tema x (parte v)...la consecuencia natural del principio de aufbau es la clasificación periódica...
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República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular para la EducaciónU.E. Colegio “Santo Tomás de Villanueva”
Departamento de CienciasCátedra: Química
4° Año
Prof. Luis E. Aguilar R.
TEMA X (Parte V)ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA
-
Propiedades periódicas
-
Ley periódica
Las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a
repetirse sistemáticamente a medida que aumenta el numero atómico.
Los elementos están colocados en orden creciente al número atómico
La consecuencia natural del principio de Aufbau es la clasificación periódica de los elementos
-
PRINCIPLES OF CHEMISTRY, 1905, 2, 30
ENUNCIADO DE LA LEY PERIODICA
1. Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos muestran una evidente periodicidad en sus
propiedades.
2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas tienen pesos atómicos, que o bien tienen el
mismo valor, aproximadamente (Pt, Ir, Os), o aumentan con regularidad (K, Rb, Cs).
3. La ordenación de los elementos, o de grupos de elementos, por su peso atómico, se corresponde con
sus llamadas valencias.
4. Los elementos distribuidos con mayor abundancia en la naturaleza tienen pesos atómicos pequeños,
y….propiedades rigurosamente definidas. Son por consiguientes típicos.
5. La magnitud del peso atómico determina el carácter de un elemento.
6. Es de esperar el descubrimiento de muchos elementos desconocidos hasta ahora.
7. El peso atómico de un elemento puede corregirse a veces conociendo los pesos de los elementos
adyacentes.
8. Ciertas propiedades características de los elementos pueden predecirse por sus pesos atómicos.
La ley periódica puede enunciarse diciendo que las propiedades de los elementos son
función periódica de sus pesos atómicos.
-
s1 s2
f 2
d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d10
1211109876543
21
1
2
3
4
5
6
7
d 1
f 1
f 3
f 4
f 6N d
PmS m
ThPa
UNp
PuA m
Cm
G dE u
f 5
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
7s 6d 1 5f
6s 5d 1 4f 5d 6p
Li
Na
Be
K
Mg
Ca
Rb
Cs
Fr
Sr
Ba
Ra
Sc
Y
La
Ac
f 7
f 8
f 9
f 10
f 11
f 12
f 13
f 14
Lw
Tm
MdF m
Ti V
Zr
Hf
Nb
Ta
Cr
Mo
W
Mn
Tc
Re
Fe
Ru
Os
Co
Rh
Ir
Ni
Pd
Pt
Cu
Ag
Au
Zn
Cd
Hg
p2 p3 p4 p5 p 6
181716151413p1
H
1s1 1s2
1s
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Sn
Pb
N
P
Bi
O
S
Po
F
Cl
Br
I
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Bloque d(Elementos de transición)
Bloque p(Elementos representativos)
He
METALES
NO METALES
B
AsGe
Sb Te
At
Se
SEMIMETALES
SISTEMA PERIÓDICO
Lu
N o
Yb
Er
EsCf
BkHo
DyTb
PrCe
(Ele
mento
s r
epre
senta
tivos)
-
Propiedades
Periódicas
Relaciones de
Tamaño
Relaciones de
Energía
Radio atómico
Radio covalente
Radio iónico
Potencial de ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
Carácter del
elemento
Metálico
Reactividad
-
Tamaño del átomo
Radio atómico:
Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos
unidos mediante enlace covalente)
Radio metálico
Radio iónico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
Carácter metálico
-
Radio Atómico
Radios
covalentes
van der Waals
metálicos
iónicos
sencillos
dobles
triples
-
Radio atómicoLos radios atómicos son difíciles de de definir y más difícil de medir, se
determinan las distancias internucleares en compuestos o moléculas
gaseosas y de ahí se calculan los radios de los átomos individuales,
El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se
encuentre, de su interacción con los átomos vecinos
Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de
la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se
realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y
los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m) picometro (pm, 10-12 m).
