TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAY PERIODICIDADY PERIODICIDAD

D Sil i E C till Bl mDra. Silvia E. Castillo Blum

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOSELEMENTOS

La identificación de toda la serie deelementos naturales ha exigido muchos añosde intensa investigación. En la antigüedad yedad media se conocían solamente 12element selementos.

22

CLASIIFACIÓN PERIÓDICA DE LOSELEMENTOS

E l l lEn el siglo XVIII, lostrabajos de Boyle yLavoisier permitieronLavoisier, permitieronreconocer un númerosuficiente desuficiente deelementos, para buscaruna clasificación de

Antoine Laurent Lavoisier(1743-1794)

una clasificación deellos, con objeto defacilitar su estudio y

Robert Boyle(1627-1691)y

avanzar en el estudio dela química.

33

L í d l l fLa mayoría de los elementos comunes fueronidentificados en los siglos XVIII y XIX, pero enel siglo XX se conocieron la mayoría de losel siglo XX se conocieron la mayoría de loselementos raros (muchos de ellos radiactivos).

44

L i di i ió d l l f La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (actualmente en desuso)metaloides (actualmente en desuso).

Lavoisier agrupó los elementos en:Lavoisier agrupó los elementos en:

• no metálicos, formadores de ácidos

• metálicos formadores de bases

f d d l• formadores de sales

55

EDAD

DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS

Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907Plata Platino 1735 Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917C b Ci 1746 C i 1803 T li 1862 (1934)

EDADANTIGUA

SIGLO XVIII SIGLO XIX1801 - 1850 1851 - 1900 1901 - 1939

SIGLO XX

Cobre Cinc 1746 Cerio 1803 Talio 1862 (1934)Hierro Níquel 1751 Iridio 1803 Indio 1863 Hafnio 1923Plomo Bismuto 1753 Osmio 1803 Helio 1868 Renio 1925Estaño Magnesio 1755 Paladio 1803 (1895) Tecnecio 1937Mercurio (1808) Rodio 1803 Samario 1870 Francio 1939

f ó G( )

Azufre Hidrógeno 1766 Potasio 1807 Galio 1875Carbono Flúor 1771 Sodio 1807 Yterbio 1878

(1886) Bario 1808 (1907)Nitrógeno 1772 Boro 1808 Escandio 1879Cloro 1774 Calcio 1808 Holmio 1879Manganeso 1744 Iodo 1811 Tulio 1879Oxígeno 1744 Cadmio 1817 Gadolino 1880Molibdeno 1778 Litio 1817 Neodimio 1885Telurio 1782 Selenio 1817 Praseodimio 1885 Astato 1940Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio 1940

PERIODO DELA ALQUIMIA

1901 - 1939

Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio 1940Circonio 1789 Bromo 1826 Germanio 1886 Plutonio 1940

Arsénico ~1250 (1824) Aluminio 1827 Argon 1894 Curio 1944Fósforo 1669 Uranio 1789 Torio 1828 Europio 1896 Americio 1945Antimonio 1700 (1841) Vanadio 1830 Kripton 1898 Prometio 1947

Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon 1898 Berkelio 1950

LA ALQUIMIA

Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon 1898 Berkelio 1950(1808) Erbio 1843 Polonio 1898 Californio 1950

Titanio 1791 Terbio 1843 Radio 1898 Einstenio 1954(1910) Rutenio 1844 (1911) Fermio 1954

Ytrio 1794 Xenon 1898 Mendelevio 1955Actinio 1899 Nobelio 1957 6Actinio 1899 Nobelio 1957

Cromo Radon 1900Berilio

6

Dobereiner, químico alemán, mostróque el peso de combinación del

t i i d t i lestroncio era aproximadamente igualal valor medio de los pesos del calcio ybario y que estas relaciones tambiény qse presentaban con otros elementos.

