PROPIEDADES PERIÓDICAS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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1 PROPIEDADES PERIÓDICAS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Se conocen con el nombre de propiedades periódicas a aquellas propiedades relacionadas con la actividad química de los elementos y que varían de forma periódica con el sistema periódico. 1. Radio atómico. 2. Energía de ionización (EI). 3. Afinidad electrónica (AE). 4. Electronegatividad (EN) 5. Carácter metálico. 6. Número de oxidación. La comprensión de la variación de las propiedades periódicas es fundamental en química. Permitirá entender y predecir la reactividad de los elementos. El comportamiento químico de un elemento se debe básicamente a la estructura de la última capa (capa de valencia). Con modificaciones debidas a las capas interiores. Para entender y analizar el comportamiento de las propiedades periódicas, deben de tenerse en cuenta, fundamentalmente, tres características del átomo: * La carga del núcleo, su número de protones o número atómico. * El número de niveles, que determina la distancia al núcleo y el efecto pantalla que ejercen los electrones internos sobre los exteriores. Es decir, como las capas internas interfieren en la interacción del núcleo y los electrones de la última capa. * La configuración electrónica, que determinará la tendencia que tiene un átomo a ganar o perder electrones para adquirir la configuración electrónica más estable posible. (1s 2, o ns 2 np 6 en general subniveles llenos o semillenos). 1. RADIO ATÓMICO. Se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por enlace covalente (no metales), o bien por enlace metálico (metales) 1. Carga del núcleo 2. Número de niveles 3. Config. electrónica Variación grupo aumenta la carga mayor atracción periodo En general Hacia derecha, aumenta carga mayor atracción disminuye radio hacia debajo, aumenta nº de niveles (nº cuántico principal), aumenta apantallamiento aumenta el volumen Hacia derecha, no aumenta el nº de niveles. Pero en periodos largos, aumentan repulsiones capas internas, esto genera irregularidades en periodos Variación global en la Tabla Periódica: AUMENTO (general, salvo irregularidades) DEL RADIO ATÓMICO... predomina el efecto del número de niveles radio aumenta según descenso Hacia derecha, como aumenta carga y no el número de nivel mayor atracción disminuye el radio. Observaciones: El radio de un ion positivo es menor que el del átomo neutro. Especialmente importante en alcalinos y alcalinotérreos, ya que disminuye el nº de nivel. El radio de un ion negativo suele ser mayor que el del átomo neutro. El e- entrante es repelido por el resto de los electrones, aumentando el radio. Entre dos iones de igual número de electrones (isoelectrónicos) tendrá menor radio el que tenga mayor número atómico (es mayor la fuerza que las cargas positivas del núcleo, ejercen sobre los electrones) Li 1,23 Na 1,57 K 2,03 Be 0,89 Mg 1,36 Ca 1,74 B 0,80 Al 1,25 Ga 1,25 C 0,77 Si 1,17 Ge 1,22 N 0,70 P 1,10 As 1,21 O 0,66 S 1,04 Se 1,17 F 0,64 Cl 0,99 Br 1,14 Radios atómicos (Å) pag. 1