-
RADIO ATÓMICO“la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”
-
El radio depende de:
Orden de enlace
El grado del carácter iónico o covalente del enlace
El carácter metálico
El estado de oxidación
El tamaño de los átomos vecinos
La estructura cristalina o molecular
-
En un periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la
derecha). Debido a que los electrones de la última capa estarán más
fuertemente atraídos.
En un grupo, aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de
electrones.
-
Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo
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).
Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos
electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y
tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El
aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los
electrones y el átomo es más compacto).
En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los
electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos
inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes
atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones
en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen
importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.
-
El radio aumenta al descender por un grupo, pues aumenta el número de capas llenas.
El radio disminuye a lo largo del período, pues aumenta la carga nuclear efectiva (Z*) que
soportan los electrones externos. Este aumento se debe a que la carga nuclear (Z) aumenta
una unidad al pasar de un elemento al siguiente pero el apantallamiento lo hace mucho más
débilmente ya que los electrones de una misma capa se apantallan muy mal entre sí.
El comportamiento anterior se invierte en los metales de transición a partir del quinto
elemento, ya que los electrones internos (n–1)d apantallan bien a los más externos ns.
La contracción de los lantánidos es la responsable de que los metales de transición externa
de la segunda serie tengan tamaño similar a los de la tercera serie.
Resumen
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Radios atómicos calculados teóricamente
-
Radios de Bragg-Slater
Estos radios reproducen las distancias internucleares observadas en unos
cientos de cristales, tanto covalentes como iónicos
RADIOS ATOMICOS
-
RADIOS COVALENTES
-
0 20 40 60 80
0,5
1
1,5
2
I
II
III
IV
V
VI Período
Número atómico
Tl
Yb
Eu
La
Xe
Sb
In
Ba
Cs
Rb
K
Sr
Ca
Y
Sc
Ga
Kr
He
H
Li
Ne
Ar
Na
2,5
0
VARIACIÓN PERIÓDICA DE LOS RADIOS COVALENTES-METÁLICOS
1 2 3 4 5 6 7 8 9 11 12 13 14 15 16 17 18
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
H
Li
Na
K
Rb
Cs
He
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Sc
Ti
VCr Mn Fe Co Ni Cu
Zn
BC
N O F Ne
Ar
Kr
Xe
Cl
Br
I
S
Se
Te
Po
Al
In
TlY
La
Zr
Hf
Nb
Ta
Mo
W
Tc
Re
Ru
Os
Si
Ge
Sn
Pb
P
As
SbRh
Ir
Pd
PtAg
AuCd
Bi
Grupo
III
IIIIV
VVI
10
-
Radio Covalente
A
U
M
E
N
T
A
Disminuye
-
RADIOS COVALENTES-METÁLICOS E IÓNICOS
Pe
rio
do
-
Radio Metálico
Covalente
Metálico
-
Radio Metálico
Por lo tanto, los radios metálicos
generalmente son mayores que los
radios covalentes sencillos;
aproximadamente, entre un 10% y un
15%, y son menores que los radios de
van der Waals.
-
Radio metálicoPara los átomos metálicos existe, el radio metálico, definido como la
mitad de la distancia entre vecinos cercanos en el seno del metal
Estructura cristalina de los m
etales
-
31
Carácter metálico
Es una propiedad relacionada con las propiedades físicas y químicas de los
elementos.
El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en un
grupo.
-
Radio Metálico
A
U
M
E
N
T
A
Disminuye
-
Radios de van der Waals
Johannes Diderik van der Waals (1837-1923)
• Cuando las distancias internucleares, entre átomos deelementos no metálicos, se miden por técnicas dedifracción de rayos X, en sólidos se observan dos tiposde distancias.
• La más corta se relaciona con el enlace covalente y lamás larga se conoce como la distancia de Van derWaals.
