03/04/2011

1

1515

16161818

33--

1515

3131

VV

2323

002323

5151

2626

NiNi2+2+

2828

5959

AgAg++

11++

107107

4747

PbPb SeSe22--VV2+2+

1919

8282

5353

20201919

001919

3939

2020

20201818

2020

4040

3434

7979 5151

232322++11-- 00

5353

130130

8282

34347777 1251255454

22++

Relaciones periódicas entre los elementos

Capítulo 8

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Ψ=Ψ

Ζ−∇−∇−

Te

e

NE

r

e

m

h

M

h2

2

2

2

2

22κ

Ecuación de Schrödinger (1926)

1887-1961

03/04/2011

2

Ecuación de Schrödinger (1926)

Describe la naturaleza de partícula y de onda de un electrón.

Nos dice:

1. La energía de un e- con base en un Ψ dado

2. La probabilidad de encontrar un e- en un espacio definido

La cantidad de energía contenida en un e- en un átomo,puede ser descrita por su única función de onda, Ψ.

Principio de exclusión de Pauli – cada electrón en un átomo tiene sus propios números cuánticos, y no puedenexistir dos e- en el mismo átomo con los mismos valores

Ecuación de onda de Schrödinger

7.6

Conjunto de soluciones a la ecuación de Shrödinger

Las soluciones son funciones de onda s para loselectrones de un átomo. Se pueden calcular losnúmeros cuánticos

Ψ=Ψ

Ζ−∇−∇−

Te

e

NE

r

e

m

h

M

h2

2

2

2

2

22κ

03/04/2011

3

s2

p6

d10

f14

Conjunto de soluciones a la ecuación de Shrödinger

Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

1s2 2s2 2p6 3s2

¿Qué sigue?

3p6

Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales

03/04/2011

4

8.2

ns1

ns2

ns2 n

p1

ns2 n

p2

ns2 n

p3

ns2 n

p4

ns2 n

p5

ns2 n

p6

d1

d5 d10

4f

5f

Configuración electrónica de los elementos en su estado natural

La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo.

1s1

Número cuántico n Momento angular delnúmero cuántico l

Número de electrones en el orbital o subnivel

Diagrama de un orbital

H

1s1

¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?

Mg 12 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones

Abreviándolo… [Ne]3s2

[Ne]: 1s22s22p6

03/04/2011

5

Último subnivel de energía para los elementos

7.8

Configuraciones electrónicas de cationes y aniones

H 1s1 H- 1s2 ó [He]

F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ó [Ne]

O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ó [Ne]

N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ó [Ne]

Los átomos aceptan electrones de modo que los aniones adquieren la configuración electrónica de un gas noble.

de elementos representativos

8.2

Configuraciones electrónicas de cationes y aniones

Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]

Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]

Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]

Los átomos ceden electrones de modo que los cationes adquieren la configuración electrónica de un gas noble.

de elementos representativos

03/04/2011

6

+1 +2 +3 -1-2-3

Aniones y cationes de los elementos representativos

8.2

Na+: [Ne] Al3+: [Ne] F-: 1s22s22p6 ó [Ne]

O2-: 1s22s22p6 or [Ne] N3-: 1s22s22p6 ó [Ne]

Na+, Al3+, F-, O2-, y N3- son todos isoelectrónicos con Ne

¿Qué átomo neutro es isoelectrónico con H- ?

H-: 1s2 La misma configuración electrónica que el He.

8.2

Configuración electrónica de cationes de metales detransición

8.2

Cuando un átomo metálico se transforma en un catión los electrones primeramente son retirados del orbital ns y después de los orbitales (n – 1)d.

Fe: [Ar]4s23d6

Fe2+: [Ar]4s03d6 ó [Ar]3d6

Fe3+: [Ar]4s03d5 ó [Ar]3d5

Mn: [Ar]4s23d5

Mn2+: [Ar]4s03d5 ó [Ar]3d5

03/04/2011

7

Carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la “carga positiva” que siente un electrón.

