Relaciones Periódicas

Capítulo 8

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2

¿Cuando se descubrieron los elementos?

3

ns

1

ns

2

ns

2n

p1

ns

2n

p2

ns

2n

p3

ns

2n

p4

ns

2n

p5

ns

2n

p6

d1

d5

d1

0

4f

5f

Configuraciones electrónicas

4

Clasificación de los elementos

Example 8.1

Un átomo de cierto elemento tiene 15 electrones. Si consultar

la tabla periódica conteste:

(a) ¿Cuál es la configuración electrónica del elemento?

(b) ¿Cómo se puede clasificar?

(c) ¿es diamagnético o paramagnético?

Example 8.1

Solución

(a) Para n = 1 hay un orbital s(2 electrones); para n = 2

tenemos un orbital 2s orbital (2 electrones) y tres orbitales

2p (6 electrones); para n = 3 tenemos orbitales 3s (2

electrones). Los electrones que faltan 15 − 12 = 3 y se

ubican en orbitales 3p . La configuración electrónica es:

1s22s22p63s23p3.

(b) Ya que el subnivel p no está completamente lleno, es un

elemento representativo. Basado en la información dada no

podemos saber si es metal, nometal o metaloide.

(c) Según la regla de Hund, los tres electrones en los orbitales

3p tienen spines paralelos (tres electrones desapareados).

Entonces el elemento es paramagnético.

7

Configuraciones electrónicas de Cationes y Aniones de

Elementos Representativos

Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]

Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]

Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]

Los cationes,al perder

electrones se quedan con la

configuración del gas noble.

H 1s1 H- 1s2 or [He]

F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 o [Ne]

O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 o [Ne]

N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 o [Ne]

Los aniones, al ganar

electrones quedan con

la configuración del gas

noble.

8

+1

+2

+3

-1

-2

-3

Cationes y Aniones de Elementos Representativos

9

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

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

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

Isoelectrónico: tienen el mismo número de electrones y

por consiguiente la misma configuración electrónica

10

Configuraciones electrónicas de cationes de Metales

de transición

Cuando se forma un catión de un metal de transición , los

eletrones se remueven siempre primero del orbital ns y luego

de los orbitales (n – 1)d.

Fe: [Ar]4s23d6

Fe2+: [Ar]4s03d6 or [Ar]3d6

Fe3+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5

Mn: [Ar]4s23d5

Mn2+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5

11

Carga nuclear efectiva (Zeff) 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

Zeff Core Z Radio (pm)

Zeff = Z - s 0 < s < Z (s = constante de apantallamiento)

Zeff Z – número de electrones internos o del core

12

Carga nuclear efectiva (Zeff)

aumenta Zeff

Aum

enta

Zeff

13

Radio Atómico

Radio metálico Radio covalente

14

15

Tendencias en radio atómico

Example 8.2

Refente a la tabla periodica, ordene los siguientes átomos de

acuerdo al aumento de su radio atómico: P, Si, N.

Example 8.2

Solución N y P están en el mismo grupo (Grupo 5A).

Entonces el radio de N es menor que el de P (el radio atómico

aumenta al bajar en un grupo).

Ambos, Si y P están en el tercer periodo, Si está a la izquierda

de P. Entonces, el radio de P es más pequeño que el de Si (el

radio atómico disminuye cuando nos movemos de izquierda a

derecha e un periodo).

Así, el orden de aumento en el radio queda:

N < P < Si

18

Comparación de radio atómico con radio iónico

19

Catión es siempre más pequeño que el

átomo del cual se forma.

Anión es siempre mas grande que el

átomo del cual se forma.

20

Radios de iones de algunos elementos (in pm)

Example 8.3

Para cada uno de los siguientes pares indique cuál de las dos

especies es mas grande:

(a) N3− o F-

(b) Mg2+ o Ca2+

(c) Fe2+ o Fe3+

Example 8.3

Estrategia Al comparar radios iónicos, es útil clasificar los

iones en tres categorias:

(1) Iones isoelectronicos

(2) iones que tienen la misma carga y se generan a partir de

átomos del mismo grupo, y

(3) iones que tienen cargas diferentes pero se originan a partir

del mismo átomo.

En el caso (1), los iones que tienen una carga negativa mayor

son mas grandes; en el caso (2), los iones de átomos que

tienen un mayor número atómico son mas grandes; en el caso

(3), los iones que tienen menor carga positiva son más

grandes.

Example 8.3

Solución

(a) N3− y F− son aniones isoelectónicos, ambos contienen 10

electrones. Ya que N3− tiene solo siete protones y F− tiene

nueve, la atracción menor ejercida por el núcleo sobre los

electrones tiene como consecuencia que N3− sea más

grande.

(b) Ambos,Mg y Ca pertenecen al grupo 2A (metales alcalino-

terreos). Así, Ca2+ es más grande que Mg2+ ya que los

electrones de valencia de Ca están en un nivel más alto (n

= 4) que los de Mg (n = 3).