2rcovalente
2rvdW rvdW > rcov
-
Elemento Símbolo Radio
Atómico
Efectivo (en
Å)
Radio de Van
der
Waals (en Å)
Hidrógeno H 0.32 1.20
Nitrógeno N 0.70 1.50
Oxígeno O 0.66 1.40
Cloro Cl 0.99 1.80
Azufre S 1.04 1.85
Arsénico AS 1.21 2.00
-
Radio Iónico
Los elementos pueden perder o ganar electrones para formar iones positivos (cationes) o
iones negativos (aniones). El radio de un catión es siempre menor que el átomo que lo
genera, mientras que el ión negativo tendrá siempre un radio mayor.
A A+ + e A + e A-
-
Radio iónico cationesRadio iónico aniones
-
Radio Iónico
-
Radio Iónico
-
Radio Iónico
-
Número atómico
0 10 20 30 40 50 60 70 800
0,5
1
1,5
2
2,5
3
C
Si Ge
SnGrupo 4 (-4)
Grupo 5 (-3)
Grupo 6 (-2)
Grupo 7 (-1)
N
PAs
Sb
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
Be
Na
K
Cs
Rb
Grupo 1 (+1)
Li
O
C
NBF
Mg
Ca
Y
BaGrupo 2 (+2)
Grupo 3 (+3)Grupo 4 (+4)
Grupo 5 (+5)Grupo 6 (+6)
Grupo 7 (+7)
Grupo 11 (+1)
Grupo 12 (+2)
Grupo 3 (+3)
Hg
La
Cu
Au
Al
Sr
Si
Zn
Cd
Ag
Cl
Br
I
S
TiVCrMn
P
Sc
Se
In
As
GaGe
RADIOS IÓNICOS
-
Radio Iónico
Ión Radio Covalente
en Å
Radio Iónico en Å (carga
del ión)
Sodio 1.54 0.95 (+1)
Potasio 2.03 1.33 (+1)
Rubidio 2.16 1.47 (+1)
Flúor 0.64 1.36 (-1)
Cloro 0.99 1.81 (-1)
Bromo 1.14 1.96 (-1)
-
»ENERGÍA DE IONIZACIÓN«
Es la energía necesaria para remover
un electrón de un átomo gaseoso.
La energía necesaria para remover el primerelectrón de un átomo se denomina primeraenergía de ionización, la energía necesariapara remover el segundo electrón del unátomo es la segunda energía de ionización yasí sucesivamente.
-
ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Es la
energía necesaria para desprender un electrón de su nivel de energía
dando un ión, Se tienen diferentes tipos de energías para extraer
electrones de un mismo átomo; el potencial de ionización depende de:
a) La carga nuclear
b) El tamaño del átomo
“Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso y formar un catión”.
Es siempre positiva (proceso endotérmico).
Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído.
La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y
disminuir el radio.
La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.
-
Energías de ionización sucesivas para los elementos del periodo 2
ElementoElectrones de
valencia
Energía de ionización (KJ/mol*)
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª 9ª
Li 1 520 7300
Be 2 900 1760 14850
B 3 800 2430 3660 25020
C 4 1090 2350 4620 6220 37830
N 5 1400 2860 4580 7480 9440 53270
O 6 1310 3390 5300 7470 10980 13330 71330
F 7 1680 3370 6050 8410 11020 15160 17870 92040
Ne 8 2080 3950 6120 9370 12180 15240 20000 23070 115380
-
TENDENCIAS EN LA
PRIMERA IONIZACIÓN
Generalmente aumenta
Gen
eral
men
te d
ism
inuye
-
52
Esquema de variación de la Energía de ionización (EI)
Aumento en la Energía
de ionización
http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/gr
aficos/ionizacion.jpg
http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/graficos/ionizacion.jpghttp://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/graficos/ionizacion.jpg
-
La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol) requerida para
remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.
