Transcript 08 Relaciones Periodicas de los elementos
Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm.
Dpto. Cs. Químicas
Configuración electrónica y periodicidad química Prof. Josefina Canales
Predicciones de Mendeleev de las propiedades del germanio (“eka Silicon”) y sus propiedades reales Propiedad Propiedades predichas Propiedades reales
Masa atómica 72 72.59
Apariencia Metal gris Metal gris Densidad 5.5 g/cm 3 5.35 g/cm 3 Volumen molar 13 cm 3 /mol 13.22 cm Capacidad calórica específica 0.31 J/g K 0.32 J/g K Densidad del óxido 4.7 g/cm 3 3 /mol 4.23 g/cm 3 Fórmula del sulfuro y ES 2 ; insoluble en GeS 2 ; insoluble en solubilidad H 2 O; soluble en H 2 O; soluble en (NH 4 )S acuoso (NH 4 )S acuoso Fórmula del cloruro ECl 4 GeCl 4 (punto de ebullición) < 100 o C 84 o C Densidad del cloruro 1.9 g/cm 3 1.844 g/cm 3 Preparación del elemento reducción de K 2 EF 6 con sodio reducción de K 2 GeF 6 con sodio
Observación del efecto del espín del electrón Fuente de átomos de H Haz de átomos de H Pantalla detectora Fig. 8.1
Dirección del campo magnético externo no uniforme Imán
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, Magnético
m l
Enteros desde -
l
a 0 a +
l
2, y 3 corresponden a los orbitales
s
,
p
,
d
, y
f
respectivamente) Orientación orbital Spin
m s
+ 1/2 o -1/2 Dirección del espin de e-
Tabla 8.2
Números cuánticos - I
• •
1) 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.
Números cuánticos - II
•
2) 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
Números cuánticos - III
•
3) 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 = 2 , m
l
l =1 , m
l
= -2,-1,0,1,2 = -1,0,+1
Números cuánticos - IV
•
4) Número cuántico de espín- m s el giro del electrón + o – denota
• Los valores del espín pueden ser : + 1 / 2 o - 1 / 2 • • •
n
=1
l n
= 2
l
= 0
m l
= 0
m l
= 0
m s
= 0
m s
= +1/ 2 y -1/ 2 = +1/ 2 y -1/ 2
l
= 1
m l m l
= -1
m s
= 0
m s
= +1/ 2 y -1/ 2 = +1/ 2 y -1/ 2
m l
= +1
m s
= +1/ 2 y -1/ 2
Evidencia espectral de la división de niveles de energía en átomos con muchos electrones Espectro He Espectro H Fig. 8.2
Efectos electrostáticos y energías orbitales Penetración de 2s A Carga nuclear B Protección C Electrón interno protegido D Penetración Fig. 8.3
Orden para el llenado de subniveles de energía con electrones
Fig. 8.4
Principio de exclusión de Pauli:
Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de númertos cuánticos Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos electrones deben tener un espín opuesto.
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.
Números cuánticos - V
• • • • • • • • • •
n = 1 l = 0 m
l
= 0 m
s
n = 2 l = 0
m l
l = 1
m l
= 0 para todos los orbitales = -1 , 0 , +1 n = 3 l = 0
m l
l = 1
m l
= 0 = -1 , 0 , +1 n = 4 l = 2 l = 0
m m l l
= - 2 , -1 , 0 , +1 , +2 = 0 l = 1 l = 2 l = 3
m l
= -1 , 0 +1 = + 1/ 2 y - 1/ 2
m l
= - 2 , -1 , 0 , +1 , +2
m l
= - 3 , - 2 , - 1 , 0, +1,+2 ,+3
Números cuánticos - VI
Valores permitidos 1 2 3 4
n l
0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
m l m s
0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 +1/2 -1/2 -2 -1 0 +1 +2 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 Todos espín + o - 1/2
Números cuánticos - VII 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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 18 Ar 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 7s 2 5f 14 6d 10 118 ?
Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital - I
1) El efecto de la carga nuclear (Z) sobre la energía del orbital
He + y H tienen un electrón pero He + tiene 2 protones, lo que duplica la fuerzas de atracción sobre los electrones:
Energía de ionización para los dos: He + = - 5250 kJ / mol H = - 1311 kJ / mol 2) El efecto de un electrón adicional sobre la energía del orbital
He tiene dos electrones, visto que He + tiene sólo uno, la repulsión resultante de los electrones en el orbital de He da una mayor energía de orbital (número negativo más pequeño).
