QUIMICA QUIMICA INORGANICAINORGANICA

CICLO LECTIVO CICLO LECTIVO 20122012

  

 

QUÍMICA INORGÁNICAQUÍMICA INORGÁNICAUnidad I: Unidad I:

Tabla Periódica.Propiedades Tabla Periódica.Propiedades periódicasperiódicas

  

CARRERAS: Bioquímica- Licenciatura en Ciencias QuímicasProfesorado en Ciencias Químicas y del Ambiente

 

 

   

UNIDAD I: TABLA PERIODICA. Clasificación periódica. Tipos de elementos. Propiedades periódicas más importantes que ayuden a comprender, explicar y predecir el comportamiento químico de los elementos: radios atómicos e iónicos; energía de ionización; energía de afinidad electrónica; electronegatividad.  

 

BIBLIOGRAFIA

Atkins, P. ; Jones, L. (1998).”Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Omega S.A. Barcelona. España.Brown, T.; LeMay, H.; Bursten, B. (1998) ”Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México.Geoff Rayner-Canham.(2000) Química Inorgánica Descriptiva. Prentice-HallPetrucci, R. Harwood, W.(1999) Química General. Principios y Aplicaciones Modernas. Editorial Prentice Hall Iberia. Shriver, D.F.; Atkins P.W.; Langford C.H. (1998) “Química Inorgánica” Vol I. Editorial Reverté S.A.

TABLA PERIODICA. Clasificación periódica. Tipos de elementos. REPASO

La Tabla Periódica de los elementos se formula disponiendo a los elementos en orden creciente de sus números atómicos, Z.

Los elementos se agrupan en PERIODOS Y GRUPOS.

Un período ( fila horizontal) representa la variación en cuanto a propiedades físicas y químicas. Son 7 (siete) en total.

El número de período al que pertenece un elemento es igual al número del nivel de energía “n” en donde el átomo aloja sus electrones externos, llamados electrones de valencia porque son los que intervienen en las uniones químicas.

Los distintos niveles de energía se denominan también “capas” y se los nombra con letras.

Un grupo o familia (columna vertical) se caracteriza porque tiene el mismo número de electrones de valencia.

Los elementos pueden agruparse, por la similitud de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales).

Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos).

Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.

Los lantánidos y los actínidos no utilizan designaciones numéricas. La IUPAC aconseja utilizar los términos lantanoides y actinoides para referirse a estos grupos.

PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN PARA LA TABLA PERIÓDICA. Principio de Construcción ( Aufbau) del

Sistema Periódico

La mecánica cuántica y la ecuación de Schrödinger permitió conocer la estructura de los átomos teniendo en cuenta la distribución de los electrones.

Los electrones que constituyen un átomo de un elemento químico se distribuyen alrededor del núcleo atómico en niveles de energía , o zonas, no en órbitas definidas como lo había postulado Bhor.

Las capas o niveles de energía se designan con la letra n y toman un valor numérico creciente, siendo n= 1 el nivel más cercano al núcleo.

El orden creciente indica mayor distancia respecto del núcleo.

De acuerdo con la teoría moderna de la mecánica cuántica, cada nivel de energía principal n (o capa) está constituido por uno o más subniveles (o subcapas) que se designan con la letra .

Cada subnivel tiene uno o más orbitales atómicos, m , que poseen una forma tridimensional específica. Los orbitales se designan mediante letras minúsculas s, p, d, f.

A su vez cada subnivel se asocia a los tipos de orbitales. Cada orbital atómico puede alojar sólo dos electrones, número cuántico de orientación del espín del electrón ms.

Los números n , , m y ms son los números cuánticos que integran la función de onda ( letra griega psi) formulada por Schrödinger para definir a un orbital atómico particular.

Los números que asume n van de 1 hasta 7, los de desde 0 hasta (n-1), los de m entre (-....0....+ ).

Los protones son agregados de a uno al núcleo atómico para construir diferentes elementos

Los electrones se agregan de a uno a estos orbitales de manera simultánea con el aumento de protones, siempre ocupando el nivel de menor energía, es el electrón diferenciador.

El orden para la escritura de la configuración electrónica es:

ns < np < nd < nf

El orden de llenado de los electrones responde al valor relativo de la energía de los orbitales atómicos, y por tanto a su estabilidad relativa, es decir:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

La regla AufBau a su vez presenta comportamiento particular para determinados elementos de la Tabla Periódica:

El primer nivel de energía orbital es el 1s que puede tener un máximo de 2 electrones.

Todos los elementos son diamagnéticos presentan estabilidad (elementos Be, Mg, Ca, Zn,..) .