E1 + X (g) X+
(g) + e-
E2 + X+
(g) X2+
(g) + e-
E3 + X2+
(g) X3+
(g) + e-
EI1 primera energía de ionización
EI2 segunda energía de ionización
EI3 tercera energía de ionización
E1 < E2 < E3
-
Incr
emen
tode
la p
rimer
aen
ergí
ade
ioni
zaci
ón
Incremento de la primera energía de ionización
-
H He Li Be B C
Z 1 2 3 4 5 6
N O F Ne Na Ca
Z 7 8 9 10 11 12
-
Se puede observar que la variación está de acuerdo con la configuración
electrónica de los elementos.
-
0 20 40 60 80 100
500
1000
1500
2000
2500
Número atómico
I II III IV V VI Período VIIHe
Ne
Ar
Kr
Xe
RnHg
CdZn
N
B
Al Ga In
H
Li NaK Rb Fr
Tl
Cs
As
Lu
P
VARIACIÓN PERIÓDICA DE LOS PRIMEROS POTENCIALES DE IONIZACIÓN
0
500
1000
1500
2000
2500
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H
BeB
C
N
As
He
Ne
Kr
Xe
RnK
Rb
Cs
Na
LiMg
Ca
Sr
Ba
Sc
Y
La
Ti V Cr Mn
TcMoNbZr
HfTa W Re
Fe
Ru
Os
Co Ni Cu
Zn
CdPdRh
Ir Pt AuHg
Ga
In
Tl
Ge
Sn
Pb
Sb
BiPo
At
I
Al
Si
O
S
F
Cl
Se
Br
P
Ar
TeII
III
IV
V
VI
I
Grupo
Ag
Primer potencial de ionización, I1 (kJ/mol)
-
VARIACIÓN PERIÓDICA DEL SEGUNDO Y TERCER POTENCIALES DE IONIZACIÓN
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
0
1000
2000
3000
4000
5000
6000
7000
8000
II
III
IV
V
VI
I
Grupo
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 170
2
4
6
8
10
12
14
16
II
III
IV
V
VI
Grupo
0
500
1000
1500
2000
2500
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H
BeB
C
N
As
He
Ne
Kr
Xe
RnK
Rb
Cs
Na
LiMg
Ca
Sr
Ba
Sc
Y
La
Ti V Cr Mn
TcMoNbZr
HfTa W Re
Fe
Ru
Os
Co Ni Cu
Zn
CdPdRh
Ir Pt AuHg
Ga
In
Tl
Ge
Sn
Pb
Sb
BiPo
At
I
Al
Si
O
S
F
Cl
Se
Br
P
Ar
TeII
III
IV
V
VI
I
Grupo
Ag
Primer potencial de ionización, I1 (kJ/mol)
-
VARIACIÓN DE LOS POTENCIALES DE IONIZACIÓN SUMA
kJ/mol (miles)
0 10 20 30 40 50 60
0
2
4
6
8
10
12
Si
Ti
GeSe
Zr
Sn
B
Al
Sc
FeGa As
Y
InSb
Ca
Mg
Be
Io , [-Afinidad]
I1+I2+I3+I4
I1+I2+I3
I1+I2
I1
Número atómico
Ba
Sn
Sr
Zn
Li Na K
F Cl Br
Rb Ag
I
Cs
-
60
Afinidad electrónica (AE)
• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e–
y forma un anión”.
• Se suele medir por métodos indirectos.
• Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE
suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales
alcalinotérreos.
• Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha
del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por aumentar Z* y disminuir
el radio).
-
Afinidad electrónica o electroafinidad es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es
aceptado por un átomo en estado gaseoso para formar un anión.
