a cetatos quÍmica inorgÁnica margarita eugenia gutiérrez ruiz lafqa laboratorio de anÁlisis...

AACETATOS CETATOS QUÍMICA QUÍMICA

INORGÁNICAINORGÁNICA

Margarita Eugenia Margarita Eugenia Gutiérrez RuizGutiérrez Ruiz

LAFQA

LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS DEL AMBIENTEDEL AMBIENTE

11

2233 44

5 67

8

11

2233 4455 66

88

88 66

55 22

3344

11

11

2233 44

5 67

8

11

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88

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55 22

3344

11

11

2233 44

5 67

8

11

2233 4455 66

88

88 66

55 22

3344

11

PROPIEDADES PERIÓDICAS

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos

La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos


En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y

posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer

En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y

posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer

un número suficiente de

elementos, como para

buscar una clasificación de

los mismos, no sólo con

objeto de facilitar su estudio,

sino también para conducir a

nuevos avances en la

química.

La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el

siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos

de ellos radiactivos)

La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el

siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos

de ellos radiactivos)


La primera división de los elementos fue en

metales y no metales, inicialmente llamados

metaloides (hoy en desuso).

La primera división de los elementos fue en

metales y no metales, inicialmente llamados

metaloides (hoy en desuso).

Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en:Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en:

• no metálicos, formadores de ácidos

• metálicos formadores de bases

• formadores de sales

• no metálicos, formadores de ácidos

• metálicos formadores de bases

• formadores de sales


Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907Plata Platino 1735 Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917Cobre 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 1939Azufre 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 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(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

Cromo Radon 1900Berilio

PERIODO DELA ALQUIMIA

EDADANTIGUA

SIGLO XVIII SIGLO XIX

1801 - 1850 1851 - 1900 1901 - 1939

1901 - 1939

SIGLO XX

DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS

Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de

combinación del estroncio era aproximadamente

igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y

que estas relaciones también se presentaban con

otros elementos.

Por lo que propuso la formación de triadas.

Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de

combinación del estroncio era aproximadamente

igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y

que estas relaciones también se presentaban con

otros elementos.

Por lo que propuso la formación 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 127.61


En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el

que los elementos estaban ubicados en orden

creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada

sobre un cilindro vertical, cuyos puntos

correspondientes diferían en 16 unidades de peso

atómico.

En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el

que los elementos estaban ubicados en orden

creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada

sobre un cilindro vertical, cuyos puntos

correspondientes diferían en 16 unidades de peso

atómico.

Los elementos análogos caían prácticamente sobre la

misma generatriz pero el diagrama era tan complicado

que NADIE LO ENTENDIÓ.

Los elementos análogos caían prácticamente sobre la

misma generatriz pero el diagrama era tan complicado

que NADIE LO ENTENDIÓ.


Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música

Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones

Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música

Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones

Los intentos parciales de clasificación de los

elementos fueron superados por Mendelejew al

estudiar las relaciones entre las propiedades

físicas y químicas de los elementos.

Los intentos parciales de clasificación de los

elementos fueron superados por Mendelejew al

estudiar las relaciones entre las propiedades

físicas y químicas de los elementos.

En síntesis, Mendelejew logró establecer una

tabla sobre la base de que las propiedades de

los elementos son función periódica de sus

pesos atómicos

En síntesis, Mendelejew logró establecer una

tabla sobre la base de que las propiedades de

los elementos son función periódica de sus

pesos atómicos


• La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.

Convencido del

carácter general de su

ley no dudó en dejar

vacíos lugares de la

tabla, así como

invertir el orden del

telurio y de suponer

dudosos los pesos

atómicos de algunos

elementos

Convencido del

carácter general de su

ley no dudó en dejar

vacíos lugares de la

tabla, así como

invertir el orden del

telurio y de suponer

dudosos los pesos

atómicos de algunos

elementos


En esa misma época Lothar Meyer, un

químico y médico alemán, estudió

también la relación entre los pesos

atómicos de los elementos y sus

propiedades físicas, lo que llevó a

representar gráficamente los

volúmenes atómicos, fusibilidad,

volatilidad, comportamiento

electroquímico y otras propiedades.