En los casos de ocupación de semicapa, también muestran propiedades de estabilidad superior( N, P, As…., en los que se completan las semicapas "p3”.

El elemento Cr, en que se completa la semicapa d5 asociada a s1n por lo tanto es una excepción a la regla práctica: “ se llena primero el orbital de menor valor (n+)”.

Las evidencias químicas y espectroscópicas indican que las configuraciones electrónicas de Cr y Cu tienen un solo electrón en la capa 4s.

Sus conjuntos de orbitales 3d están semillenos y llenos, respectivamente.

Estos casos de estabilidad especial, nuevamente se explican como en el punto anterior por ser el orbital 3d de menor energía relativa que los 4s .

Por ejemplo, en el caso del Cr la energía electrónica calculada por métodos de la Mecánica Cuántica es menor (por lo tanto más estable) cuando se tiene la configuración 3d54s1 que en la configuración 3d44s2. Un razonamiento similar es aplicable a la configuración electrónica de Cu.

Sólo cuando los orbitales 3d están completos (10 e-) comienza el proceso de ocupación del orbital 4p.

El "apantallamiento” de la carga nuclear es el

efecto neto que ejercen las capas internas de

electrones neutralizando la carga +Zatómico del

núcleo de modo que el e- externo solo observa

una carga efectiva, +Zef .

La carga "aparente nuclear efectiva", que

llamamos Zef , es la que realmente siente el

electrón en estudio. 

)Z(Zef

Carga nuclear efectivaCarga nuclear efectiva

Pasos a seguir para el cálculo del Zef siguiendo las reglas de Slater

1.- Escribir la configuración electrónica del elemento.2.- Una vez designado el electrón para el cual se quiere calcular la carga nuclear efectiva, todos los electrones de orbitales con n mayor ( los situados a la derecha) no contribuyen en el apantallamiento.2.- Para electrones s ó pa) los electrones en el mismo (ns np) apantallan con 0,35 unidades de carga nuclear ( excepto el 1s en donde se emplea 0,30).b) Los electrones en los niveles (n-1) apantallan 0,85 unidades. c) Los electrones en niveles (n-2) o inferiores apantallan completamente, es decir 1,00 unidad de carga nuclear por cada electrón.

3.- Para electrones d o f:a) Los electrones en el mismo (nd ó nf) apantallan 0,35 unidades de carga nuclear.b) Los electrones en los grupos situados a la izquierda apantallan completamente, es decir 1,00 unidad de carga nuclear por cada electrón.

Ejemplos:•Calcular el Zef para un electrón de la capa externa del potasio.

•Calcular el Zef para un electrón d de la capa externa del wolframio.

• aumenta al avanzar en un período. Este aumento se debe a que la carga nuclear aumenta en una unidad al pasar de un elemento al siguiente pero el apantallamiento 1o hace mucho más débilmente ya que 1os electrones de una misma capa se apantallan poco entre sí (0,35 según las reglas de Slater).

• aumenta muy poco al avanzar a lo largo de una serie de transición: el nuevo electrón se coloca en un orbital (n-l)d, que al ser más interno apantalla bien al electrón más extemo ns (0,85 según las reglas de Slater).

• desciende al completar un período e iniciar uno nuevo (por ejemplo de Ne a Na). El nuevo electrón inaugura una nueva capa y es muy bien apantal1ado por el resto de electrones situados en capas más internas.

• aumenta al descender en un grupo.

  

PROPIEDADES PERIODICASPROPIEDADES PERIODICAS

1.Radio atómico (ra) (covalente y metálico), y radio iónico (ri)2.Energía de ionización (PI o Ix)3.Energía de afinidad electrónica(EA o Ax)4.Electronegatividad ()5.Densidad de carga catiónica

1.- RADIOSSe considera radio atómico a los radios metálicos y a los radios covalentes de

elementos no metálicos, siendo el primero la mitad de la distancia experimental entre los

núcleos de átomos vecinos de un sólido metálico, y el segundo la mitad de la distancia

internuclear entre los átomos vecinos del mismo elemento de una molécula.

El radio atómico es una propiedad periódica que está relacionado con el electrón o electrones

más externos del átomo.

Muchas de esas propiedades se pueden discutir en términos de la carga nuclear efectiva que

actúa sobre dichos electrones.

TIPOS DE RADIOSTIPOS DE RADIOS

Elemento sodioElemento sodio

gasgas metalmetal ion sodioion sodio

Radio Atómico

•disminuye a lo largo de un período. Los electrones se colocan en orbitales del mismo n pero que se contraen progresivamente por el aumento de Zef .

•disminuye más suavemente en 1os metales de transición ya que Zef aumenta poco.

•se expande fuertemente al completar un período e iniciar uno nuevo.