H = -328 kJ/mol AE= +328 kJ/mol
H = -141 kJ/mol AE = +141 kJ/mol
X (g) + e- X-(g)
F (g) + e- X-(g)
O (g) + e- O-(g)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol → Be- (g) se absorbe energía AE 0 (AE=+ 240 KJ /mol)
La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden
energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los
alcalinotérreos los que absorben más energía
-
Variación de la afinidad electrónica con el número atómico (H – Ba)
-
AFINIDAD ELECTRÓNICA
0 20 40 60 80
-200
-100
0
100
200
300
400
I II III IV V VI PeríodoF Cl Br
IAt
Au
Cs
Ba Rn
SrCa
Ar
MgBe
He
H
C
N
Si
As
KrNe Xe
LiNa K Rb
AgCu
Fe InTl
Número atómico
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
-200
0
200
400
Grupo
I
II
III
IV
V
VIB e
M g
S r
B a
WRb Zr
NbM o
Cr
Re
Os
Ru Ir
P tA u
Cu
In
Tl
C
Ge
S n
P b
B i
Te
P o
A t
I
F
Cl
B r
Os
Li
Na
K
Cs
S c
Y
Ta
Tc
S
HS i
La
-
Electronegatividad, X
Tendencia de un determinado átomo a atraer un par de electrones compartido en un
enlace. Escala estandarizada a (F)=4
Escala de Mulliken:
𝜒 =I+AE
2
Mulliken; La semisuma del valor del
primer potencial de ionización (tendencia
a dar el último electrón de valencia) y de
la afinidad electrónica (tendencia a
aceptar un electrón externo) es una
medida de la tendencia del núcleo del
átomo a atraer los electrones cercanos
Electronegatividad ( )
-
66
Electronegatividad ( )
y carácter metálico
• Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa).
• mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí.
• es un compendio entre EI y AE.
• Pauling fue el primero que estableció una escala de electronegatividades
entre 0’7 (Fr) y 4 (F).
• aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.
-
VARIACIÓN PERIÓDICA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD
0 20 40 60 80 100
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
Li NaK Rb FrCs
F
I II III IV V VI Período VII
Número atómico
Cl Br
I
At
H
Zn
Ele
ctr
onegativid
ad
-
Grupo1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
0
1
2
3
4
Cs
H
Li
Na
K
Rb
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Sc
Y
La
TiV
Cr MnFe Co
Zr
Hf
Nb
Ta
Mo
W
Tc
Re
Ru
Os
Rh
Ir
Ni
Pd
Pt
CuZn
Ag
Au
Cd
Hg
B
Ga
In
Tl
C
Ge
Sn
N
P
As
Sb
S
Se
Te
Po
Cl
Br
I
At
O
F
PbBi
I
II
III
IV
VI
0 20 40 60 80 100
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
Li NaK Rb FrCs
F
I II III IV V VI Período VII
Número atómico
Cl Br
I
At
H
Zn
VARIACIÓN PERIÓDICA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD
Ele
ctr
onegativid
ad
-
Elemento o ión de PaulingF 4.0
Li 0.98
Na 0.93
K 0.82
Rb 0.82
Cs 0.79
Sc 1.36
Ti(2+) 1.54
V(2+) 1.63
Cr(2+) 1.66
Mn(2+) 1.55
Fe(2+) 1.83
Fe(3+) 1.96
Ni(2+) 1.91
Mo(2+) 2.16
Mo(3+) 2.19
Mo(4+) 2.24
Mo(6+) 2.35
Zn(2+) 1.65
Cd 1.69
Hg 2.00
Co(2+) 1.88
Rh 2.28
Ir 2.20
Electronegatividades de algunos elementos o iones
-
71
Aumento de
en la tabla periódica
-
Los elementos con bajos potenciales de ionización y bajas afinidades
electrónicas son electropositivos y tienen carácter metálico
Los elementos con altos potenciales de ionización y altas afinidades
electrónicas son electronegativos y tienen carácter no metálico
El Flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica
El Francio es el elemento más electropositivo de la tabla periódica
-
Tendencia de Z* sobre el
electrón de valencia
Aumenta
-
VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS EN EL
SISTEMA PERIÓDICO