En base a lo anterior, propuso laformación de triadasformación de triadas.

calcio 40.08 cloro 35.457 litio 6.940 azufre 32.066

estroncio 87.63 bromo 79.916 sodio 22.991 selenio 78.96

bario 137 36 yodo 126 91 potasio 39 100 telurio 127 61bario 137.36 yodo 126.91 potasio 39.100 telurio 127.61

77

En 1862, Chancourtois construyó su Vis telluriqueen el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico..

Alexandre-Emile Beguyer de Chancourtois

88

oLos elementos análogos se acomodabanprácticamente sobre la misma generatriz pero elprácticamente sobre la misma generatriz pero eldiagrama era demasiado complicado y difícilmentecomprensible.comprensible.

Hélice Telúrica deCharcourtois

99

Newlands organizó a los elementos por su pesoNewlands organizó a los elementos por su pesoatómico formando octavas, análogamente con lasnotas de la músicanotas de la mús ca

Los dos primeros periodos de 8 elementospermitían que elementos de igualespermitían que elementos de igualescaracterísticas quedaran juntos, pero en eltercer periodo se rompían las relacionesp p

John Alexander Reina Newlands(1837-1898)

1010

Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendeleyev al elementos fueron superados por Mendeleyev al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos.físicas y químicas de los elementos.

En síntesis Mendeleyev logró establecer una En síntesis, Mendeleyev logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos

1111

La ventaja de la tabla de Mendeleyev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no ól b i ili d ñ sólo presentaba similitudes en pequeños grupos

como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.

Dmitri Ivanovich Mendeleyev(1834-1907)

1212

Tabla Periódica de Mendeleyev

1313

C id d lConvencido delcarácter general de suley no dudó en dejarley no dudó en dejarvacíos lugares de latabla, así como,invertir el orden deltelurio y de suponerd d ldudosos los pesosatómicos de algunoselementoselementos

1414

En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico p y , q yalemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo

ll ó áfi l lú que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedadeselectroquímico y otras propiedades.

1515

Ha habido alguna discusión sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer o el ruso Dmitri Mendeleiev alemán Lothar Meyer o el ruso Dmitri Mendeleiev.

Ambos químicos produjeron resultados Ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía

ió b i d d t bl iódi una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos.

La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica gy mostraba una periodicidad en función de ésta.

1616

En 1868, Meyer t ó t bl construyó una tabla

extendida que entregó a un colega para su a un colega para su evaluación. Desgraciadamente gpara Meyer, la tabla de Mendeleyev se

bli ó 1869 Julius Lothar Meyerpublicó en 1869, un año antes de que apareciera la de

Julius Lothar Meyer

apareciera la de Meyer.

1717

PRIMERA TABLA PERIÓDICA MENDELEYEV ( 1869 ).

Los elementos ordenados según su peso atómico presentan una periodicidad en sus propiedades.p p p p .

La magnitud del peso atómico determina el La magnitud del peso atómico determina el carácter químico del elemento.

Se descubrirán más elementos, algunos de ellos parecidos al Al y al Si con un peso atómico p y pcomprendido entre 65 y 75.

1818

El ó i d l d i El peso atómico de un elemento se puede corregir a partir de sus propiedades y de sus análogos. Así el peso atómico del Te tiene que ser entre 123 y el peso atómico del Te tiene que ser entre 123 y 126 en lugar de 128.

Algunas de las propiedades características de un elemento se pueden deducir de su peso atómico.elemento se pueden deduc r de su peso atóm co.

1919

PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEYEV ( 1869 ).

I II V

Zr = 90

VI

? = 180

IV

Ti = 50

III

Nb = 94Mo = 96Rh = 104.4Ru = 104 4

Ta = 182W = 186Pt = 197.4Ir = 198

V = 51Cr = 52Mn = 55F 56

H = 1Be = 9.4

Ru = 104.4Pd = 106.6Ag = 108Cd = 112

Ir = 198Os = 199Hg = 200

Fe = 56Ni = Co = 59Cu = 63.4Zn = 65 2Mg = 24

B = 11C = 12N = 14O = 16

Ur = 116Sn = 118Sb = 122Te = 128?