2 2. ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE UN ÁTOMO (EI) (también Potencial de ionización), se define como la energía intercambiada cuando a un átomo aislado, neutro, gaseoso y en estado fundamental se le extrae un 19 ev 1,6 10 J N A átomos 1kJ kj electrón y transformarlo en un ion monopositivo gaseoso: 1 = 96,4 átomo 1eV mol 1000J mol X(g) X + (g) + 1e - ; E=EI * A la energía para arrancar un 2º electrón: segundo potencial de ionización, y etc... * Unidades habituales: ev/átomo o kj/mol. * Como EI es la energía que hay que suministrar al sistema para arranca un electrón, EI será tanto mayor cuanto más fuertemente unido esté el electrón al átomo. grupo periodo En general 1. Carga del núcleo 2. Número de niveles 3. Config. electrónica Variación aumenta la carga Según derecha, aumenta carga núcleo mayor atracción sobre e - aumenta nº de niveles, aumenta distancia al núcleo y apantallamiento menor atracción El nivel (última capa) no cambia en un periodo, la distancia será parecida, el efecto de pantalla también y como No influye en la variación en el grupo, todos tienen la misma. Factor importante, según se avanza se aproxima a config. de gas inerte más energía para arrancar e - CONSIDERANDO EL AUMENTO DE LA EI EN LA TABLA... Observaciones: La energía de ionización siempre es una energía que hay que sumistrar desde el exterior (el sistema absorbe energía, aumenta su energía, E+), por tanto la EI siempre es positiva. La 2ª EI es mayor que la 1ª, ya que se arranca un electrón a un ion con una carga positiva. Energía de ionización (ev) Li 5,4 Na 5,1 K 4,3 Rb 4,2 Cs 3,9 Be 9,3 B 8,3 C 11,2 N 14,5 Mg Al Si P 7,6 6,0 8,2 10,5 Ca Ga Ge As 6,1 6,0 7,9 9,8 Sr In Sn Sb 5,7 5,8 7,3 8,6 Ba Tl Pb Bi 5,2 6,1 7,4 7,3 ns 2 ns 2 np 3 O 13,6 S 10,4 Se 9,8 Te 9,0 Po 8,4 F 17,34 Cl 12,95 Br 11,80 I 10,60 At 9,6 Ne 21,6 Ar 15,8 Kr 14,0 Xe 12,12 Rn 10,7 Predomina efecto combinado del nº de niveles, esto es, EI baja según descenso en Tabla Los tres efectos coinciden EI aumenta a lo largo del periodo Irregularidades: Subniveles llenos o semilleros, implica estabilidad. pag. 2

3 3. AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE), se define como la energía intercambiada en el proceso de incorporación de un electrón a un átomo en estado gaseoso para originar un ion negativo (anión), también en estado gaseoso. X(g) + 1e - X - (g) ; E=AE; así AE +, significa que el sistema absorbe energía (endotérmico); AE -, significa que el sistema emite energía (exotérmico, se estabiliza). La variación se analizará en VALOR ABSOLUTO de AE. Significando así que a mayor AE, mayor estabilización al entrar un electrón. Carga del núcleo Número de niveles Config. electrónica Variación grupo periodo En general aumenta la carga mayor atracción del electrón entrante. Según derecha, sobre e - aumenta nº de niveles, aumenta distancia al núcleo y apantallamiento menor atracción El nivel (última capa) no cambia en un periodo, la distancia será parecida, el efecto de pantalla también y como Factor importante, según se avanza se aproxima a config. de gas inerte mayor tendencia a ganar e- Variación global en la Tabla Periódica: CONSIDERANDO EL AUMENTO DE LA AE EN LA TABLA... predomina el efecto del número de niveles, y con ello la tendencia a ganar un e- disminuye AE. Hacia la derecha (salvo excepciones) AE aumenta. Observaciones: EI, siempre es positiva (proceso endotérmico), AE puede ser positiva (proceso endotérmico), o negativa (proceso exotérmico), ya que en algunas ocasiones la entrada de un electrón supone un estado más estable que el átomo neutro. Niveles electrónicos llenos (ns 2, como el Be, nd 10, como Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg,, ns 2 np 6, para gases inertes) o semillenos (np 3 como el N) son particularmente estables y tanto las EI y las AE tienen valores más elevados que la norma general. * El FLUOR, tiene un valor de la AE, menor que el esperado (siempre considerando valores absolutos), esto se debe a su pequeño tamaño. El electrón entrante debe soportar una gran repulsión de los demás electrones presentes. Afinidad electrónica (ev) Li -0,54 Be 0,60 B -0,20 C -1,25 N 0,10 O -1,47 F -3,45 Na Mg Al Si P S Cl -3,61 K Ca Ga Ge As Se Br -3,36 Rb Sr In Sn Sb Te I -3,06 pag. 3