E para He + = -5250 kJ / mol E para He = -2372 kJ / mol
Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital - II
3) El efecto de electrones internos sobre la energía de orbitales externos
Los electrones internos (1s) protegen a los electrones externos (2s) de la fuerza de atracción completa del núcleo, haciendo al orbital 2s más alto en energía. Este
escudo
significa que
la carga nuclear efectiva (Z ef )
, la carga nuclear que realmente experimenta un electrón, es menor para un electrón que se encuentra en un orbital externo.
E of H 1s = - 1311 kJ/mol and E of Li 2s = - 520 kJ/mol 4) El efecto de la forma del orbital (valor de l) sobre su energía
Debido a su forma diferente, un electrón 2s está, en promedio, un poco más lejos del nucleo que uno 2p, por lo tanto, deberíamos esperar que un electrón 2s sea atraído con menos fuerza y que tenga más energía. Pero debido a que un electrón 2s también tiene una probabilidad más pequeña de energía que un electrón 2p.
“penetrar”
muy cerca del nucleo, se reduce la energía del electrón 2s, y lo hace de menor
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 n = 1 L = 0 m L L = 0 m s = + 1/ 2 = 0 m s = - 1/ 2 n = 2 L = 0 m L = 0 m s = - 1/ 2
Diagrama de orbital de caja - I 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
Diagrama de orbital vertical para el estado basal del Li
Fig. 8.5
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.
Periodo
Ocupación de orbitales para los 10 primeros elementos, del H al Ne
Periodo
Fig. 8.6
Diagrama de orbital de caja - II 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
1s 2s 2p x 2p y 2p z
N
(7 e
-
)
1s 2 2s 2 2p 3
1s 2s 2p x 2p y 2p z
O
(8 e
-
)
1s 2 2s 2 2p 4
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
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 Electrones centrales 1s 2 2s 2 1 2p 6 --- uno --- diez • • • Cloro 17 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s 2 Centrales 1s 2 2s 2 3p 2p 6 5 ---- siete ---- diez
Números cuánticos y el número de electrones
• • n L m s # e ## ========================================================== • 1 0 0 (1s) +1/2 - 1/2 2 2* • 2 0 0 (2s) +1/2 -1/2 2 4 • • • 1 -1,0,+1 (2p) +1/2-1/2 6 10* • 3 0 0 (3s) +1/2-1/2 2 12 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 18* 2 -2,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/2 10 28 • • 4 0 0 (4s) +1/2-1/2 2 30 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 36* * Denota un gas noble
Orden del llenado de electrones
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p
Configuración electrónica - I
• H 1s 1 • He 1s 2 [He] • Li 1s 2 • Be 1s 2 2s 2s 2 1 [He] 2s [He] 2s 2 1 • B 1s 2 • C 1s 2 2s 2 2s 2 2p 1 2p 2 • N 1s 2 • O 1s 2 2s 2s 2 2 2p 2p 3 4 • F 1s 2 • Ne 1s 2 2s 2s 2 2 2p 2p 6 5 [He] 2s [He] 2s [He] 2s [He] 2s [He] 2s [He] 2s 2 2 2 2 2 2 2p 2p 2 2p 2p 2p 2p 1 3 4 5 6 = [Ne]
Configuración electrónica - II
• 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]
Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos
Diagramas de orbital de caja - III Na Ar 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
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
Configuración electrónica - III
• K [Ar] 4s 1 • Ca [Ar] 4s 2 • Sc [Ar] 4s 2 • Ti [Ar] 4s 2 3d 1 3d 2 o este orden es correcto [Ar] 3d 1 4s 2 • Cu [Ar] 4s 1 • Zn [Ar] 4s 2 3d 10 3d 10 [Ar] 3d 2 4s 2 • V [Ar] 4s 2 • Cr [Ar] 4s 1 3d 3d 5 3 • Mn [Ar] 4s 2 • Fe [Ar] 4s 2 3d 5 3d 6 [Ar] 3d 3 4s 2
Anomalías en el llenado
El orden puede ser correcto • Co [Ar] 4s 2 • Ni [Ar] 4s 2 3d 7 Pero normalmente es mejor 3d 8 poner el último en llenarse
Anomalías en el llenado