En esa misma época Lothar Meyer, un

químico y médico alemán, estudió

también la relación entre los pesos

atómicos de los elementos y sus

propiedades físicas, lo que llevó a

representar gráficamente los

volúmenes atómicos, fusibilidad,

volatilidad, comportamiento

electroquímico y otras propiedades.


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

Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía 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 y mostraba una periodicidad en función de ésta.

En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.

PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ).

H = 1

Li = 7

I II

Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19Na = 23

V

Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104.4 Ru = 104.4 Pd = 106.6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137

VI

? = 180 Ta = 182 W = 186

Pt = 197.4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200

Au = 197?

Bi = 210

Tl = 204 Pb = 207

IV

Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63.4 Zn = 65.2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79.4 Br = 80 Rb = 85.4 Sr = 87.6 Ce = 92 La = 94 Di = 95

Th = 118?

III

Mg = 24Al = 27.4

Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75.6

Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de

acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un

nombre provisional formado por un prefijo tomado del

sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el

nombre del elemento vecino.

Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de

acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un

nombre provisional formado por un prefijo tomado del

sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el

nombre del elemento vecino.

También describió sus propiedades en función del

comportamiento periódico. Por ejemplo:

También describió sus propiedades en función del

comportamiento periódico. Por ejemplo:

Nombre Mendelejew Nombre actual Nombre Mendelejew Nombre actual

eka aluminio galio dwi manganeso renio

eka silicio germanio dwi telurio polonio


•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 en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo.

•Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química

descriptiva.

•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 en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo.

•Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química

descriptiva.

Fortalezas de la Tabla periódica de MendelewFortalezas de la Tabla periódica de Mendelew


•El hidrógeno no tiene un sitio adecuado

•La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas).

•No se establecen relaciones cuantitativas.

•El hidrógeno no tiene un sitio adecuado

•La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas).

•No se establecen relaciones cuantitativas.

DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICADEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA


TIPOS DE TABLAS PERIODICAS

Representaciones gráficas de la Tabla periódica

Representaciones gráficas de la Tabla periódica

• Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleev y Meyer 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 electrónicas de los átomos es la llamada forma semi-larga.

4d

3d

2p

3p

4p

5p

6p5d

6d

2s

3s

4s

5s

7s

6s

1s

4d

3d

2p

3p

4p

5p

6p5d

6d5f

4f

2s

3s

4s

5s

7s

6s

1 s

p1 p2 p3 p4 p5 p6

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

5f

4f

3s 3p

4s

5s

6s

7s

2s

5d

4p

6d

4d

3d

5p

6p

2p

s1 s2

2

3

4

5

6

7

Metales de transición

Metales de transición inertes

f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8

s2

Elementos Representativos

PERIODO

º

ff

pp ss

dd ppssff

1 s p1 p2 p3 p4 p5 p6

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

5f4f

3s 3p4s5s

6s7s

2s

5d

4p

6d

4d3d

5p6p

2p

s1 s2

23456

7

Metales de transición

Metales de transición inertes

f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8

s2

Elementos Representativos

Forma larga

Forma extra- larga

PERIODO

dd

Tabla periódica semilargaTabla periódica semilarga

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

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

Tabla periódica Tabla periódica

Hay parecidos entre los elementos de diferentes familias, cuando la relación carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo:

(n-1)d1ns2

ns2 np1

Hay parecidos entre los elementos de diferentes familias, cuando la relación carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo:

(n-1)d1ns2

ns2 np1

Tabla periódica Tabla periódica

• Este formato de tabla saca los 14 elementos que siguen al lantano y los 14 elementos que siguen al actinio

• Pone en evidencia el bloque de los elementos que orbitales s en la capa de valencia, los p, los d y los f.

• Este formato de tabla saca los 14 elementos que siguen al lantano y los 14 elementos que siguen al actinio

• Pone en evidencia el bloque de los elementos que orbitales s en la capa de valencia, los p, los d y los f.

