Uniones Interatómicas Clasificación Elementos

Transcripción

1 Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Uniones Interatómicas Clasificación Elementos Prof. Josefina Canales

2 La Materia puede clasificarse ampliamente en 3 tipos: Elemento: Tipo de materia mas simple con propiedades físicas y químicas unidas. Consiste en una clase de Atomo. Compuesto: Tipo de materia constituida por 2 o mas elementos diferentes. Mezcla: Es un grupo de 2 o mas sustancias (elemento o compuesto ) que están físicamente intermezclados.

3 La Teoría Atómica de Dalton (1808) 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o fracción sencilla. 3. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

4 El oxígeno en CO y CO 2 Monóxido de carbono Dióxido de carbono 2

5 Teoría atómica de Dalton Átomos del elemento X Átomos del elemento Y 16 X + 8 Y Compuesto formado por los elementos X y Y 8 X 2 Y

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7 Partículas Subatómicas Partícula Masa (g) Carga (Coulombs) Carga (unitaria) Electrón (e - ) 9.1 x x Protón (p + ) 1.67 x x Neutrón (n) 1.67 x masa p = masa n = 1840 x masa e -

8 Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo Número de masa (A) = número de protones + número de neutrones = número atómico (Z) + número de neutrones Isotópos son átomos del mismo elemento (X) con diferente número de neutrones en su núcleo Número de masa Número atómico 1 H 2 1 1H (D) 1H (T) 235 A Z X U U Símbolo del elemento

9 Sabes qué son los isótopos? Cuántos protones, neutrones y electrones están en 6 protones, 8 (14-6) neutrones, 6 electrones 14 6 C Cuántos protones, neutrones y electrones están en 6 protones, 5 (11-6) neutrones, 6 electrones 11 6 C

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11 Gases nobles Halógenos Tabla periódica moderna Grupo Periodo Metales Metaloides No metales Metales alaclinotérreos Metales alcalinos

12 Sabes qué son los iones? Cuántos protones y electrones están en Al protones, 10 (13 3) electrones Cuántos protones y electrones están en Se2-34 protones, 36 (34 + 2) electrones

13 Un Ión es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. Catión es un ion con carga positiva Si un átomo neutro pierde uno o más electrones se vuelve un catión. Na 11 protones 11 electrones Na + 11 protones 10 electrones Anión es un ion con una carga negativa Si un átomo neutro gana uno o más electrones se vuelve un anión. Cl 17 protones 17 electrones Cl - 17 protones 18 electrones

14 Un ion monoatómico contiene solamente un átomo Na +, Cl -, Ca 2+, O 2-, Al 3+, N 3- Un ion poliatómico contiene más de un átomo OH -, CN -, NH 4+, NO 3 -

15 Iones Monoatómicos

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18 Una molécula es un agregado de dos o más átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas H 2 H 2 O NH 3 CH 4 Una molécula diatómica contiene sólo dos átomos H 2, N 2, O 2, Br 2, HCl, CO Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos O 3, H 2 O, NH 3, CH 4

19 Tipos estandar de Fórmulas y Modelos Fórmula molecular Hidrógeno Agua Amoniaco Metano Fórmula estructural Modelo de esferas y barras Modelo espacial

20 Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Una fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos. molecular H 2 O C 6 H 12 O 6 O 3 empírica H 2 O CH 2 O O N 2 H 4 NH 2

21 Los compuestos iónicos son una combinación de cationes y aniones La fórmula siempre es la misma que la fórmula empírica La suma de las cargas en el catión(es) y anión(es) en cada una de las fórmulas debe ser igual a cero El compuesto iónico NaCl

22 Configuración Electrónica y Periodicidad Química

23 Números Cuánticos Número cuántico principal = n También llamado el número cuántico de la energía, indica la distancia aproximada desde el núcleo. Denota el nivel de energía del electrón alrededor del átomo, y se deriva directamente de la ecuación de Schrodinger. Mientras más grande es el valor de n, más grande es la energía del orbital y, por ende, la energía de los electrones ubicados en ese orbital. Sus valores son enteros positivos, n = 1, 2, 3, etc.