Au = 197?

Bi = 210

Zn 65.2? = 68? = 70

As = 75

Al = 27.4Si = 28P = 31S 32

Li = 7

O = 16F = 19

Na = 23

Te = 128?J = 127

Cs = 133Ba = 137

Tl = 204Pb = 207

Se = 79.4Br = 80Rb = 85.4S 87 6

S = 32Cl = 35.5K = 39

Ca = 40 Sr = 87.6Ce = 92La = 94Di = 95

Ca 40? = 45

?Er = 56?Yt = 60

20Di = 95Th = 118?

?In = 75.6 20

Mendeleyev dio un nombre provisionala cada uno y pde los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, formado por un

fij d d l á i ( k i d i prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecinovecino.También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico Por ejemplo:comportamiento periódico. Por ejemplo:

Nombre Nombre Nombre Nombre Nombre Mendeleyev

Nombre actual

Nombre Mendeleyev

Nombre actual

eka aluminio galio dwi renio eka aluminio galio dwi manganeso

renio

eka silicio germanio dwi telurio polonio 21

g p 21

FORTALEZAS DE LA TABLA PERIÓDICA DEMENDELEYEV

P itió d i l i d d d l l t • Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos.

• Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico que la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de

átun átomo.

• Actualmente permite entender el comportamiento de • Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje d l ími d s ipti 22de la química descriptiva. 22

TIPOS DE TABLAS PERIÓDICAS2323

REPRESENTACIONES GRÁFICAS DE LATABLA PERIÓDICA

D d l i bli i d l l Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleyev y Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica.

La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras estrechamente relac onada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semilarga.

2424

2p2s

3d

3p

4p

3s

4s

4d 5p

6p5d

5s

6s

6d7s

2525

2626

2727

TABLA PERIÓDICA SEMILARGA

C d 18 l (f ili ) l i b Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia excepto los números sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia.

2828

TABLA PERIÓDICA

H j t l l t do Hay semejanzas entre los elementos dediferentes familias, cuando las relacionescarga/radio son similares y cuando tienen elg m ymismo número de electrones de valencia. Porejemplo:

(n-1)d1ns2

ns2 np1ns2 np1

2929

TABLA PERIÓDICA

E f d bl i l d fil b j d l Este formato de tabla incluye dos filas abajo del cuerpo principal, en la primera se colocan los 14 elementos que siguen al lantano y en la segunda elementos que siguen al lantano y en la segunda los 14 elementos que siguen al actinio

Indica en forma evidente en qué tipo de orbitales se encuentran los electrones de valencia: s, p, d y se encuentran los electrones de valenc a s, p, d y f.

3030

1s2p2s

3d

3p

4p

3s

4s

4d 5p

6p5d

6d5f

4f

5s

7s

6s

6df

3131

1 s

s1 s2PERIODO

p1 p2 p3 p4 p5 p6

2s 2p 2

s2

3s 3p

4s 4p3d

3

4

Metales de transición

4s

5s

4p

4d

3d

5p

4

5Metales de transición

5f

4f6s

7s

5d

6d

6p 6

7

inertes

f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

5f7s 6d 7

f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8

32Elementos Representativos 32

dd ppssff

Forma extra largaForma extra- larga

ppss dd

ff

1 ss1 s2

Forma larga

PERIODO1 s

p1 p2 p3 p4 p5 p6

3s 3p2s

d

2p 23Metales de transición

s2

5f4f

4s5s6s7s

5d

4p

6d

4d3d

5p6p

4567

Metales de transición inertes

33f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

5f7s 6d 7f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8

Elementos Representativos

33

PERIODICIDAD

E i d Z En un periodo n = constante pero aumenta Z (número de protones) lo que genera:Di i ió d t ñDisminución de tamañoAumento de la energía de ionizaciónA t d l l f tiAumento de la carga nuclear efectiva

3434

Con figuraciones Con figuraciones electrónicaselectrónicas

3535

Números cuánticos

n: número cuántico principaln: número cuántico principal

l: número cuántico del momento angular orbital

m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico.