Periodicidad

• En un periodo n = constante pero aumenta Z ( número de protones) lo que genera:

• Disminución de tamaño

• Aumento de la energía de ionización

• Aumento de la carga nuclear efectiva

Las propiedades periódicas

Las propiedades periódicas

Número atómico

• El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

Número atómico

Aumenta

Aum

enta

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Energía de ionización:Energía de ionización:

• 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 abajo

• 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 abajo

E. I.

Zn

ea

* 2

2

2

02E I

Zn

ea

*

2

2

02

22

0

+33

Primer electrón

PRIMERA ENERGIA DE PRIMERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIOIONIZACIÓN PARA EL LITIO

124 kcal mol-1124 kcal mol-1

Li Li+ + e-

+33

Segundo electrón

SEGUNDA ENERGIA DESEGUNDA ENERGIA DEIONIZACIÓNIONIZACIÓN


Li+ Li2+ + e-

+33

Tercer electrón

TERCERA ENERGIA DETERCERA ENERGIA DEIONIZACIÓNIONIZACIÓN


Li2+ Li3+ + e-

Li Be B C N O F

En un periodo n es constante, aumenta Z* y E.I. aumenta

kJ mol-1

s1 s0 s1 s0

s2 s1 s2 s1

s2 p1 s2 s2 p1 s2

s2 p2 s2 p1 s2 p2 s2 p1

s2 p4 s2p3 s2 p4 s2p3

s2 p3 s2 p2 s2 p3 s2 p2

s2 p5 s2p4 s2 p5 s2p4

520.3899.5800.6

1086.4

1402.31314.01681.0

LiBeBC

NOF

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

Li 520.3Na 495.8K 418.9

Rb 403.0

1 ns0 nsn = 1

n = 2

n = 3

n = 3

0

500

1000

1500

2000

2500

1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101Z

E.I

. (k

J/m

ol)

E.I.

He

Ne

Ar

RnXe

Kr

0

500

1000

1500

2000

2500

1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101Z

E.I

. (k

J/m

ol)

E.I.

He

Ne

Ar

RnXe

Kr

PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

100

200

300

400

600

500

kcal

mol

-1

He

Ne

ArH

Li

Na

Be

Mg

B

Al

C

SiP

N O

SCl

F

100

200

300

400

600

500

kcal

mol

-1

NaMg

AlSi

P SCl

100

200

300

400

600

500

kcal

mol

-1

NaMg

AlSi

P SCl

1

hidrógeno

litio

berilioboro

carbono

nitrógeno oxígeno

flúorneon

helio

100

200

300

400

600

500

mol

-1

litio

berilioboro

carbono

neón

Z*

n

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Afinidad electrónica

• 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

+9

-

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

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

AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

-400

-300

-200

-100

0

100

200

300

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90

Número Atómico (Z)

A.E

. (k

J/m

ol)

BeMg

Ca Sr

Ba

Afinidad electrónica• Aumenta a lo largo de un periodo (más

negativa).

• Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño.

Aum

enta

Aumenta

ELECTRONEGATIVIDAD

Electronegatividad Electronegatividad

• Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo

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

• Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo

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

Electronegatividad Electronegatividad • 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/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares

• 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/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares

Electronegatividad Electronegatividad

• Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como

• Xm = (AE + EI)/2

• Alfred y Rochow definieron la electronegatividad

• Xm = (Z*e)/r x 100

• Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como

• Xm = (AE + EI)/2

• Alfred y Rochow definieron la electronegatividad

• Xm = (Z*e)/r x 100

Electronegatividad

• Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

• 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 zona superior derecha.

Electronegatividad

Periodo 2 Li Be B C N O F

1 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

1

2

3

4

Li

Na

Cl

Mg

SB

C

N

O

F

Be

H

Al

Si

P

Período 1

Período 3

Período 2

Va

lore

s d

e P

au

ling

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

2.1

1

Hidrógeno

1.0

3

Litio

1.5

4

Berilio

2.0

5

Boro

2.5

6

Carbono

3.0

7

Nitrógeno

3.5

8

Oxígeno

4.0

9

Flúor

10

Neón

2

Helio

ELECTRONEGATIVIDAD

1

2

3

4

Li

Na

Cl

Mg

SBC

NO

F

BeH

AlSi

P

Período 1

Período 3

Período 2

Va

lore

s d

e P

au

ling

H

Li Be B C N O F

Na0.9

Al1.5

Si1.8

1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Rb0.8

Cs0.7

Ba0.9

Ca1.0

Sr1.0

Ga1.6

In1.7

Tl1.8

Pb1.8

Sn1.8

Ge1.8

As2.0

Sb1.9

Bi1.9

Po2.0

Te2.1

Se2.4

Br2.8

I2.5

Xe3.1

Mg1.2

2.1

1.0

Electronegatividad para los elementos representativosA

umen

ta

Aumenta

• 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-polar

• Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

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

H C H N H O H F Li FEnlace

Diferencia deelectronegatividades

Carácter iónicoporcentual

0.4 0.9 1.4 1.9 3.0

bajo 27% 33% 41% 87%

CARGA NUCLEAR EFECTIVA

CARGA NUCLEAR EFECTIVA

Carga nuclear efectiva (z*) • Los electrones más cercanos al núcleo

“tapan” la carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor.