(c) Ambos iones tienen la misma carga nuclear, pero Fe2+ tiene

un electrón más (24 electrones comparado con 23

electrones para Fe3+) y entonces el radio Fe2+ es mayor.

24

Química en Acción: El tercer elemento

Líquido? L

iqu

id?

117 elementos, 2 son liquidos a 250C – Br2 and Hg

223Fr, t1/2 = 21 minutes

25

La energía de ionización s es la energía mínima (kJ/mol)

requpara emover un electrón de un átomo gaseoso en su

estado fundamental.

I1 + X (g) X+

(g) + e-

I2 + X+(g) X

2+(g) + e-

I3 + X2+(g) X

3+(g) + e-

I1 Primera energía de ionización

I2 segunda energía de ionización

I3 tercera energía de ionización

I1 < I2 < I3

26

27

n=1 lleno

n=2 lleno

n=3 lleno

n=4 lleno n=5 lleno

Variación de la Primera Energía de Ionización con el

número atómico

28

Tendencias Generales para la

Primera Energía de Ionización

Aumento de la Primera Energía de Ionización

Incre

asin

g F

irst Io

niz

atio

n E

ne

rgy

Example 8.4

(a) ¿Cuál átomo tendría una primera energía de ionización más

pequeña: oxígeno o azufre?

(b) ¿Cuál átomo tendría una segunda energía de ionización

mas alta: litio o berilio?

Example 8.4

Solución

(a) Oxigeno y azufre pertenecen al grupo 6A. Tienen la misma

configuración electrónica de valencia (ns2np4), pero el

electrón en azufre está más lejos del nucleo y experimenta

menos atracción nuclear que el electrón 2p del

oxígeno.electron in oxygen. Así, predecimos que el azufre

tendría menos primera energía de ionización que el

oxígeno.

Example 8.4

(b) La configuración electrónica de Li y Be es: 1s22s1 y 1s22s2,

respectivamente. La segunda energía de ionización es la

energía minima requerida para remover un electrón desde

un ión unipositivo gaseoso en su estado fundamental. Para

el segundo proceso escribimos:

Ya que los electrones 1s apantallan a 2s mas efectivamente

que lo que se apantallan entre si, predecimos que sería

más facil remover un electrón 2s del Be+ que remover un

electrón1s de Li+.

32

Afinidad Electrónica es la cantidad negativa del 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)

DH = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol

DH = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol

33

34

Variación de Electroafinidad con el número atómico (H – Ba)

Example 8.5

¿Por que las electroafinidades de los metales alcalinotérreos

mostrados en la tabla 8.3 son negativas o positivas pequeñas?

Example 8.5

Solución La configuración de los alcalinotérreos termina

en ns2, donde n es el número cuántico principal mas alto.Para

el proceso:

Donde M es un miembro del grupo 2A, el electrón extra debe

entrar en un subnivel np, el cual está efectivamente

apantallado por dos electrones ns (los ns son más penetrantes

que los np) y que los internos. Consequentemente, los alcalino

terreos tienen muy pequeña tendencia a adquirir un electrón

extra.

37

Relaciones diagonales en la tabla periódica

38

Elementos del Grupo 1A (ns1, n 2)

M M+1 + 1e-

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

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

Incre

asin

g r

eactivity

39

Elementos del Grupo 1A (ns1, n 2)

40

Elementos del Grupo 2A (ns2, n 2)

M M+2 + 2e-

Be(s) + 2H2O(l) No Reacciona In

cre

asin

g r

eactivity

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

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

41

Elementos del Grupo 2A (ns2, n 2)

42

Elementos del Grupo 3A (ns2, np1 n 2)

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

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

(aq) + 3H2(g)

43

Elementos del Grupo 3A (ns2, np1 n 2)

44

Elementos del Grupo 4A (ns2, np2 ,n 2)

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

(aq) + H2 (g)

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

(aq) + H2 (g)

45

Elementos del Grupo 4A (ns2, np2 ,n 2)

46

Elementos del Grupo 5A (ns2, np3 ,n 2)

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

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

47

Elementos del Grupo 5A (ns2, np3 ,n 2)

48

Elementos del Grupo 6A (ns2, np4 ,n 2)

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

49

Elementos del Grupo 6A (ns2, np4 ,n 2)

50

Elementos del Grupo 7A (ns2, np5 ,n 2)

X + 1e- X-1

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

Incre

asin

g r

eactivity

51

Elementos del Grupo 7A (ns2, np5 ,n 2)

52

Elementos del Grupo 8A (ns2, np6 ,n 2)

Subiveles ns y np completamente llenos.

La mas alta energía de ionización de todos

los elementos.

No tienen tendencia a aceptar electrones .

53

Compuestos de los Gases Nobles

Existen varios compuestos de Xe: XeF4, XeO3,

XeO4, XeOF4 .

Y unos pocos de kripton (ejemplo KrF2) han

sido preparados.

54

Química en Acción: Descubrimiento de los gases

nobles

Sir William Ramsay