Na

Mg

Al

Si

11

12

13

14

10

10

10

10

1

2

3

4

186

160

143

132

ZefectivaBaseZ Radio (pm)

Zefectiva = Z - σ 0 < σ < Z (σ = constante de shielding)

Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos o de base

8.3

Carga nuclear efectiva (Zefectiva)

8.3

incrementando Zefectiva

incr

emen

tand

o Z

efec

tiva

Tamaño atómico

+

-

-

-

-

-

--

03/04/2011

8

8.3

Radio atómico

8.3

incrementando el radio atómico

incr

emen

tand

o el

radi

o at

ómic

o

Radios atómicos

8.3

03/04/2011

9

8.3

Comparación de radios atómicos con radios iónicos

El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó.El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó.

8.3

8.3

Radios de iones (en pm) de elementos familiares

03/04/2011

10

La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.

I1 + X (g) X+(g) + e-

I2 + X+(g) X2+

(g) + e-

I3 + X2+(g) X3+

(g) + e-

I1 primera energía de ionización

I2 segunda energía de ionización

I3 tercera energía de ionización

I1 < I2 < I3

Lleno n=1

Lleno n=2

Lleno n=3

Lleno n=4 Lleno n=5

8.4

Variación de la primera energía de ionización con número atómico

Tendencia general en la primera energía de ionización

8.4

Al incrementar la primera energía de ionización

Al i

ncre

men

tar l

a pr

imer

a en

ergí

a de

ioni

zaci

ón

03/04/2011

11

Afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un átomo en estado gaseoso para formar un anión.

X (g) + e- X-(g)

F (g) + e- F-(g)

O (g) + e- O-(g)

∆H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol

∆H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol

8.5

Variación de la afinidad electrónica con elnúmero atómico (H – Ba)

Periodo 1 3 14 15 16 17

1H

-73

2Li

-60

B

-27

C

-122

N

0

O

-141

F

-328

3Na

-53

Al

-44

Si

-134

P

-72

S

-200

Cl

-349

4K

-48

Ga

-30

Ge

-120

As

-77

Se

-195

Br

-325

5Rb

-47

In

-30

Sn

-121

Sb

-101

Te

-190

I

-295

6Cs

-45

Tl

-30

Pb

-110

Bi

-110

Po

-180

At

-270

03/04/2011

12

Cl [Ne]3s23p5 + e- → Cl- [Ne]3s23p6

Li 1s22s1 + e- → Li1 1s22s2

- 349 kJ/mol

- 60 kJ/mol

B 1s22s22p1 + e- → B-1s22s22p2

F 1s22s22p5 + e- → F- 1s22s22p6

- 27 kJ/mol

- 328 kJ/mol

Periodo 1 3 14 15 16 17

1H

-73

2Li

-60

B

-27

C

-122

N

0

O

-141

F

-328

3Na

-53

Al

-44

Si

-134

P

-72

S

-200

Cl

-349

4K

-48

Ga

-30

Ge

-120

As

-77

Se

-195

Br

-325

5Rb

-47

In

-30

Sn

-121

Sb

-101

Te

-190

I

-295

6Cs

-45

Tl

-30

Pb

-110

Bi

-110

Po

-180

At

-270

Más reactivos

Más

reac

tivos

Más

reac

tivos

Más reactivos

9.5

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace químico.