24 Números Cuánticos Momento angular (l) Denota los distintos subniveles de energía dentro del nivel principal n. También indica la forma de los orbitales alrededor del núcleo. Sus valores son enteros positivos: 0 ( n-1 ) n = 1, l = 0 n = 2, l = 0 y 1 n = 3, l = 0, 1, 2

25 Números Cuánticos Número cuántico magnético - m l también llamado número cuántico de orientación orbital Denota la orientación en un campo magnético o define las diferentes direcciones del orbital en el espacio alrededor del núcleo. Los valores pueden ser negativos o positivos (-l 0 +l) l = 0, m l = 0 l =1, m l = -1,0,+1 l = 2, m l = -2,-1,0,1,2

26 Números Cuánticos Número cuántico de espín- m s denota el giro del electrón + o - Los valores del espín pueden ser : + 1 / 2 o - 1 / 2 n =1 l = 0 m l = 0 m s = +1/2 y -1/2 n = 2 l = 0 m l = 0 m s = +1/2 y -1/2 l = 1 m l = -1 m s = +1/2 y -1/2 m l = 0 m s = +1/2 y -1/2 m l = +1 m s = +1/2 y -1/2

27 Resumen de números cuánticos de los electrones en átomos Nombre Símbolo Valores permitidos Propiedad Principal n Enteros positivos(1,2,3, etc.) Energía del orbital (tamaño) Momento l Enteros desde 0 hasta n - 1 Forma del orbital angular (los valores de l 0, 1, 2, y 3 corresponden a los orbitales s, p, d, y f respectivamente) Magnético m l Enteros desde -l a 0 a +l Orientación orbital Spin m s + 1/2 o -1/2 Dirección del espin de e-

28 Orden para el llenado de subniveles de energía con electrones Energía

29 Principio de Exclusión de Pauli: Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de números cuánticos Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos electrones deben tener un espín opuesto.

30 Como resultado del principio de Exclusión de Pauli : Los electrones con el mismo espín permanecen separados dado que los electrones de espín opuesto pueden ocupar la misma región del espacio.

31 Números Cuánticos n = 1 l = 0 m l = 0 m s = + 1/ 2 y - 1/ 2 n = 2 l = 0 m l = 0 para todos los orbitales l = 1 m l = -1, 0, +1 n = 3 l = 0 m l = 0 l = 1 m l = -1, 0, +1 l = 2 m l = - 2, -1, 0, +1, +2 n = 4 l = 0 m l = 0 l = 1 m l = -1, 0 +1 l = 2 m l = - 2, -1, 0, +1, +2 l = 3 m l = - 3, - 2, - 1, 0, +1,+2,+3

32 Números cuánticos n Valores permitidos l m l m s +1/2-1/2 Todos espín + o - 1/

33 Orden del llenado de electrones 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

34 Números Cuánticos Gases Nobles Orbitales de electrones Número de electrones Elemento 1s 2 2 He 1s 2 2s 2 2p 6 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 18 Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 36 Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 54 Xe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 86 Rn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 118? 7s 2 5f 14 6d 10

35 Números Cuánticos y el número de electrones n L m s # e - ## ========================================================== (1s) +1/2-1/2 2 2* (2s) +1/2-1/ ,0,+1 (2p) +1/2-1/2 6 10* (3s) +1/2-1/ ,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 18* 2-2,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/ (4s) +1/2-1/ ,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 36* * Denota un gas noble

36 Configuración electrónica del Helio y el Litio He 1s 2 n = 1 L = 0 m L = 0 m s = + 1/ 2 n = 1 L = 0 m L = 0 m s = - 1/ 2 Li 1s 2 2s 1 n = 1 L = 0 m L = 0 m s = + 1/ 2 n = 1 L = 0 m L = 0 m s = - 1/ 2 n = 2 L = 0 m L = 0 m s = - 1/ 2

37 Diagrama de orbital de caja H Be Elemento Símbolo Configuración Diagrama de caja del orbital electrónica Hidrógeno H 1s 1 Helio He 1s 2 Litio Li 1s 2 2s 1 Berilio Be 1s 2 2s 2 1s 1s 1s 1s 2s 2s 2s 2s

38 Diagrama de orbital vertical para el estado basal del Li Energía

39 Regla de Hund Para un átomo en su estado de basal, todos los electrones no apareados tienen la misma orientación de espín. Por tanto los electrones tienden a ocupar todos los orbitales libres y no aparearse, de manera que sus espines se agreguen para producir un vector general para el átomo.

