Propiedades PeriódicasPropiedades...

Propiedades PeriódicasPropiedades Periódicas

Docente: Raquel Villafrades Torres

Química General

UPBUPB

Introducción

Las propiedades periódicas son aquellas que varían de formaLas propiedades periódicas son aquellas que varían de forma regular por la posición que ocupan los elementos en la tabla periódica.

Para comprender las propiedades periódicas es necesario introducir el concepto de carga nuclear efectiva.

Carga nuclear efectiva

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

Zefectiva = Z - σ (σ = constante de apantallamiento)

Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos

En otras palabras, la carga nuclear efectiva (Zefectiva) es lafuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electronesfuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electronesexternos.

Calc lemos la carga n clear efecti a de alg nos elementos del período dos

Carga nuclear efectivaCalculemos la carga nuclear efectiva de algunos elementos del período dos

Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos

3Li 1s2 2s1 Zefectiva ≈ 3 -2 = +1

5B 1s2 2s2 2p1 Zefectiva ≈ 5 -2 = +3

7N 1s2 2s2 2p3 Zefectiva ≈ 7 -2 = +5

9F 1s2 2s2 2p5 Zefectiva ≈ 9 -2 = +7

Carga nuclear efectiva (Zefectiva)

incrementando Zefectivaconsttantte

A l l d i í d l l f tiA lo largo de un mismo período, la carga nuclear efectivaaumenta de izquierda a derecha

A lo largo de un mismo grupo, la carga nuclear efectivapermanece aproximadamente constante

Carga nuclear efectiva y efecto pantalla

A qué se debe esta variación

incrementando Zefectivacon

esta variación

nstante

f f f

e

Existe un fenómeno denominado efecto pantalla, dicho efectoconsiste en el apantallamiento o protección que le brindanlos electrones internos a los externos de la fuerza deatracción del núcleo.

Efecto pantalla: apantallamiento o protección que le brindan los

Carga nuclear efectiva y efecto pantallaEfecto pantalla: apantallamiento o protección que le brindan loselectrones internos a los externos de la fuerza de atracción del núcleo.

Li 1 2 2 1 Z 3 2 1 D l t I t3Li 1s2 2s1 Zefectiva ≈ 3 -2 = +1

Núcleo

Dos electrones Internos

Para el Li, dos electrones internos protegenmuy bien a un solo electrón externo: del Litio

Un electrón externo

muy bien a un solo electrón externo:

Buen efecto pantalla ⇒ Baja carga nuclear

9F 1s2 2s2 2p5 Z f ti ≈ 9 -2 = +79F 1s 2s 2p Zefectiva ≈ 9 2 +7

Para el Flúor, dos electrones internos deben proteger a siete electrones externos:

B j f t t ll Alt lBajo efecto pantalla ⇒ Alta carga nuclear

Primera propiedad periódica: Radio atómico

(a) En los metales (Fe), el radio atómico se define como lamitad de la distancia entre los centros de dos átomosadyacentes.

(b) Para el caso de moléculas diatómicas (Cl2), el radioatómico se define como la mitad de la distancia entre loscentros de los dos átomos que constituyen la molécula.

incrementando el radio atómico

¿ Y como varía el radio atómico?incrementando el radio atómico

atóm

ico

o el

radi

o a

emen

tand

oin

cre

¿ A que se debe esta variación en el radio atómico?

A lo largo de un mismo periodo, el radio atómicoaumenta de derecha a izquierda como consecuencia dela disminución en la carga nuclear, o sea, de ladisminución en la fuerza de atracción entre el núcleo ydisminución en la fuerza de atracción entre el núcleo ylos electrones externos.

A lo largo de un mismogrupo, el radio atómicoaumenta de arriba haciaaumenta de arriba haciaabajo como consecuenciadel incremento en elnumero cuántico principal,factor que contribuye en elincremento del tamaño delorbital y de la distanciaentre el núcleo y losentre el núcleo y loselectrones externos.

¿ A que se debe la variación en el radio atómico?

A continuación se muestra la relación entre la carga nuclear yl di tó i t l t d l t í del radio atómico en cuatro elementos del tercer período

Na 11 10 1 186

Zefectivae- internosZ Radio (pm)

Mg 12 10 2 160

Al 13 10 3 143

Si 14 10 4 132

¿ Qué pasa cuando el átomo gana o pierde electrones?

Cuanto un átomo pierde electrones se convierte en uncatión, veamos:,

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na

11Na+ 1s2 2s2 2p6 Na+

El catión siempre es más pequeño que el átomoa partir del cual se formó debido a la disminuciónen el numero cuántico principal en sue e u e o cuá t co p c pa e suconfiguración electrónica (desaparición de unnivel de energía)

¿ Qué pasa cuando el átomo gana o pierde electrones?