Valores permitidos

para n: números enteros 1, 2, 3,.para l: números enteros desde 0 hasta (n-1)p ( )para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

3636

Núm s á ti s Significado físico Valores mitid sNúmeros cuánticos g f f permitidos

Principal (n)1.Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el 1 2 3Principal (n) energético en que se encuentra el electrón) 2.Distancia del electrón al núcleo.

1, 2, 3....

•Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n.

Secundario o azimutal (l)•Forma del orbital:

•l = 0: orbital s (esférico) •l = 1: orbital p (bilobulado) (un orbital p en la dirección de cada

0, 1, 2, ..., n-1

(un orbital p en la dirección de cada eje coordenado: px, py, pz)

•l = 2: orbital d

Magnético (m) Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. -l, ..., 0, ..., + l

E í ( ) Sentido de giro del electrón en torno a 1/2 37Espín (s) Sent do de g ro del electrón en torno a su propio eje. ± 1/2 37

Principio de AufbauPrincipio de Aufbau

oLos electrones se acomodan partiendo del orbital demenor energía, hasta que todos los electrones estánm g , qubicados en un orbital apropiado.

oEl principio de Aufbau establece que el electrón quediferencia a un elemento del inmediatamente anteriordiferencia a un elemento del inmediatamente anterior(según el orden de sus números atómicos) ocupa elorbital disponible de menor energía.p g

3838

Principio de exclusión de PauliPrincipio de exclusión de Pauli

oTodos los electrones en un átomo deben teneroTodos los electrones en un átomo deben tenerdiferente combinación de los cuatro números cuánticosque describen su estado energético.que descr ben su estado energét co.

Regla de Hund

Ningún orbital puede tener dos electrones antes que losrestantes orbitales de la misma subcapa tengan alpmenos uno. Se comienza con el orbital del más bajo nivelenergético.

3939

Diagrama empleado paraDiagrama empleado paradeterminar el llenado delos orbitaleslos orb tales

4040

LAS PROPIEDADESLAS PROPIEDADESPERIÓDICASPERIÓDICAS

4141

NÚMERO ATÓMICO

El ú ó i d l ú d El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajoderecha en cada periodo y de arriba hacia abajoen un mismo grupo.

4242

4343

NÚMERO ATÓMICO

Aum

ennta

44

Aumenta44

ENERGÍA DE ENERGÍA DE IONIZACIÓNIONIZACIÓN

4545

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

E í í i i Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro o de un ión gaseosos

M (g) → M+ (g) + 1e-

Aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajoarriba abajo

4646

E. I. ≅ ⎛⎝⎜

⎞⎠⎟

Z e* 2

2

2E I ≅ ⎛⎝⎜

⎞⎠⎟

Zn

ea

* 2

2

2⎛⎝⎜

2 2≅ ⎝⎜ ⎠⎟n a2 02⎝⎜ ⎠⎟n a2

02⎝⎜ 0

4747

PRIMERA ENERGIA DE ENERGIA DE SEGUNDA SEGUNDA ENERGIA DEDE TERCERA ENERGIA DEENERGIA DEIONIZACIÓN PARA EL LITIOIONIZACIÓN PARA EL LITIO