Diagrama de orbital de caja - IV 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
Configuración electrónica - IV
• Ga [Ar] 4s 2 3d 10 4p 1 • Ge [Ar] 4s 2 3d 10 4p 2 • As [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 • Se [Ar] 4s 2 3d 10 4p 4 • Br [Ar] 4s 2 3d 10 4p 5 • Kr [Ar] 4s 2 3d 10 4p 6 = [Kr]
Configuración electrónica - V
• 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 • Mo [Kr] 5s 1 4d 5 4 • Tc [Kr] 5s 2 • Ru [Kr] 5s 1 4d 6 4d 7 • Rh [Kr] 5s 1 4d • Pd [Kr] 4d 10 8 • Ag [Kr] 5s 1 • Cd [Kr] 5s 2 4d 10 4d 10
Anomalías en el llenado
Configuración electrónica - VI
• In [Kr] 5s 2 4d 10 5p 1 • Sn [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2 • Sb [Kr] 5s 2 4d 10 5p 3 • Te [Kr] 5s 2 4d 10 5p 4 • I [Kr] 5s 2 4d 10 5p 5 • Xe [Kr] 5s 2 4d 10 5p 6 = [Xe]
Configuración electrónica - VII
• • • • • • • • • • • • • • • • • 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 Er [Xe] 6s 2 4f 12 Tm [Xe] 6s 2 4f 13 Yb [Xe] 6s 2 4f 14 Lu [xe] 6s 2 3d 1 4f 14
Anomalías llenado en el
Configuración electrónica - VIII
• • • • • • • • • • • • • • • 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 Po [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 4 At [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 5 Rn [xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 = [Rn]
Anomalías en el llenado
• • • • • • • • • • • • • • • • •
Configuración electrónica - IX
Fr [Rn] 7s 1 Ra [Rn] 7s 2 Ac [Rn] 7s 2 6d 1 Th [Rn] 7s 2 6d 2 Pa [Rn] 7s 2 5f 2 6d 1 U [Rn] 7s 2 5f 3 6d 1 Np [Rn] 7s 2 5f 4 6d 1 Pu [Rn] 7s 2 5f 6 Am [Rn] 7s 2 5f 7 Cm [Rn] 7s 2 5f 7 6d 1 Bk [Rn] 7s 2 5f 9 Cf [Rn] 7s 2 5f 10 Es [Rn] 7s 2 5f 11 Fm [Rn] 7s 2 5f 12 Md [Rn] 7s 2 5f 13 No [Rn] 7s 2 5f 14 Lr [Rn] 7s 2 5f 14 6d 1
Anomalías en el llenado
H La tabla periódica de los elementos Estructura electrónica N a Li Be Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Sc Y La Ti Zr Hf V Nb Ta Cr Mn Fe Co Ni Cu M oW Tc R Re uOs Rh Ir Pd Pt A Zn Cd Hg B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl I Ne Ar Br Kr Xe At Rn Fr Ra Ac Rf Ha Sg He Ce Pr Nd PmSm EuGd T Th Pa U Np PuAmC m Orbitales “s“ DyHo Er Tm Yb Lu o Orbitales “p“ Lr Orbitales “d“ Orbitales “f“
La tabla periódica de los elementos Anomalías en el llenado de electrones H Li Be B C N O F He Ne NaM Rb Sr Y Ti V Al Si P S Cl Ar Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Zr Nd Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Cs Fr Ba R a La Ac H f Rf Ta W Du Sg Re O Ir Pt Au Hg Tl Sn Sb Te Pb Bi Po I At Xe Rn Ce Pr Nd PmSm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th P a U Np PuAm Cm Bk Cf Es FmMd No Lr Llenado anómalo de electrones
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
) *Lantánidos **Actínidos
Fig. 8.9
Elementos de trancisión(bloque
f
)
Relación entre el llenado de orbitales y la tabla periódica bloque s bloque f Fig. 8.10
bloque d bloque p
Configuración electrónica de iones
•
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
•
Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
•
Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
•
O 1s 2 2s 2 2p 4 Na + 1s 2 2s 2 2p 6 Mg Al O +3 - 2 +2 1s 2 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2s 2 2p 6 2p 6 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
Radio metálico del Al
Definición de los radios metálico y covalente
Longitud de enlace Enlace Cl - Cl Radio covalente del Cl Radio covalente del C Enlace C-Cl Radio covalente del Cl Fig. 8.11
Radios atómicos de los grupos principales y elementos de transición Fig. 8.12
Periodicidad del radio atómico Fig. 8.13 Numero atómico, Z
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.