Cuanto un átomo gana electrones se convierte en un anión,veamos:

9F 1s2 2s2 2p5 F

9F- 1s2 2s2 2p6 F-

9

El anión siempre es más grande que el átomo ap g qpartir del cual se formó debido a la incorporaciónde electrones en el ultimo subnivel, fenómeno queocasiona la expansión de la nube electrónica alocasiona la expansión de la nube electrónica alaumentar las fuerzas de repulsión entre e-

Comparación de radios atómicos con radios iónicos

Radios de iones (en pm) de elementos familiares

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

2. Energía de IonizaciónLa energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol)requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en suestado natural.

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

I X+ X2+

I1 primera energía de ionización

I seg nda energía de ioni aciónI2 + X+(g) X2+

(g) + e-

I3 + X2+(g) X3+

(g) + e-

I2 segunda energía de ionización

I3 tercera energía de ionizaciónI3 X (g) X (g) e 3 g

I1 < I2 < I3

Energías de ionización de los primeros 20 elementos

¿ Y como varía la energía de ionización?

Al incrementar la primera energía de ionización

niza

ción

rgía

de

ion

mer

a en

erta

r la

prim

incr

emen

tA

l i

¿ A que se debe esta variación en la energía de ionización?

A lo largo de un mismo periodo, la energía de ionización aumenta deizquierda a derecha como consecuencia de la disminución en el tamaño de losátomos o sea entre mas pequeño sea un átomo mas difícil será removerleátomos, o sea, entre mas pequeño sea un átomo mas difícil será removerleun electrón.

A lo largo de un mismo grupo, laenergía de ionización aumenta deabajo hacia arriba, ya que loselectrones externos de los átomoselectrones externos de los átomosubicados en los primeros periodos seencuentran más cerca al núcleo que loselectrones de elementos ubicados enperiodos superiores.

La cercanía al núcleo dificulta laremoción de los electronesremoción de los electrones.

Excepciones a las tendencias generales en la energía de ionización

Las configuraciones electrónicas terminadas en s2, p3, p6, d5, d10 son simétricas ycorresponden a elementos estables, lo que les confiere una alta energía deionización.

Las excepciones mas notables se presentan entre los tres primeros elementosde los grupos IIA y IIIA y de igual forma entre los tres primeros elementos de losgrupos VA y VIA

Variación de la primera energía de ionización con el número atómico

Lleno n=1 Los elementos de la tabla periódicalt í d i i ió

Lleno n=2 con mas altas energías de ionizaciónson los gases nobles.

Lleno n=3

Lleno n=4 Lleno n=5

L fi id d l t ó i id l f ilid d át

3. Afinidad electrónicaLa afinidad electrónica mide la facilidad con que un átomorecibe un electrón

Cuanto más estable se hace un átomo al recibir un electrón,mayor es su afinidad electrónica.

Los halógenos o elementos del grupo VIIA son los quet l fi id d l t ó i á lt ( ápresentan las afinidades electrónicas más altas (más

positivas) de toda la tabla periódica.

X + 1e- → X-

3. Afinidad electrónicaC d f bl éti t ibi l t ó lCuando no es favorable energéticamente recibir un electrón, laafinidad electrónica es NEGATIVA* .

Por ejemplo, la adición de un electrón a un gas noble requeriríaque el electrón residiera en una nueva subcapa de mayorenergía un caso similar se presenta en el Be y el Mgenergía, un caso similar se presenta en el Be y el Mg .

10Ne 1s2 2s2 2p6

10Ne- 1s2 2s2 2p6 3s1

* Nota: Dependiendo del texto en el que usted consulte, la afinidad electrónica se

10Ne 1s 2s 2p 3s

p q ,expresa de forma positiva o negativa cuando el proceso no es favorable. Ennuestro caso seguiremos la convención propuesta en el texto Química,Raymond Chang.

Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementosrepresentativos y de los gases nobles

4. Electronegatividad

La electronegatividad puede considerarse una propiedad

iódi CONSULTAR ENperiódica, CONSULTAR EN QUE CONSISTE

5. Carácter metálico Representa la capacidad de un elemento para exhibirRepresenta la capacidad de un elemento para exhibirpropiedades de metal (lustre, maleabilidad, ductilidad, buenaconductividad eléctrica y térmica).

5. Características de los metalesAparte de las propiedades previamente mencionadas para losAparte de las propiedades previamente mencionadas para losmetales, se debe tener en cuenta que:

* L t l ti di tó i l d* Los metales tienen radios atómicos elevados

* Tienen bajas energías de ionización, es decir, se lesd l t h f ilid d E lpueden remover electrones con mucha facilidad. En la

tabla se muestran algunos cationes comunes para los metales(Color celeste).

5. Características de los metales

* Tienen bajas afinidades electrónicas, no se les facilita recibirelectrones.

Por el contrario, los NO METALES:,

•Tienen radios atómicos pequeños como consecuencia de laTienen radios atómicos pequeños como consecuencia de lafuerte atracción que ejerce el núcleo sobre sus electronesexternos (alta carga nuclear)

•Poseen altas energías de ionización, es muy complicadoremoverles un electrón

P fi id d l t ó i l d ib fá il t•Poseen afinidades electrónicas elevadas, reciben fácilmenteelectrones

Características de los NO METALES

GRACIAS POR SU ATENCIONGRACIAS POR SU ATENCION