4 4. ELECTRONEGATIVIDAD (EN) se define la EN como la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace. A diferencia de la EI y la AE, la EN no es una energía. Es un número. Define de forma relativa la apetencia de los átomos para captar electrones. La escala más utilizada se debe a Linus Pauling ( ) (Nobel Química en 1954, y Nobel de la Paz en 1962), asignando valores comprendidos entre 0 y 4, tomando para el hidrógeno el valor arbitrario de 2,1. Carga del núcleo Número de niveles Config. electrónica Variación grupo periodo En general aumenta la carga mayor atracción sobre e- entrantes Según derecha, sobre e - aumenta nº de niveles, aumenta distancia al núcleo y apantallamiento menor atracción El nivel (última capa) no cambia en un periodo, la distancia será parecida, el efecto de pantalla también y como Variación global en la Tabla Periódica: Según se avanza se aproxima a config. de gas inerte mayor tendencia a ganar e- disminuye EN. Hacia arriba, aumenta EN Hacia la derecha (salvo excepciones) EN aumenta. Observaciones: Su variación es por tanto, igual a la de EI y a la de la AE, aumentando hacia la derecha y hacia arriba en el sistema periódico. ELECTRONEGATIVIDAD (Escala de Pauling) Li 0,98 Be 1,85 B 2,04 C 2,55 N 3,04 O 3,44 F 3,98 Na 0,93 K 0,82 Rb 0,82 Cs 0,79 Mg 1,31 Ca 1,0 Sr 0,95 Ba 0,89 Al 1,61 Ga 1,81 In 1,78 Tl 2,04 Si 1,9 Ge 2,01 Sn 1,96 Pb 2,33 P 2,19 As 2,18 Sb 2,05 Bi 2,02 S 2,58 Se 2,55 Te 2,10 Po 2,0 Cl 3,16 Br 2,96 I 2,66 At 2,2 pag. 4

5 5. CARÁCTER METÁLICO. Los elementos metálicos son aquellos que tienen tendencia a ceder los electrones de las capas externas, es decir, tienen baja AE, baja EI y poca EN. En general Los elementos con pocos electrones en su última capa son metales porque los ceden con facilidad, salvo que, debido a su pequeño tamaño, estos electrones sean fuertemente atraídos por el núcleo. El Boro es un elemento químico que se encuentra en esta situación. Los elementos con 4 electrones en su última capa se comportan como metales en caso de gran tamaño (Sn y Pb). Los electrones están alejados. Los elemntos con más de 4 electrones suelen comportarse como no metales. Solo el Bi por su gran tamaño se comporta como metal. Entre metales y no-metales se encuentran los semimetales (o anfóteros), como el B, Ge, Sb, con propiedades intermedias. Variación global en la Tabla Periódica: Un elemento es reductor si tiene tendencia a CEDER electrones. METALES Un elemento es oxidante si tiene tendencia a COGER electrones. NO METALES Por tanto, lo elementos reductores serán los de baja EN, esto es los METALES. Y los elementos oxidantes serán los de elevada EN, esto es, los NO METALES pag. 5