40 Ocupación de orbitales para los 10 primeros elementos, del H al Ne Periodo Periodo

41 Diagrama de orbital de caja B Ne B (5 e - ) 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p x 2p y 2p z C (6 e - ) 1s 2 2s 2 2p 2 N (7 e - ) 1s 2 2s 2 2p 3 O (8 e - ) 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s 2s 2p x 2p y 2p z F (9 e - ) 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2s 2p x 2p y 2p z Ne (10 e - ) 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p x 2p y 2p z

42 Electrones de valencia y centrales Electrones de valencia Son aquellos electrones fuera de las capas electrónicas cerradas. Estos electrones toman parte en las reacciones químicas. Electrones centrales Son los electrones en las capas cerradas. No pueden tomar parte en las reacciones químicas. Sodio 11 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s uno Electrones centrales 1s 2 2s 2 2p diez Cloro 17 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s 2 3p siete Electrones centrales 1s 2 2s 2 2p diez

43 Configuración electrónica H 1s 1 He 1s 2 [He] Li 1s 2 2s 1 [He] 2s 1 Be 1s 2 2s 2 [He] 2s 2 B 1s 2 2s 2 2p 1 [He] 2s 2 2p 1 C 1s 2 2s 2 2p 2 [He] 2s 2 2p 2 N 1s 2 2s 2 2p 3 [He] 2s 2 2p 3 O 1s 2 2s 2 2p 4 [He] 2s 2 2p 4 F 1s 2 2s 2 2p 5 [He] 2s 2 2p 5 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 [He] 2s 2 2p 6 = [Ne]

44 Configuración electrónica Na [Ne] 3s 1 Mg [Ne] 3s 2 Al [Ne] 3s 2 3p 1 Si [Ne] 3s 2 3p 2 P [Ne] 3s 2 3p 3 S [Ne] 3s 2 3p 4 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Ar [Ne] 3s 2 3p 6 == [Ar]

45 Periodo Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos

46 Diagramas de orbital de caja Na Número atómico Diagrama de orbital Configuración elec- Elemento de caja (3s y 3p) trónica condensada 11 Na [He] 3s 1 3s 3p x 3p y 3p z 12 Mg [He] 3s 2 3s 3p x 3p y 3p z 13 Al [He] 3s 2 3p 1 3s 3p x 3p y 3p z 14 Si [He] 3s 2 3p 2 3s 3p x 3p y 3p z 15 P [He] 3s 2 3p 3 3s 3p x 3p y 3p z 16 S [He] 3s 2 3p 4 3s 3p x 3p y 3p z 17 Cl [He] 3s 2 3p 5 3s 3p x 3p y 3p z 18 Ar [He] 3s 2 3p 6 Ar

47 Reactividades similares dentro de un grupo A: Reacción de los metales de la Familia I A con el agua que reaccionan enérgicamente desplazando al Hidrógeno B: Reacción del Cloro (Familia VII A) con el Potasio (Familia I A), para formar haluros iónicos

48 Configuración electrónica K [Ar] 4s 1 Ca [Ar] 4s 2 o este orden es correcto Sc [Ar] 4s 2 3d 1 [Ar] 3d 1 4s 2 Ti [Ar] 4s 2 3d 2 [Ar] 3d 2 4s 2 V [Ar] 4s 2 3d 3 [Ar] 3d 3 4s 2 Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Mn [Ar] 4s 2 3d 5 Fe [Ar] 4s 2 3d 6 El orden puede ser correcto Co [Ar] 4s 2 3d 7 Pero normalmente es mejor Ni [Ar] 4s 2 3d 8 poner el último en llenarse Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Zn [Ar] 4s 2 3d 10 Anomalías en el llenado Anomalías en el llenado

49 Diagrama de orbital de caja Sc Zn 4s 3d Z = 21 Sc [Ar] 4s 2 3d 1 Z = 22 Ti [Ar] 4s 2 3d 2 Z = 23 V [Ar] 4s 2 3d 3 Z = 24 Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Z = 25 Mn [Ar] 4s 2 3d 5 Z = 26 Fe [Ar] 4s 2 3d 6 Z = 27 Co [Ar] 4s 2 3d 7 Z = 28 Ni [Ar] 4s 2 3d 8 Z = 29 Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Z = 30 Zn [Ar] 4s 2 3d 10