SEGUNDA SEGUNDA ENERGIA DEDEIONIZACIÓNIONIZACIÓN

TERCERA ENERGIA DEENERGIA DEIONIZACIÓN

124 kcal/mol 1740 kcal/mol 2806 kcal/mol

+33 33 +33+33 +33 +33

Primer electrón Segundo electrón Tercer electrón48

Li Li+ + e- Li+ Li2+ + e- Li2+ Li3+ + e-

48

Li Be B C N O F En un periodo n es constante aumenta Z* y En un periodo n es constante, aumenta Z y E.I. aumenta

kJ mol -1kJ mol

s1 s0 s1 s0

s2 s1 s2 s1 520.3899 5

LiBe s2 s1 s2 s1

s2 p1 s2 s2 p1 s2

s2 2 s2 1 s2 2 s2 1

899.5800.6

1086 4

BeBC s2 p2 s2 p1 s2 p2 s2 p1

s2 p3 s2 p2 s2 p3 s2 p2

1086.41402.3

CN

s2 p4 s2p3 s2 p4 s2p3

s2 p5 s2p4 s2 p5 s2p4 1314.01681 0

OF 49s p s ps p s p 1681.0F 49

En una familia n y Z* aumenta pero el aumentoEn una familia n y Z* aumenta, pero el aumento del volumen domina y E.I. disminuye

Li 520.31 ns0 ns

n = 1 Li 520.3Na 495.8K 418 9

n = 2

n = 3 K 418.9

Rb 403.0

n = 3

n = 3

5050

5151

PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

5252

AFINIDAD AFINIDAD ELECTRÓNICAELECTRÓNICA

5353

AFINIDAD ELECTRÓNICA

E l í i l d l Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un electrón

X(g) + 1 e- → X-(g)

H = - afinidad electrónica

5454

-

+9 F(g) +1e F(g)F(g) (g)F(g) (g)+9 (g) 1e F(g)(g) (g)(g) (g)

S- (g) + 1e- S2- (g)

5555

300

AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

200

300Be

Mg

Ca Sr

0

100

mol

)

Sr

Ba

-100

00 10 20 30 40 50 60 70 80 90

A.E

. (kJ

/m

-300

-200

-400

Número Atómico (Z) 56Número Atómico (Z) 56

AFINIDAD ELECTRÓNICA

l l d i d ( á i )Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa).Decrece al bajar en familia sin embargo el

bi ñ cambio es pequeño.

5757

5858

ELECTRONEGATIVIDAD

5959

U l i i í i Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativose dice que es electronegativo

La tendencia a atraer electrones de un átomo La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad

6060

H div rs s m n r s d m dir l Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X)

Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es:

Xa-Xb = 0.208 [ Dab-(DaaDbb)1/2] ½

Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/moldiatómica AB expresada en kcal/mol.

Esta ecuación es empírica se basa en la observación de E u n mp r n r nque los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares 61que los enlaces entre las moléculas homonucleares 61

Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como

Xm = (AE + EI)/2

Alfred y Rochow definieron la electronegatividad

Xm = (Z*e)/r x 100

6262

P l t t ti t d Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. j g p

Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

6363

Periodo 2 Li Be B C N O F

1 1 5 2 2 5 3 3 5 41 1.5 2 2.5 3 3.5 4

Periodo 3 Na Mg Al Si P S Cl

0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3 640.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3 64

4O

F

3Cl

SB

C

N

H Período 1Período 2

Valores de P

2

Li

SBe

AlSi

PPeríodo 3

Pauling

1

NaMg

Al

65

Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio65

ELE R NEG V D D

1

ELECTRONEGATIVIDAD

2.1

Hidrógeno

2

Helio

1.0

3

Liti

1.5

4

B ili

2.0

5

B

2.5

6

C b

3.0

7

Nit ó

3.5

8

O í

4.0

9

Flú

10

N ó

Helio

Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón

4N

OF

Valore

1

2

3

Li

Cl

Mg

SBC

N

BeH

Al Si PPeríodo 1

Período 3

Período 2

es de Pauling

Na Mg

6666

Electronegatividad para los elementos representativos

H2.1 Aumenta

Li Be B C N O F

1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.01.0

Na0.9

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

Mg1.2

K0.8

Rb

Ca1.0

Sr

Ga1.6

In Sn

Ge1.8

As2.0

Sb Te

Se2.4

Br2.8

I Xemen

ta

0.8

Cs0 7

Ba0 9

Sr1.0 1.7

Tl1 8

Pb

1.8 1.9

Bi Po2 0

2.1 2.5Xe3.1

Aum

0.7 0.9 1.8 1.8 1.9 2.0

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es no polarelectronegatividad es no-polar

Cuanto mayores sean las diferencias de á áelectronegatividad entre dos átomos, mayor será la

densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un p g genlace polar.