Periodicidad de la primera energía de ionización (EI
1
)
Fig. 8.14
Número atómico
Energías de primera ionización de los elementos de grupos
Las tres primeras energías de ionización del berilio (en MJ/mol)
Fig. 8.16
Energías de ionización sucesivas
# Electrones Z Elemento de valencia EI 1 EI 2 EI 3
3 Li 1 0.52 7.30 11.81
EI 4
4 Be 2 0.92 1.76 14.85 21.01
EI 5 EI 6 EI 7
5 B 3 0.80 2.43 3.66 25.02 32.82
6 C 4 1.09 2.35 4.62 6.22 37.83 47.28
7 N 5 1.40 2.86 4.58 7.48 9.44 53.27 64.36
8 O 6 1.31 3.39 5.30 7.47 10.98 13.33 71.33
9 F 7 1.68 3.37 6.05 8.41 11.02 15.16 17.87
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) Plan:
Ar, Ne, Rn
b)
At, Bi, Po
c)
Be, Na, Mg
d)
Cl, K, Ar 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
b) Bi, Po, At
disminuye.
Estos elementos son todos del periodo 6 y la EI aumenta
c) Na, Mg, Be d) K, Cl, Ar
de izquierda a derecha.
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.
Estos elementos encierran al gas noble Ar, y el Cl sería más bajo que el Ar y el K sería más bajo todavía.
Identificación de elementos por sus energías de ionización sucesivas
Problema:
Dadas las siguientes series de energías de ionización (en
Plan:
kJ/mol) para un elemento en el periodo 3, nombre el elemento y escriba su configuración electrónica: EI 1 EI 2 EI 3 EI 4 580 1,815 2,740 11,600 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
Fig. 8.17
Afinidades electrónicas de los elementos de grupos principales
Tendencias en tres propiedades atómicas
Tamaño atómico Energía de ionización Afinidad electrónica
Fig 8.18
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
Tendencias en el comportamiento metálico
Fig. 8.19
El cambio en el comportamiento metálico en el grupo 5A (15) y el periodo 3
Fig. 8.20
Gupo 5A (15)
Comportamiento ácido – base de un óxido metálico (iónico) y un óxido no metálico (covalente) Fig. 8.21
La tendencia en el comportamiento ácido – base para óxidos de elementos
Fig. 8.22
Iones de los grupos principales y la configuración electrónica de un gas noble Fig. 8.23
Electrones perdidos Electrones ganados
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) b) S [Ne] 3s 2 3p 4 + 2 e S 2 [Ne] 3s 2 3p 6 Ba ([Xe] 6s 2 ) Ba 2+
(como el Ar)
[Xe] + 2 e c) Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb 3+ Sb [Kr] 4d 5+ 10 [Kr] 4d 5s 10 2 + 3 e + 5 e -
Entrecruza mientos en los niveles de energía del periodo 4
Fig. 8.24
Número atómico, Z
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 [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2 Pb [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 Pb [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 As [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 As [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Sb [Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 Pb Sn 4+ Sn 2+ Pb +2 +4 As 3+ As 5+ Sb Sb 3+ 5+ [Kr] 4d 10 [Kr] 5s 2 4d 10 [Xe] 4f [Xe] 4f 14 14 5d 5d [Ar] 3d 10 4s 2 [Ar] 3d 10 + 3 e + 5 e [Kr] 4d [Kr] 4d 10 10 10 10 + 4 e 6s 5s 2 2 + 2 e + 2 e + 4 e + 3 e + 5 e -
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.
Aparato para medir el comportamiento magnético de una muestra
Balanza Muestra diamagnética Electroimán
Fig. 8.25
Muestra paramagnética Electroimán
a)
Ejemplos de iones y elementos que son paramagnéticos
Ti [Ar]4s 2 3d 2 Ti +2 [Ar] 3d 2 + 2 e b) 4s 3d Fe [Ar] 4s 2 3d 6 4s 3d Fe +3 [Ar] 3d 5 + 3 e c) 4s 3d Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Cu + or Zn +2 Zn [Ar] 4s 2 3d 10 4s 3d Cu +1 [Ar] 3d 10 + 1 e 4s 3d Zn +2 [Ar] 3d 10 + 2 e -
Fig. 8.26
Ilustración del radio iónico
Radio atómico contra radio iónico
GRUPO Fig. 8.27
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:
b)
Los iones Na + , O 2 , y F -
Na +
F , por lo tanto es más grande. Na +
< K + < Rb +
son isoelectrónicos. O 2 tiene Z ef más bajo que es un catión, y tiene el más alto Z ef , entonces es más pequeño:
Na + c)
Fe +2
< F < O 2-
tiene una carga más baja que Fe +3 , por lo tanto es más grande:
Fe +3 < Fe +2