50 Configuración electrónica Rb [Kr] 5s 1 Sr [Kr] 5s 2 Y [Kr] 5s 2 4d 1 Zr [Kr] 5s 2 4d 2 Nb [Kr] 5s 1 4d 4 Mo [Kr] 5s 1 4d 5 Tc [Kr] 5s 2 4d 6 Ru [Kr] 5s 1 4d 7 Rh [Kr] 5s 1 4d 8 Pd [Kr] 4d 10 Ag [Kr] 5s 1 4d 10 Cd [Kr] 5s 2 4d 10 Anomalías en el llenado

51 Configuración electrónica Cs [Xe] 6s 1 Ba [Xe] 6s 2 La [Xe] 6s 2 5d 1 Ce [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 Pr [Xe] 6s 2 4f 3 Nd [Xe] 6s 2 4f 4 Pm [Xe] 6s 2 4f 5 Sm [Xe] 6s 2 4f 6 Eu [Xe] 6s 2 4f 7 Gd [Xe] 6s 2 3d 1 4f 7 Tb [Xe] 6s 2 4f 9 Dy [Xe] 6s 2 4f 10 Ho [Xe] 6s 2 4f 11 Anomalías en el llenado

52 Configuración electrónica Hf [Xe] 6s 2 4f 14 5d 2 Ta [Xe] 6s 2 4f 14 5d 3 W [Xe] 6s 2 4f 14 5d 4 Re [Xe] 6s 2 4f 14 5d 5 Os [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6 Ir [Xe] 6s 2 4f 14 5d 7 Pt [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9 Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 Hg [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 Tl [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1 Pb [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 Bi [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3 Anomalías en el llenado

53 H La tabla periódica de los elementos Estructura electrónica Li Be B C N NaMg Al Si P K Ca Sc Ti V CrMn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Rb Sr Y Zr NbMo Cs Ba La Hf Ta W Fr Ra Ac Rf Ha Sg Tc R Rh Pd Reu Os Ir Pt Ag Au Cd In Hg Tl Sn Sb Pb Bi O F S Cl Se Br Te I Po At He Ne Ar Kr Xe Rn Ce Pr Nd PmSmEuGd Tb DyHo Er Tm Yb Lu Th Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es FmMd NoLr Orbitales s Orbitales d Orbitales p Orbitales f

54 H Li Be NaMg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Rb Sr Cs Ba Fr Ra La tabla periódica de los elementos Anomalías en el llenado de electrones He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr Y Zr Nd MoTc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Ac Rf Du Sg Bo HaMe Ce Pr Nd PmSmEu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es FmMd No Lr Llenado anómalo de electrones

55 Número de periodo: máximo de nivel de energía ocupado Grupos principales de elementos (bloque s) Tabla periódica de las configuraciones parciales en estado basal Elementos de trancisión (bloque d) Grupos principales de elementos (bloque p) Elementos de trancisión(bloque f) *Lantánidos **Actínidos

56 Relación entre el llenado de orbitales y la tabla periódica bloque s bloque f bloque d bloque p

57 Configuración electrónica de iones Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + 1s 2 2s 2 2p 6 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Mg +2 1s 2 2s 2 2p 6 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Al +3 1s 2 2s 2 2p 6 O 1s 2 2s 2 2p 4 O - 2 1s 2 2s 2 2p 6 F 1s 2 2s 2 2p 5 F - 1 1s 2 2s 2 2p 6 N 1s 2 2s 2 2p 3 N - 3 1s 2 2s 2 2p 6

58 Iones y átomos isoelectrónicos H - 1 { He } Li + Be +2 N - 3 O - 2 F - { Ne } Na + Mg +2 Al +3 P - 3 S - 2 Cl - { Ar } K + Ca +2 Sc +3 Ti +4 As - 3 Se - 2 Br - { Kr } Rb + Sr +2 Y +3 Zr +4 Sb - 3 Te - 2 I - { Xe } Cs + Ba +2 La +3 Hf +4

59 Tendencias en el comportamiento metálico

60 Gupo 5A (15) Periodo 3 El cambio en el comportamiento metálico en el grupo 5A (15) y el periodo 3

61 Comportamiento ácido base de un óxido metálico (iónico) y un óxido no metálico (covalente)

62 La Tendencia en el comportamiento ácido base para óxidos de elementos

63 Iones de los grupos principales y la configuración electrónica de un gas noble Periodo Periodo Electrones perdidos Electrones ganados