A una diferencia de electronegatividades suficientemente A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos.

6868

H C H N H O H F Li FEnlace

Diferencia deElectronegativi- 0.4 0.9 1.4 1.9 3.0gdades

Carácter iónicoCarácter iónicoporcentual bajo 27% 33% 41% 87%

6969

CARGA CARGA NUCLEAR NUCLEAR EFECTIVAEFECTIVA

7070

CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*)CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z )Los electrones más cercanos al núcleo “tapan” la

iti d l t E t f ó carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor.La carga del núcleo después de que se le resta el La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z*

7171

CARGA NUCLEAR EFECTIVACARGA NUCLEAR EFECTIVA

P l l l * d l ú l ó Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene:

Z* = Z - σ

Donde: l ú ó d l l Z es el número atómico del elemento. σ Constante de apantallamiento

7272

Z* = Z - σ

P l l l d ll i

Z = Z - σ

Para calcular la constante de apantallamiento :

1. En un orbital ns o np. En un orb tal ns o np1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . .

1.2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta.

1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0.35

1 4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0 851.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.851.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen

con 1.0 7373

Z* = Z - σ

Para calcular la constante de apantallamiento :

Z = Z - σ

2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa ndo nf para calcular σ :

Para calcular la constante de apantallamiento σ:

o nf, para calcular σ :

2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . .

2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada llno apantallan.

2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f)apantallan con 0 35apantallan con 0.35.

2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nfconsiderado contribuyen con 1.00

7474

Ejemplos de cálculos de Z*Ejemplos de cálculos de Z

1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno7N 1s2 2s2 2p3

1 1 (1 )2 (2 2 )5 1.1 (1s)2 (2s, 2p)5

1.2 σ = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10

1.3 Z* = 7 - 3.10 = 3.9

2 Considerando un electrón 3d del 30Zn2. Considerando un electrón 3d del 30Zn2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2

2 2 σ = (9 x 0 35) + (18 x 1 00) = 21 152.2 σ = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15

2.3 Z* = 30 - 21.15 = 8.857575

Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo

Pb = 82

(4d)10 (4f)14 (5s 5p)8 (5d)10 (6s6p)4

Pb = 82

( ) ( ) ( p) ( ) ( p)

3 x 0.35 = 1.05

18 x 0.85 = 15.3

60 x 1 0 = 6060 x 1.0 = 60

Suma efecto pantalla = 76.35

Z* = 82-76.35 = 5.657676

H H

Valores de carga nuclear efectiva para Z* = 1-18H He

Z* 1 21s 1 00 1 691s 1.00 1.69

Li Be B C N O F NeZ* 3 4 5 6 7 8 9 101s 2 69 3 68 4 68 5 67 6 66 7 66 8 65 9 641s 2.69 3.68 4.68 5.67 6.66 7.66 8.65 9.642s 1.28 1.91 2.58 3.22 3.85 4.49 5.13 5.762p 2.42 3.14 3.83 4.45 5.10 5.76

Na Mg Al Si P S Cl ArZ* 11 12 13 14 15 16 17 181s 10.6 11.6 12.5 13.5 14.56 15.54 16.52 17.512 6 57 7 39 8 21 9 02 9 82 10 63 11 43 12 232s 6.57 7.39 8.21 9.02 9.82 10.63 11.43 12.23 2p 6.80 7.83 8.96 9.94 10.96 11.98 12.99 14.013s 2.51 3.31 4.12 4.90 5.64 6.37 7.07 7.76 773s 2.51 3.31 4.12 4.90 5.64 6.37 7.07 7.763p 4.07 4.29 4.89 5.48 6.12 6.76

77

RADIOSRADIOSRADIOSRADIOS

7878

El radio atómico teórico es función El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectivay g

n2

Zr n aef *≅ ⋅ 0*≅ ⋅Z

7979

d óRadio atómico

Aumentan hacia abajo en un grupo.