La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z*

Z* = Z -

Carga nuclear efectiva

Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene:

Donde: Z es el número atómico del elemento.

Constante de apantallamiento

Para calcular la constante de apantallamiento :

1. En un orbital ns o np

1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:

(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 0.351.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.85

1.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen con 1.0

Z* = Z -

2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s :

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 no apantallan.2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f) apantallan con 0.35.2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con 1.00

Para calcular la constante de apantallamiento s:

Z* = Z -

1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7N 1s2 2s2 2p3

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

1.2 s = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10

1.3 Z* = 7 - 3.10 = 3.9

2. Considerando un electrón 3d del 30Zn

2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2

2.2 s = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15

2.3 Z* = 30 - 21.15 = 8.85

Ejemplos de cálculos de Z*

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

3 x 0.35 = 1.05

18 x 0.85 = 15.3

60 x 1.0 = 60

Pb = 82

Suma efecto pantalla = 76.35

Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo

Z* = 82-76.35 = 5.65

RADIOS RADIOS

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

efectiva

Zr n aef *

2

0*

Radio atómico

Aumentan hacia abajo en un grupo.

En cada periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto

de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un

período a otro.

Radio atómico

Figura: Radio atómico en la tabla periódica,Enciclopedia Encarta

Radio covalente

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

• El radio covalente se considera como la mitad de la distancia entre los átomos de la molécula.