64 Configuraciones electrónicas de iones de elementos de los grupos principales y su carga Problema: Escriba las reacciones con las configuraciones electrónicas condensadas para mostrar la formación de los iones comunes de los siguientes elementos: a) Azufre (Z=16) b) Bario (Z=56) c) Antimonio (Z= 51) Plan: Identificamos la posición de los elementos en la tabla periódica, y mantenemos dos generalizaciones en mente: Los iones de elementos en los grupos 1A, 2A, 6A, y 7A son típicamente isoelectrónicos con el gas noble más cercano. Los metales de los grupos 3A a 5A pueden perder sus electrones ns o sus electrones ns y np. Solución: a) S [Ne] 3s 2 3p e - S 2- [Ne] 3s 2 3p 6 (como el Ar) b) Ba ([Xe] 6s 2 ) Ba 2+ [Xe] + 2 e - c) Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb 3+ [Kr] 4d 10 5s e - Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb 5+ [Kr] 4d e -

65 Entrecruzamientos en los niveles de energía del periodo 4 Energía, E Número atómico, Z

66 Configuraciones electrónicas de pseudo gases - nobles Los elementos de los grupos 3A, 4A, y 5A pueden formar cationes perdiendo suficientes electrones para dejar una configuración de pseudo gas noble. Pierden electrones y dejan un orbital d lleno, el cual es bastante estable. Sn [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2 Sn 4+ [Kr] 4d e - Sn [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2 Sn 2+ [Kr] 5s 2 4d e - Pb [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 Pb +2 [Xe] 4f 14 5d 10 6s e - Pb [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 Pb +4 [Xe] 4f 14 5d e - As [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 As 3+ [Ar] 3d 10 4s e - As [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 As 5+ [Ar] 3d e - Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb 3+ [Kr] 4d 10 5s e - Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb 5+ [Kr] 4d e -

67 Propiedades magnéticas Paramagnética Un átomo o ion que tiene electrones desapareados, lo cual resulta en un vector de espín, tiende a ser atraído por un campo magnético. Diamagnética Un átomo o ion con todos sus electrones apareados y sin espín neto no es atraído por un campo magnético.

68 Aparato para medir el comportamiento magnético de una muestra Balanza Muestra diamagnética Muestra paramagnética Electroimán Electroimán

69 Ejemplos de iones y elementos que son paramagnéticos a) Ti [Ar]4s 2 3d 2 Ti +2 [Ar] 3d e - 4s 3d 4s 3d b) Fe [Ar] 4s 2 3d 6 Fe +3 [Ar] 3d e - 4s 3d 4s 3d c) Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Cu +1 [Ar] 3d e - Cu + or Zn +2 4s 3d Zn [Ar] 4s 2 3d 10 Zn +2 [Ar] 3d e -

70 Propiedades de Tamaño y Energía

71 Radio metálico del Al Longitud de enlace Definición de los radios metálico y covalente Enlace Cl - Cl Radio covalente del Cl Radio covalente del C Enlace C-Cl Radio covalente del Cl

72 Radios atómicos de los grupos principales y elementos de transición Periodo

73 Ordenamiento de iones de acuerdo con su tamaño Problema: Ordene ascendentemente cada conjunto de iones de acuerdo con su tamaño. a) K +, Rb +, Na + b) Na +, O 2-, F - c) Fe +2, Fe +3 Plan: Encontramos la posición de cada elemento en la tabla periódica y aplicamos las ideas sobre el tamaño: i) El tamaño crece conforme se baja en un grupo, ii) El tamaño decrece a través de un periodo, pero aumenta de catión a anión. iii) El tamaño disminuye cuando aumenta la carga positiva (o disminuye la negativa) en una serie isoelectrónica. iv) Los cationes del mismo elemento decrecen cuando se incrementa la carga. Solución: a) Como K +, Rb +, y Na + son del mismo grupo (1A), aumentan de tamaño conforme bajan en el grupo: Na + < K + < Rb + b) Los iones Na +, O 2-, y F - son isoelectrónicos. O 2- tiene Z ef más bajo que F -, por lo tanto es más grande. Na + es un catión, y tiene el más alto Z ef, entonces es más pequeño: Na + < F - < O 2- c) Fe +2 tiene una carga más baja que Fe +3, por lo tanto es más grande: Fe +3 < Fe +2