En cada periodo los electrones másexternos ocupan niveles que están másalejados del núcleo, los orbitales demayor energía son cada vez másgrandes, y además, el efecto deapantallamiento hace que la cargaefectiva aumente muy lentamente deun período a otro.

8080

Radio atómicoRadio atómico

8181

Radio covalente Radio covalente

Experimentalmente no se puede Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares.

El radio covalente se considera como la it d d l di t i t l át d mitad de la distancia entre los átomos de

la molécula.8282

8383

Radio de van der Waals

Cl Cl Cl ClCl Cl Cl Cl

Radio covalente

Radio iónico Radio iónico

Cl-Cl-Cl- Na+Na+ Na+Na+ Cl-

Cl-Cl

-Na+Na+ Na+Na+

Cl-Cl- Cl-Cl-ClClCl

Na+ Na+ Na+ Cl-

Cl - Cl -Cl-

Na+ Na+ Na+

De la distancia entre núcleos, ¿cuánto le corresponde al anión y cuánto al catión?

8585

R di táliRadio metálico

Na Na NaNaNaNaNa Na NaNaNaNaNa Na

Na Na Na Na Na

NaNaNaNaNa Na Na Na NaNa Na Na Na Na

2r

8686

Radio

de

H Radio covalente-metálico A 0.37

He0 93 e

va

Li Be B C F0 89 0 81 0 77 0 70 0 66 0 64

Li

1 23Be B C N O0 89 0 81 0 77 0 70 0 66 0 64

0.37

1 12

Ne0.93

n

de

Na Mg Al Si

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

P S Cl

1.23

Mg Al

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

S Cl Ar

1.12

er

Wa

1.57 1.36 1.25 1.17 1.10 1.04 0.99 1.54

als

8787

H-

Radio iónico ÅH

1.54N

1.71

O2- F-Li+ B C3-

O2-

1.40

F-1.360.31

B C N O F

Cl-S2-P 3-Na+ M 2+ Al3+ Si

Be2+ B C0.60

O F

Cl-

S2-

Na+ Mg2+Al3+ Si

4+

BeB C

0.60

2.12

Cl1.81

S1.84

PNa

0.97Mg2+ Al3+ Si

0.66 0.51 0.41Cl

1.81

S

1.84

Na Mg Al Si

0.66 0.51 0.41

8888

AUMENTA RADIO COVALENTE

EH

0.37

VA

LE

NT

Li1.23 Be B C N O F

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

0.37

IO C

OV

Na1.57

Al1.25

Si1.17

P1.10

S1.04

Cl0.99

K Ca Ga Ge As Se Br

Mg1.36

TA

RA

D K2.03

Rb

Ca1.74Sr

1 91

Ga1.25In

1 50Sn

1 40

Ge1.22

As1.21Sb

1 40Te

1 37

Se1.17

Br1.14

I1 33

Xe1 30

AU

ME

NT 2.16

Cs2.35

Ba1.98

1.91 1.50Tl

1.55Pb

1.54

1.40 1.40

Bi1.50

Po1.53

1.37 1.33 1.30

A 2.35

8989

E d d Estados de OxidaciónOxidación

9090

HCl

H ClEl cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un número de oxidación de -1.

Cl2

Cl ClEl cloro comparte electrones con otro átomo de cloro, su número de oxidación es ceronúmero de oxidación es cero.

HClO

H O Cl

El cloro cede un electrón al oxigeno , su número de oxidación es de +1H O Cl oxidación es de +1.

9191

HClO2 El cloro cede 3 electrones y

H O Cl O

ytiene un número de oxidación de +3.

