UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-2) 1 7-2.- Propiedades periódicas de los elementos.

UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 7 (7-2)

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7-2.- Propiedades periódicas de los elementos.


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7-2. Propiedades periódicas de los elementos

Todo comportamiento físico y químico de los elementos se basa fundamentalmente en las configuraciones electrónicas de sus átomos


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Tendencias en algunas propiedades periódicas atómicas clave de los elementos.

1) Tamaño atómico

2) Energía de Ionización

3) Afinidad electrónica


4

1) Tamaño atómico.

El tamaño de los átomos se representa a través de una magnitud que se define como “radio atómico”.

a) Para los átomos que están unidos entre sí formando una red tridimensional (metales) el “radio atómico” se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes.

2 r


5

Ejemplo: Radio atómico de Al = 143 pm

286 pm

143 pm


6

b) Para elementos que existen como moléculas diatómicas sencillas, el “radio atómico” se define como la mitad de la distancia entre los dos núcleos de los dos átomos de una molécula específica.

2 r


7

Ejemplo: Radio atómico de Cl = 100 pm

100 pm Radio covalente del Cl en Cl2

Longitud de enlace, 200 pm


8

En moléculas diatómicas de átomos diferentes:

Radio covalente de C 77 pm Radio

covalente de Cl 100 pm

Distancia enlace C-Cl 177 pm


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Los radios atómicos de los elementos se han de-terminado utilizando varias técnicas experi-mentales.

Los radios atómicos varían en la tabla periódica siguiendo las tendencias que se indican:

aum

enta

decrece

Radio atómico


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Estas tendencias se deben a dos efectos opuestos:

1. Cuando el número cuántico n aumenta, los electrones externos están más alejados del núcleo.

2. Cuando el número atómico Z aumenta, la carga nuclear que “sienten” los electrones internos es mayor.


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Problema 13.

Use sólo la tabla periódica para escribir en orden creciente de sus radios atómicos las siguientes especies:

a) Ca, Mg, Sr

b) K, Ga, Ca

c) Br, Rb, Kr

d) Sr, Ca, Rb


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Por pérdida o ganancia de electrones, los átomos de los elementos pueden generar iones.

Iones de carga positiva => cationes Iones de carga negativa => aniones.

El tamaño de los iones se determina por la magnitud que se define como “radio iónico”.

El radio iónico se determina por difracción de rayos X.


13

La tendencia de variación de los radios iónicos en la tabla periódica es:

aum

enta

decrece

Radio iónico


14

Ejemplos de radios iónicos, valores en pm.

Li+ Be2+ N3- O2- F-

60 31 171 140 136

Na+ Mg2+ S2- Cl-

95 65 K+ Ca2+ Sc3+ Ti4+ V5+ 184 181

133 99 81 68 59


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Problema 14.

Use sólo la tabla periódica para indicar cuál de los siguientes iones tiene el mayor tamaño:

a) N3- ó F-

b) Mg2+ ó Ca2+

c) Fe2+ ó Fe3+

d) K+ ó Li+

e) Au+ ó Au3+

f) P3- ó N3-


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2) Energías de ionización.

La energía de ionización es aquella requerida para remover (quitar) completamente un electrón de un átomo (o de un ion) estando éste en su estado fundamental y en estado gaseoso.

Un elemento puede tener tantas energías de ionización como sea el número de electrones que se le puedan quitar.

Los electrones van saliendo de uno en uno y los cambios de estado, para un elemento cualquiera representado por el símbolo X, son:


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X(g) = X+(g) + e- I1 = …

X+(g) = X2+(g) + e- I2 = …

X2+(g) = X3+(g) + e- I3 = …

donde las energías de ionización son I1, I2, I3, etc. y se nombran, primera, segunda, tercera, etc., energías de ionización.

(Algunas veces la energía de ionización se nombra potencial de ionización).


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Las tendencias de variación de las energías de ionización en la tabla periódica son:

dism

inu

ye

aumenta

Primera energíade ionización

d

ismin

uye

aumenta

Segunda energíade ionización


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Algunas energías de ionización en kJ/mol (Tabla 8.3 Ch, 6a Ed.)

Z Elem I1 I2 I3 I4 I5 I6

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

H

He

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

1312

2373

520

899

801

1086

1400

1314

1680

2080

5251

7300

1757

2430

2350

2860

3390

3370

3950

11815

14850

3660

4620

4580

5300

6050

6120

21005

25000

6220

7500

7470

8400

9370

32820

38000

9400

11000

11000

12200

47261

53000

13000

15200

15000


20

2500

2000

500

1000

1500

0 1

32

6

45

Grupo

1 A(1)

2 A(2)

4 A

(14)3 A

(13)

5 A

(15)

7 A

17)6 A

(16)

8 A

(18)

Perío

do

2500

2000

500

1000

1500

0

Energía de

ionización

(KJ/mol)EENNEERRGGÍÍAA

DDEE

IIOONNIIZZAACCIIÓÓNN


21

3) Electroafinidad.

Es la energía involucrada en el proceso de adición de un electrón a un átomo (o a un ion) gaseoso estando éste en su estado fundamental.

A un elemento se pueden asociar tantas electroafinidades como electrones sea capaz de aceptar.


22

Los procesos de afinidad electrónica de un átomo Y cualquiera son:

Y(g) + e- = Y-(g) A1

Y-(g) + e- = Y2-(g) A2

Y2-(g) + e- = Y3-(g) A3

….

donde A1, A2, A3 … son las primera, segunda, tercera, … afinidad electrónica del elemento Y.