74 Ilustración del radio iónico

75 Radio atómico contra radio iónico GRUPO PERIODO

76 Periodicidad del Radio Atómico Radio atómico (pm) Numero atómico, Z

77 Ordenamiento de elementos por su tamaño Problema: Ordene descendentemente los siguientes elementos en cada grupo, de acuerdo con su tamaño (el más grande al inicio): a) Na, K, Rb b) Sr, In, Rb c) Cl, Ar, K d) Sr, Ca, Rb Plan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendencia. Solución: a) Rb > K > Na Estos elementos son todos metales alcalinos los cuales incrementan su tamaño conforme bajan en el grupo. b) Rb > Sr > In Estos elementos están en el periodo 5 y su tamaño decrece conforme se avanza en el periodo. c) K > Cl > Ar Estos elementos son contiguos a un gas noble y éste es el de menor diámetro. d) Rb > Sr > Ca Estos elementos están cerca uno de otro, el Sr bajo el Ca por tanto es más grande y el Rb está enseguida del Sr y es más grande.

78 Electronegatividad Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Afinidad electrónica medible, Cl es más alta X (g) + e - X - (g) Electronegatividad relativa, F es más alta

79 Aumento de electronegatividad Electronegatividad de los elementos comunes Aumento de electronegatividad

80 Electronegatividad y tamaño atómico A: Muestra Menor tamaño Mayor Electronegatividad Periodo Grupo

81 Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia Tipo de enlace 0 Covalente 2 Iónico 0 < y <2 Covalente polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e - Covalente polar transferencia parcial de e - Iónico transferencia e -

82 Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H 2 S y los enlaces en H 2 NNH 2. Cs 0.7 Cl = 2.3 Iónico H 2.1 S = 0.4 Covalente polar N 3.0 N = 0 Covalente

83 Energía de Ionización Primera energía de ionización (kj/mol) Periodicidad de la primera energía de ionización (EI 1 ) Número atómico

84 Grupo Energía de ionización (kj/mol) Periodo Energías de primera ionización de los elementos de grupos principales

85 EI1 EI2 Energía de ionización (MJ/mol) EI3 Las tres primeras energías de ionización del berilio (en MJ/mol)

86 Energías de ionización sucesivas # Electrones Z Elemento de valencia EI 1 EI 2 EI 3 EI 4 EI 5 EI 6 EI 7 3 Li Be B C N O F

87 Ordenamiento de elementos por su primera energía de ionización Problema: Usando sólo la tabla periódica, ordene ascendentemente los elementos en cada uno de los siguientes conjuntos de acuerdo con su EI. a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, Ar Plan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendencia Solución: a) Rn, Ar,Ne Estos elementos son todos gases nobles y su EI disminuye. b) Bi, Po, At Estos elementos son todos del periodo 6 y la EI aumenta de izquierda a derecha. c) Na, Mg, Be Estos elementos están cerca uno de otro, el Be y el Mg están en el mismo grupo, el Be es más alto que el Mg y el Na está enseguida del Mg y es más bajo en EI. d) K, Cl, Ar Estos elementos encierran al gas noble Ar, y el Cl sería más bajo que el Ar y el K sería más bajo todavía.

88 Identificación de elementos por sus energías de ionización sucesivas Problema: Dadas las siguientes series de energías de ionización (en kj/mol) para un elemento en el periodo 3, nombre el elemento y escriba su configuración electrónica: EI 1 EI 2 EI 3 EI ,815 2,740 11,600 Plan: Examine los valores para encontrar el salto más largo en la energía de ionización, el cual ocurre después de que todos los electrones de valencia han sido removidos. Use la tabla periódica Solución: El salto más grande ocurre después de EI 3, entonces el elemento tiene 3 electrones de valencia; por lo tanto se trata del Aluminio ( Al, Z=13), su configuración electrónica es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

89 Afinidades electrónicas de los elementos de grupos principales

90 Tendencias en tres propiedades atómicas Tamaño atómico Energía de ionización Afinidad electrónica

91 Edición Osvaldo Muñoz Tecnología Médica FIN