Aumenta la electronegatividad

Au

men

ta la

ele

ctro

neg

ativ

idad

03/04/2011

13

8.6

Relaciones diagonales en la Tabla Periódica

1 2 13 14

Elementos del Grupo 1 (ns1)

M M+1 + 1e-

2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)

4M(s) + O2(g) 2M2O(s)

Incr

emen

to d

e la

rea

ctiv

idad

Elementos del Grupo 1 (ns1)

8.6

LITIO SODIO

POTASIO RUBIDIO CESIO

03/04/2011

14

Elementos del Grupo 2 (ns2)

M M+2 + 2e-

Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción

Incr

emen

to d

e la

rea

ctiv

idad

Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g)

M(s) + 2H2O (l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, ó Ba

Elementos del Grupo 2 (ns2)

8.6

BERILIO CALCIOMAGNESIO

ESTRONCIO BARIO RADIO

Elementos del Grupo 13 (ns2np1)

4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)

2Al(s) + 6H+(ac) 2Al3+

(ac) + 3H2(g)

03/04/2011

15

Elementos del Grupo 13 (ns2np1)

8.6

BORO ALUMINIO

GALIO INDIO

Elementos del Grupo 14 (ns2np2)

Sn(s) + 2H+(ac) Sn2+

(ac) + H2 (g)

Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+

(ac) + H2 (g)

Elementos del Grupo 14 (ns2np2)

8.6

CARBONO (grafito) CARBONO (diamante) SILICIO

GERMANIO ESTAÑO PLOMO

03/04/2011

16

Elementos del Grupo 15 (ns2np3)

8.6

N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(ac)

P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(ac)

Elementos del Grupo 15 (ns2np3)

8.6

NITRÓGENO FÓSFORO

ARSÉNICO ANTIMONIO BISMUTO

Elementos del Grupo 16 (ns2np4)

8.6

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

03/04/2011

17

Elementos del Grupo 16 (ns2np4)

8.6

AZUFRE SELENIO TELURIO

Elementos del Grupo 17 (ns2np5)

X + 1e- X-1

X2(g) + H2(g) 2HX(g)

Incr

easi

ng r

eact

ivity

8.6

Elementos del Grupo 17 (ns2np5)

8.6

03/04/2011

18

Elementos del Grupo 18 (ns2np6)

Niveles ns y subniveles np completamentellenos. Energías de ionización más altasque todos los elementos.NoNo tienden a aceptar electrones extras.

Elementos del Grupo 18 (ns2np6)

HELIO

(He)

NEÓN

(Ne)

ARGÓN

(Ar)

KRIPTÓN

(Kr)

XENÓN

(Xe)

Propiedades de los óxidos a través de un periodo

básicos ácidos

Algunas propiedades de los óxidos del tercer período

03/04/2011

19

COMPUESTOS INORGÁNICOSCOMPUESTOS INORGÁNICOS

METALES NO METALES

ÓXIDOS METÁLICOS

HIDRÓXIDOS

ÓXIDOS NO METÁLICOS

OXIÁCIDOS

SALES

OXISALES BINARIAS COMPLEJAS(Complejos)

TernariasCuaternarias (ácidas)

Básicas (OH)

HIDRUROS METÁLICOS HIDRUROS NO METÁLICOS

BB

TeTeSbSb

AsAsGeGe

SiSi

AtAt

METALES, NO METALES Y METALOIDES

TiTi FeFeMnMnCrCrVV

ZrZr

ZnZn

AlAl

AuAu

AgAg

CoCo GaGa GeGe AsAs

SiSi

SnSn

PbPb

SbSb TeTe

BeBe

ÁCIDOS, BASES Y ANFÓTEROS

03/04/2011

20

METALES NO METALES

• Brilllo• Conducen electricidad• Conducen calor• Bajas Energías de Ionización• Pierden electrones con facilidad• Se oxidan con facilidad• Baja Afinidad Electrónica• No aceptan electrones con facilidad• Baja Electronegatividad• Ceden electrones en los enlaces• Provocan reacciones de reducción (son reductores)•Forman cationes

• Opacos• No conducen electricidad• No conducen calor• Altas Energías de Ionización• Difícilmente pierden electrones• Alta Afinidad Electrónica• Aceptan electrones con facilidad• Provocan reacciones de oxidación (son oxidantes)• Se reducen con facilidad• Alta Electronegatividad• Atraen electrones en los enlaces