Para un elemento se cumple que:

A1 < A2 < A3 …


23

Ejemplos:

F(g) + e- = F-(g) A1 = -328 kJF-(g) + e- = F2-(g) A2 = 328 kJ

O(g) + e- = O-(g) A1= -141 kJO-(g) + e- = O2-(g) A2 = 780 kJ

Interpretar valores desde el punto de vista de las confuguraciones electrónicas de las especies: F, F-, F2-, O, O- y O2-. Explicar por qué el O2- se forma a pesar del valor de A2.(O2- existe combinado con otros elementos)


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H -72,8

Li-59,6

Na-52,9

K-48,4

Rb-46,9

Cs-45,5

1 A (1)

Be(+241)

Mg(+230)

Ca(+156)

Sr(+167)

Ba(+52)

2 A (2)

B -26,7

Al-42,5

Ga-28,9

In-28,9

Tl-19,3

3 A (13)

C-122

Si-134

Ge-119

Sn-107

Pb-35,1

4A (14)

N 0

P -72,0

As-78,0

Sb-103

Bi-91,3

5A (15)

O -141

S-200

Se-195

Te-190

Po-183

6A (16)

F -328

Cl -349

Br-325

I-295

At-270

7 A (17)

He(+21)

Ne(+29)

Ar(+34)

Kr(+39)

Xe(+40)

Rn(+41)

8 A (18) Electroafinidades, AElectroafinidades, A11 kJ/mol kJ/mol


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A. Radio atómico

C. Electroafinidad

B. Energía de ionización

Resumen tendencias propiedades periódicas


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H He

Li B C Ne

Na Si Ar

K Ge As Kr

Rb Sb Te Xe

Cs Pb Po At Rn

Fr

No metales metales metaloides

C: No metal, óxidos gaseosos solubles, inerte a ácidos

Pb: Metal, óxidos sólidos insolubles, reacciona con ácido (nítrico)

RA = 77pm

RA = 146 pm


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Las propiedades químicas resultan de una combinación de las características recién destacadas: radios atómicos y radios iónicos, energías de ionización, electroafinidades.

Estudiar propiedades químicas y físicas generales de las familias de elementos representativos.

(Sección 8.6 Chang, 6a Ed.)


28

Propiedades magnéticas de iones de metales de transición.

En contraste con los iones de elementos representativos , los iones de metales de transición raramente alcanzan configuración de gas noble porque para eso tendrían que perder o ganar muchos electrones. (Los valores de I y de A son una clara indicación de aquello).

En el cuarto período hace excepción el Sc3+ y, posiblemente, el Ti4+ en algunos compuestos.


29

El típico comportamiento de un elemento transición es formar uno o más cationes perdiendo todos sus electrones “ns” y algunos de sus electrones “(n-1)d”.

Considérense los elementos K, Ca, Sc y Tidel 4° período. Sus configuraciones electrónicas son

K = [Ar] 4s1 3d0 Ca = [Ar] 4s2 3d0

Sc = [Ar] 4s2 3d1

Ti = [Ar] 4s2 3d2


30

Los orbitales 4s son de menor energía que los 3d pero a medida que aumenta Z en el período y el número de e- se incrementa éstos van siendo atraídos fuertemente por el núcleo y el resultado es que los e- 3d van constituyendo orbitales de menor energía que el 4s.

Esta es la razón de por qué, en los elementos de transición, con Z = 21, 22, 23… y más, los e- 4s se pierden primero que los 3d cuando el elemento forma cationes.


31

¿Cómo se sabe cuál es la configuración correcta para el ion?

La respuesta se obtiene del análisis de los espectros atómicos de emisión o de absorción, pero además de estos espectros las propiedades magnéticas de los elementos de transición permiten confirmar o rechazar configuraciones electrónicas probables.

Las propiedades magnéticas se manifiestan en presencia de un campo magnético que interfiere con el spin de los electrones.


32

Una muestra de la especie (átomos, moléculas o iones ) se expone a un campo magnético externo y se miden los efectos.

Sólo las especies con uno o más electrones desapareados son afectadas por campos magnéticos externos.

Ejemplo:Ag (Z = 47) = [Kr]5s2 4d2d2d2d2d1

= [Kr]5s1 4d10 más estable

e- desapareado (celibatario), por lo tanto Ag es afectado por campo magnético externo


33

Se denomina paramagnetismo la tendencia de una especie con e- impares a ser atraida por un campo magnético externo.

Una especie con todos sus electrones apareados no es afectada por campos magnéticos y se dice que ella es diamagnética.


34

Muchos metales de transición y sus compues-tos son paramagnéticos debido a e- celibata-rios.

Los experimentos muestran que el ion Ti2+ es paramagnético. ¿Por qué?

Ti (Z=22) => Ti = [Ar] 4s2 3d2

Ti2+ = [Ar] 3d2 = [Ar] 3d1 d1

Es la única configuración que justifica el paramagnetismo del Ti2+.


35

Problema 15.

Una de las especies Ag ó Ag+ es paramagné-tica, ¿cuál y por qué?

(Resuelto en clase)


36

Recordando que, la Unidad 7 comprende el estudio de la estructura electrónica de los átomos enfocándalo en tres aspectos:

Modelo atómicoTabla de propiedades periódicasModelos de Enlace químico,

nos resta tratar a continuación lo relacio-nado con “enlace químico”.

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