Radio de van der WaalsRadio de van der Waals Radio covalenteRadio covalente

Cl Cl

Cl ClCl Cl

Cl Cl

Cl Cl Cl Cl

Radio covalente

Radio de van der Waals

Cl-Cl- Cl-Cl-

Cl-Cl-Cl- Na+

Na+ Na+ Na+

Na+ Na+Na+

Cl-

Cl -Cl-Cl

-

Cl-

Cl-

Cl-

Na+

Na+ Na+ Na+

Na+

Na+Na+

Radio iónico

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

Radio metálico

Na Na

Na Na Na Na Na

NaNaNaNaNa Na

Na Na Na Na Na

NaNaNaNa

2r

Radio

de

van

der

Waals

2.12

LiBe B C F

Na Mg Al Si

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

P S Cl

Ne

Ar

HeH

Li

1.23

Be B C N O

1.57

Mg

1.36

Al

1.25 1.17

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

1.10

S

1.04

Cl

0.99

Ne

Ar

HeRadio covalente-metálico A

H-

1.54

N

1.71

O2- F-

Cl-

1.81S2-

1.84

P3-

Na+

0.97

Mg2+ Al3+ Si

Li+

Be2+

0.66 0.51 0.41

B C

0.60

Ar0

1.54

0.93

Ne0

1.12

3-O

2-1.40

F-

1.36

Cl-

1.81

S2-

1.84

Na+

Mg2+

Al3+ Si

4+

Be

0.31

0.66 0.51 0.41

B C

0.60

Ar0

1.54

He

0.93

0

Radio iónico Å

0.37

1.54

Ar

1.12

Ne

He

0.93

2.12

LiBe B C F

Na Mg Al Si

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

P S Cl

Ne

Ar

HeH

Li

1.23

Be B C N O

1.57

Mg

1.36

Al

1.25 1.17

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

1.10

S

1.04

Cl

0.99

Ne

Ar

HeRadio covalente-metálico A

H-

1.54

N

1.71

O2- F-

Cl-

1.81S2-

1.84

P3-

Na+

0.97

Mg2+ Al3+ Si

Li+

Be2+

0.66 0.51 0.41

B C

0.60

Ar0

1.54

0.93

Ne0

1.12

3-O

2-1.40

F-

1.36

Cl-

1.81

S2-

1.84

Na+

Mg2+

Al3+ Si

4+

Be

0.31

0.66 0.51 0.41

B C

0.60

Ar0

1.54

He

0.93

0

Radio iónico Å

AU

ME

NT

A R

AD

IO C

OV

AL

EN

TE

AUMENTA RADIO COVALENTE

H

Li1.23

Be B C N O F

Na1.57

Al1.25

Si1.17

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64P

1.10S

1.04Cl

0.99

K2.03

Rb2.16

Cs2.35

Ba1.98

Ca1.74

Sr1.91

Ga1.25

In1.50

Tl1.55

Pb1.54

Sn1.40

Ge1.22

As1.21

Sb1.40

Bi1.50

Po1.53

Te1.37

Se1.17

Br1.14

I1.33

Xe1.30

Mg1.36

0.37

ESTADOS DE OXIDACIÓN

ESTADOS DE OXIDACIÓN

Cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un númerode oxidación de -1.

El cloro comparte electrones con otra molécula de cloro; número de oxidación 0.

Cloro "pierde" un electrón para el oxígeno; número deoxidación es ahora +1.

El cloro "pierde" 3 electrones;número de oxidación es ahora +3.

Cloro "pierde" 5 electrones;número de oxidación es +5.

Cuando el cloro "pierde" todos suselectrones (7); su número de oxidación es +7.

HCl

Cl2

HClO

HClO2

HClO4

HClO3

ClH

ClCl ClCl

ClOH ClOH

Cl OOH Cl OOH

ClO O

O

O

H ClO O

O

O

H

ClOH

O

OClOH

O

O

Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HCl

Cl2

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

-10

+1

+3

+5

+7

(+1) + (-1) = 0

(0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0

(+1) + (+3) + 2(-2) = 0

(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HCl

Cl2

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

-10

+1

+3

+5

+7

(+1) + (-1) = 0

(0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0

(+1) + (+3) + 2(-2) = 0

(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Estados de oxidación para el cloro

Molécula No. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HCl

Cl2

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

-1

0

+1

+3

+5

+7

(+1) + (-1) = 0

(0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0

(+1) + (+3) + 2(-2) = 0

(+1) + (+5) + 3(-2) = 0

(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Molécula No. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HCl

Cl2

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

-1

0

+1

+3

+5

+7

(+1) + (-1) = 0

(0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0

(+1) + (+3) + 2(-2) = 0

(+1) + (+5) + 3(-2) = 0

(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Estadosde

Oxidación

Número de FamiliaElemento (Fila 4 )No. de e- s y d

+1+2+3+4+5+6+7

ESTADOS DE OXIDACION DE LOS METALES DE TRANSICION DE LA FILA 4

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIBSc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

PROPIEDADES FÍSICASPROPIEDADES FÍSICAS

Tem

per

atu

ra º

C4000

2000

3000

1000

-273 0

-273 0

-273 0

-273 0

-273 0

Li

Be

B

C

O N F Ne

Cl Ar

Si

AlMg

Na P S

K

Ca

Ga

Ge

SeBr

Kr

As

TeSb

SnIn

Sr

Rb XeI

PbBi Po

At

RnTl

Ba

Cs

PUNTOS DE FUSION DE LOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS

1 H Gases

Inertes

VIIIA

Metales Tierras 2 He

Alcalinos Alcalinas Sólidos Gases Halógenos

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

3 Li 4 Be 5 B 7 N 8 O 9 F 10 Ne

11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 16 S 17 Cl 18 Ar

19 K 20 Ca 31 Ga 32 Ge 35 Br 36 Kr

(líquido)

37 Rb 38 Sr 49 In 52 Te 53 I 54 Xe

55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn

51 Sb

15 P

33 As 34 Se

50 Sn

6 C

Irr

1 H G a s e s

I n e r t e s

V I I I A

M e t a le s T ie r r a s 2 H e

A lc a l in o s A lc a lin a s S ó l id o s G a s e s H a ló g e n o s

I A I I A I I I A I V A V A V I A V I I A

3 L i 4 B e 5 B 7 N 8 O 9 F 1 0 N e

1 1 N a 1 2 M g 1 3 A l 1 4 S i 1 6 S 1 7 C l 1 8 A r

1 9 K 2 0 C a 3 1 G a 3 2 G e 3 5 B r 3 6 K r

( l íq u id o )