O

HClO3 O

H O Cl OO

El cloro cede 5 electrones, tiene un número de oxidación de +5.

9292

HClO4

O

H O Cl O

OO

El cloro cede sus 7 electrones y tiene un número de oxidación de +7.

9393

Estados de Oxidación

Molécula H Cl O Suma

Estados de Oxidación

HCl +1 -1 - 0

Cl2 0 0 - 0

HClO +1 +1 -2 0

HClO2 +1 +3 2(-2) 0

HClO3 +1 +5 3(-2) 0

HClO4 +1 +7 4(-2) 0

9494

Estados de Oxidación de los metales de transición

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Número de electrones s y d

+7

+6 +6 +6

+5 +5 +5 +5

+4 +4 +4 +4 +4 +4

+3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3

+2 +2 +2 +2 +2 +2 +2

9595

Propiedades Físicas

9696

Punto de fusiónPunto de fusiónEl punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida a la presión de 1 atm cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm.

El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta d i d l i d d i i d una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a

derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos.

Para los elementos de transición existe una tendencia a reducir su punto de fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos.y g p

Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constantetendencia constante.

tura

ºC

4000

3000

CPUNTOS DE FUSION DE LOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Tem

pera

t

2000

1000 BeB

-2730 Li ON F Ne

Si

-2730 Cl Ar

AlMgNa P S

0 K

Ca

Ga

Ge

SeB Kr

As

-2730 K Ga Br

TeSbSr

-2730 SnInRb XeI

Ba 98

-2730

Pb Bi PoAt

RnTl

Cs

98

700

Familia 1

500

600

700

(�C

)

300

400

de f

usión

0

100

200

Punt

o

Elementos9999

Periodo 3

1800

Periodo 3

1200

1400

1600

ón (

�C)

600

800

1000

de

fusió

0

200

400

Punt

o

0

Elementos

100100

P t d F ió Nú Ató i4000

Punto de Fusión vs Número Atómico

3000

3500

2000

2500

de f

usión

1500

2000

punt

o d

500

1000

0

1 4 7 10 13 16 19 22 25 28 31 34 37 40 43 46 49 52 55 58 61 64 67 70 73 76 79 82 85 88 91 94 97 100

103

Nú á i 101Número átomico 101

P NT DE EB LL C ÓNPUNTO DE EBULLICIÓN

Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba.j

En los elementos de transición existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con n

102102

103103

EMPAQUETAMIENTODE SÓLIDOS

ÁMETÁLICOS104104

Cúbica centrado en las caras

Cúbica simple

105105

Cúbica simple

Irr

106106

R tí l ist lin tip Retículo cristalino tipo diamante. Cada átomo está rodeado de otros cuatro en de otros cuatro en direcciones tetraédricas

Diamante Grafito 107Grafito 107

ENLACES COVALENTESÓSÓLIDOS

108108

109109

110110

XenónXenón

111111

Número atómico 3 4 5 6

Litio Berilio Boro Carbono

2 2 2+ + + +

B

B BB

B B

CC

C

CCC

2 + +++

2 2 2+++ CB B

B

C CC

++ +

Sólidos metálicos Sólidos covalentesSi

112112

10

7 8 9

Nitrógeno Oxígeno Flúor NeónNitrógeno Oxígeno Flúor Neón

N N O O Ne

G G s

F F

Gases moleculares

Gas monoatómico

113113

S di 11 M i 12 l i 13 Sili i 14Sodio 11 Magnesio 12 alumnio13 Silicio 14

+2 +2 +2 +3 +3 +3+2 +2

+2+2

+2 +3 +3

+3+3 +3

+3

Sólido covalenteSólidos Metálicos

Sólido covalente

114114

Fósforo 15 Azufre 16 Cloro 17 Argón 18

PPCl Cl

Ar

PP

P S SS

SSSP

S SS

Gases moleculares Gas monoatómico115115

116116