6 6. NÚMERO DE OXIDACIÓN. El número de oxidación de un átomo, en un compuesto químico, es el número de electrones ganados o perdidos (total o parcialmente) por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. En general Existe una relación directa entre el nº de oxidación y la configuración electrónica. Todo elemento químico tiende a estabilizarse en el juego de electrones (captación-cesióncompartición) que supone un enlace químico. La máxima estabilidad es la estructura electrónica de un gas inerte. Los elementos de un mismo grupo poseen iguales sus números de oxidación más representativos. La estabilidad de capas completas también influye en los números de oxidación. * NUMERO DE OXIDACIÓN IÓNICO (también llamado VALENCIA IÓNICA): Número de electrones que un átomo neutro ha de ganar o perder para formar su ion más estable. Ejemplos: - Alcalinos ns su nº de oxidación +1 - Halógenos ns2np5 --- su nº de oxidación -1 - Carbonoideos, pueden ganar o perder 4 electrones. C, Si y Ge debido a su pequeño tamaño no ceden electrones con facilidad, pero su pequeña carga no es suficiente para atraer electrones ajenos, por tanto no forman iones. El Sn y el Pb, con los electrones de la ultima capa muy alejados, pueden perder los 2 electrones p (iones +2), o los 4 de la última capa (iones +4). - Los elementos de transición tienen posibilidades mas variadas, su última capa es del tipo: (n-1)d ns 2 con ambos niveles próximos en energía. Así el Fe: 3d 6 4s 2... puede perder los 2 electrones s... (ion +2); o los 2 s y uno de los d, quedándose con el subnivel d semilleno, con 5 electrones (situación que estabiliza, quedando un electrón desapareado en cada uno de los orbitales d), formándose el ion +3. * NUMERO DE OXIDACIÓN COVALENTE (también llamado COVALENCIA): Viene determinado por el número posible de enlaces covalentes que puede formar, y por tanto por el número de electrones desapareados. Carbono 2s 2p 2 e- desapareados.. nº oxidación 2... en el CO (C nº ox. +2) 4 e- desapareados.. nº oxidación 4... en el CO 2 (C nº ox. +4) Oxígeno (No hay subnivel d) 2s 2p 2 e- desapareados.. nº oxidación 2... en el H 2 O (O nº ox. -2) Azufre (posibilidad de promoción a subnivel d) 3s 3p 3d en el SO (S nº ox. +2) en el SO 2 (S nº ox. +4) en el SO 3 (S nº ox. +6) pag. 6

7 energía (ev) energía (ev) ,5 5 4,5 4 3,5 3 Li; 5,4 Variación E.I. - 2º período Be; 9,3 B; 8,3 C; 11,2 N; 14,5 O; 13,6 F; 17,34 Ne; 21,6 Li Be B C N O F Ne elementos 2º período Variación E.I. - Grupo IA (Alcalinos) Li; 5,4 Na; 5,1 K; 4,3 Rb; 4,2 Li Na K Rb Cs elementos 2º período Cs; 3,9 Recordar: Niveles llenos o semillenos aumentan la estabilidad En la recta de ajuste se observa: Be más de lo esperado por tener s 2 lleno. Energía extra para arrancar un e -. B menos de lo esperado. Al salir e - (p 1 )se queda con s 2 (subnivel lleno estabilidad) N más de lo esperado por p 3, subnivel semilleno. O menos de lo esperado. Al salir un e - se queda con p 3, subnivel semilleno. Ne más de lo esperado por estructura s 2 p 6. energía (ev) 1 0,5 0-0,5-1 -1,5-2 -2,5-3 -3,5-4 Variación A.E. - 2º período Be; 0,6 N; 0,1 B; -0,2 Li Li; -0,54 Be B C N O F C; -1,25 elementos 2º período O; -1,47 F; -3,45 En algunos textos definen la AE como: la energía que desprende un elemento en su estado fundamental y como gas, cuando recibe un electrón. X(g) + e - ---> X - (g) + AE Considerando la energía desprendida como +. Lo cual, no está de acuerdo con el criterio de signos termodinámico. Según el cual, cuando un sistema cede energía significa que su E final <E inicial, y por tanto, E es negativo. Lo correcto es definir AE como la energía intercambiada en el proceso: X(g) + e - ---> X - (g) Así AE será (negativa) en los procesos que el sistema ceda energía (exotérmicos), que tiendan a mayor estabilidad. Y al revés, AE será + (positiva) en los procesos que el sistema absorba energía (endotérmicos). En la recta de ajuste se observa: Li (AE, cede energía, se estabiliza al meter e - ), metiendo un e - se queda con s 2, subnivel lleno. Be (AE +, hay que dar energía) por tener s 2 lleno. Cuesta meter un e - extra. C (AE, cede energía) al entrar un e -, logra un subnivel semilleno p 3. N (AE +, hay que dar energía para meter un e - ) por tener p 3, subnivel semilleno. F (AE, alta) más de lo esperado por tender a estructura s 2 p 6 y justo con e - que entra, la logra. pag. 7

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