3 7 R b 3 8 S r 4 9 I n 5 2 T e 5 3 I 5 4 X e

5 5 C s 5 6 B a 8 1 T l 8 2 P b 8 3 B i 8 4 P o 8 5 A t 8 6 R n

5 1 S b5 1 S b

1 5 P

3 4 S e5 1 S b

5 0 S n5 1 S b

6 C5 1 S b

3 3 A s5 1 S b

Irr

IrrIrr

Empaquecerrado(12)*

Empaquecaracentrada(8)

CúbicoSimple(6)

EmpaqueIrregular

IcosaedroBoro(5+)

Diamante(4)

EstructuradeHojas (3)

CadenasHelicoidales(2)

MoléculasTetraédricas(3)

Anillos(2)

MoléculasMonoatómicas

MoléculasDiatómicas

MoléculasDiatómicas(1)

* Numero de vecinos más cercanos

EMPAQUETAMIENTODE ATOMOSMETALICOS

ENLACES COVALENTESDE SOLIDOS

SOLIDOSMOLECULARES GASES

N N O O Ne

107 8 9

Nitrógeno Oxígeno

Flúor

Neón

Gases moleculares

Gas monoatómico

F F

2 2

2 2 2

2+ + + +

+++ C

BB BB

B B

B B

CC

C

Número atómico 3 4 5 6

Litio Berilio Boro Carbono

Sólidos metálicos Sólidos covalentes

B

C

C

C

CC

C2

+

+

+ +

+++

Si

+ + + +

+++

+ + + +

+++ CC

BB BB

B B

B B

BB BB

B B

B B

CC

CC

C


Sodio Magnesio Aluminio Silicio

Só lidos metálicos Só lidos covalentes

B

C

C

C

CC

C2 2 2

2 2 2

22 2

2 2 2

2

+

++

+ +

+++ + + +

+++

+ + + +

+++ CC

BB BB

B B

B B

BB BB

B B

B B

CC

CC

C


Sodio Magnesio Aluminio Silicio

Só lidos metálicos Só lidos covalentes

B

C

C CC

C C

CC

C2 2 2

2 2 2

22 2

2 2 2

2

+

++

+ +

++

ArAr

1815 16 17

Fósforo Azufre Cloro Argón

Gases moleculares

Gas monoatómico

Cl ClSS SSS

SSS

SS SSS

SSSP

P

P

P PP

P

P

ArAr

1815 16 17

Fósforo Azufre Cloro Argón

Gases moleculares

Gas monoatómico

Cl ClSS SSS

SSS

SS SSS

SSSP

P

P

P PP

P

P

Si

SiSiSi3+ 3+ 3+ 3+

3+ 3+ 3+ 3+

.

Sólido covalente

V A V I A V I I A

7 N 8 O 9 F

1 6 S 1 7 C l

3 5 B r

( líq u id o )

5 1 S b 5 2 T e 5 3 I

8 3 B i 8 4 P o 8 5 A t

5 1 S b5 1 S b

3 4 S e5 1 S b

3 3 A s5 1 S b

1 5 P

Moléculas gaseosas

OO

Moléculas gaseosas

OO

Moléculas gaseosas

N N

Moléculas gaseosas

N N

Moléculas sólidas

SS SSS

SSS

Moléculas sólidas

SS SSS

SSS

SS SSS

SSS

Moléculas sólidas

PP

P

P

Moléculas sólidas

PP

P

P

Punto de fusión• El 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.

• El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos.

• Para los de transición externa existe una tendencia a reducir su punto defusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos.

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

Punto de fusión

Punto de ebullición

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

• En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel

Punto de ebullición

Puntos de fusión de los metales de transición del 4º periodo

0

200

400

600

800

1000

1200

1400

1600

1800

2000

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32

Z

Pun

to d

e F

usió

n (o C

)

Ca

ScTi V

Cr

Mn

Ejercicio para aprender las tendencias de las variaciones

periódicas

Ejercicio para aprender las tendencias de las variaciones

periódicas

Z*

Tamaño

Electronegatividad

E. I.

n

Z*

Tam

año

Ele

ctro

neg

ativ

idad

E. I

.

n

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