, I 2 Energía + X + (g) X 2+ (g) + e - 3a energía de ionización, I 3 Energía + X 2+ (g) X 3+ (g) + e - I 1 < I 2 < I 3... I Por convención I n son positivas 4

5 Energía de ionización Aumenta I n Los gases nobles tienen las In más grandes Alcalinos: es fácil quitar electrón de valencia ns 1 Teorema de Koopman: la energía de ionización de un electrón es igual a la energía del orbital del cual provino Irregularidades en la energía de ionización I 1 Al < I 1 Mg Apantallado eficazmente por 13 Al 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 12 Mg 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 5

6 Problema Qué átomo tiene la menor primera energía de ionización: oxígeno o azufre? Cuál átomo debe tener mayor la segunda energía de ionización: el litio o el berilio? Problema Los metales de transición tienen los niveles 4s-3d, 5s-4d y 6s-5d muy cercanos. Las tendencias de la energía de ionización se ven mejor en la tercera energía de ionización. Graficar la tercera energía de ionización de los metales de transición. El mismo problema se presenta en los lantánidos (4f-5d). Graficar la tercera energía de ionización. 6

7 Afinidad electrónica Aumenta Afinidad electrónica (gases nobles no) El cambio de energía interna asociado a la adición de un electrón a un átomo gaseoso X(g) + e X (g) Los valores de la primera afinidad electrónica tienden a ser exotérmicos (liberan energía, según convención termodinámica los valores son negativos). Toda adición subsecuente es altamente endotérmica. Por qué? Afinidad electrónica Altamente favorable: F (g) + e - F - (g) 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 Aumenta (excepto gases nobles) 7

8 Afinidad electrónica (primer electrón) Problema Explica por qué la primera energía de la afinidad electrónica del átomo de Ca (+186 kj/mol) es más grande que la del átomo de K (-48 kj/mol) Explica por qué los metales alcalinos tienen mayor afinidad por los electrones que los metales alcalinotérreos 8

9 Variaciones en el tamaño atómico Todos las funciones de onda tienen un término exponencial (exp(-2z eff r/a 0 )que tiende a cero pero que nunca se hace cero: los átomos son infinitamente grandes. En términos prácticos se define el tamaño en función de la forma física del elemento: si es gaseoso, metálico, covalente, etc. Radio atómico, radio covalente, radio iónico, radio de van der Waals, radio metálico, etc. Radio atómico aumenta Radio atómico: Mitad de la distancia entre los dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. Disminuye de izquierda a derecha en un periodo debido al incremento en la carga nuclear efectiva en sentido contrario. Los electrones de valencia sienten más fuerte la presencia del nucleo al disminuir la distancia. Se incrementa en un grupo debido al aumento en el tamaño de los orbitales 9

10 Radio iónico: radio de un catión o anión Radio iónico aumenta Catión<átomo neutro<anión + Li F Li+ F- Para diferentes grupos sólo se pueden comparar especies isoelectrónicas (con igual número de electrones) Comparaciones de radio en especies isoelectrónicas Cationes< aniones 11 Na+ 1s 2 2s 2 2p 6 9 F - 1s 2 2s 2 2p 6 Iones tripositivos<iones dipositivos<iones monopositivos 13 Al3+ 1s 2 2s 2 2p 6 12 Mg2+ 1s 2 2s 2 2p 6 11 Na1+ 1s 2 2s 2 2p 6 10

11 Problemas Indica qué especie es mayor y por qué N 3- o F - Mg 2+ o Ca 2+ Fe 2+ o Fe 3+ Selecciona el ión más pequeño K + o Li + Au + o Au 3+ P 3- o N 3- Electronegatividad Parámetro empírico: tendencia de un determinado átomo a atraer un electrón exterior En moléculas: mide el grado de control de los electrones por parte de los átomos. Electronegativo: fuerte tendencia a formar iones negativos. Electropositivos: fuerte tendencia a formar iones positivos 11

12 Escalas de electronegatividad χ Mulliken: media aritmética entre energía de ionización y afinidad electrónica χ 1/2(I 1 -E 1 ) Pauling: Promedio geométrico de la energía de disociación de A 2 y B 2 representan la fuerza puramente covalente del enlace AB, cualquier valor extra se debe a la diferencia de electronegatividad Δ= D(A-B)-[D(A2)*D(B2)] 1/2 Δ 1/2 χ A -χ B Alfred-Rochow: se basa en el concepto de que la electronegatividad está relacionado con la fuerza de atracción que siente un electrón por el núcleo separados a una distancia de un radio covalente. χ =3590(Z eff -0.35)/r cov Otras escalas de electronegatividad Martynov & Batsanov Allen 12

13 Tendencias en la electronegatividad Electronegatividad Aumenta electronegatividad alta electronegatividad_ electronegativos F baja electronegatividad_ electropositivos Fr Bajas energías de ionización Pequeñas afinidades electrónicas Electropositivos y de Carácter metálico Grandes energías de ionización Grandes afinidades electrónicas Electronegativos y de carácter no metálico 13

14 Triángulo Van Arkel-Ketelaar Diferencia de χ χ promedio Utilidad del concepto de electronegatividad χ Valor promedio de χ Pequeño _ χ Cero Tipo de enlace Metálico Intermedio Grande Iónico Grande Cero Covalente 14

15 Algunas tablas periódicas La imaginación es más importante que el conocimiento Albert Einstein Mendeliev 15

16 Theodor Benfey Emil Zmaczynski 16

17 Timmothy Stowe Albert Tarantola 17

18 Roy Alexander En chino 18