•aumenta al descender por un grupo. Aunque Zef aumenta, el efecto del aumento del número de capas es más importante.

•no aumenta casi al descender de la Grupo IIA al Grupo IIIB en serie de 1os metales de transición interna: este efecto se llama contracción de los lantánidos.

CALCULO DE RADIOSCALCULO DE RADIOS

Radio covalente de enlaces entre átomos homonucleares

El radio covalente en un enlace covalente simple entre átomos iguales se obtiene por medidas de la longitud de enlace de sus compuestos no polares.

Por ejemplo: la longitud del enlace Cl Cl es 1,98 Å, el radio covalente del Cl es 0,99 Å.

Radio covalente de enlaces entre Radio covalente de enlaces entre átomos heteronuclearesátomos heteronucleares

Para enlaces covalentes simples entre átomos de distintos

elementos, se estima la longitud de enlace como la suma de los

radios covalentes de cada elemento obtenidos a partir del

cálculo de las longitudes de enlaces de sus compuestos no

polares.

1-2 1 2 r r

Corrección de Schömaker y Stevenson

Para el cálculo de los enlaces covalentes de átomos heteronucleares:

Ejemplo: HCl (g) 1:H 2:Cl 

  1-2 1-1 2-2 1 21 1

= + - 0,09 χ -χ 2 2

Radio iónico:

En compuestos iónicos, se puede medir la distancia entre iones que constituyen una estructura cristalina utilizando RX. A continuación se da un ejemplo de estima del radio iónico a partir de las distancias interiónicas:

Si 12 = 2 ra y 23 = ra + rc

12

ar 2

12c 23r -

2

y

ionef

1r

Z

El término isoelectrónico significa que los iones poseen el mismo número de electrones. Por ejemplo todos los iones de la serie O2- , F- , Na+ , Mg2+ y Al3+ tienen diez electrones dispuestos en una configuración electrónica que es la del

: 1s22s22p6 La carga nuclear en esta serie aumenta continuamente a lo largo del período. Dado que el número de electrones no cambia, el radio del ion disminuye al aumentar la carga nuclear, ya que los electrones son atraídos más fuertemente al núcleo.

10Ne

Procedimiento semi-teórico de Linus Pauling

CÁLCULO DE RADIOS IÓNICOS

ionef

1r

Z  Base: Estructuras cristalinas de NaF, KCl, RbBr y CsI CONDICION: iones isoelectrónicos  

  c

ncc

ef

Cr

z a

a

na

ef

Cr

z C

a

efa c

ef

zr . r

z

c a r r

validez únicamente para iones univalentes Para iones polivalentes, por ejemplo Mg2+

efac

ef efa c

zr .

z z

efCa

ef efa C

zr .

z z

-2n-1ion cristalino univalente r r r . Z

Gas noble

He Ne Ar Kr Xe

n 5 7 9 10 12

Comparación de radios El radio del ion escandio(III) es menor que el del escandio: Demostración analítica.

ScZ Sc

Z

3Sc

ScZef

3Scr Sc

r

Sc3+   Sc

=

<

>

<

Sc

3ScZef

2.- ENERGIA DE IONIZACIÓN

Excepciones importantes a este comportamiento son:

• aumentos en la energía de ionización al descender en un grupo que se producen principalmente en el bloque d y sobre todo al pasar del 5° al 6° periodo y son efecto de la contracción de los Lantánidos.

• algunos descensos en la energía de ionización al avanzar en un periodo.

• las segundas energías de ionización son siempre mayores que las primeras.

• arrancar un electrón de un átomo o ion con configuración externa de gas noble (ns2np6) cuesta muchísima energía.

3.- ENERGIA DE AFINIDAD ELECTRÓNICA

4.- ELECTRONEGATIVIDAD

= 0 enlace covalente no polar0 < 1,7 enlace covalente polar

1,7 enlace iónico

REGLAS DE FAJANSFactores favorables a la polarización de un enlace iónico, y por

tanto, al incremento de la covalencia:•Un catión es más polarizante si es pequeño y tiene una

carga positiva grande.•Un anión se polariza con más facilidad si es grande y tiene

una carga negativa grande.•Los cationes que no tienen una configuración de gas

noble favorecen la polarización.

5.- DENSIDAD DE CARGA CATIÓNICA

Se define como el cociente entre la carga del ion ( que es el producto del número de unidades de carga por la carga del protón en culombios) y el volumen del mismo.

Por ejemplo, el ion sodio tiene carga 1+ y un radio iónico de 95 pm ( 1,02 . 10-7 mm ó 1,02 Å) será:

-19

-33-7

1 . 1,60.10 Cdensidad de carga catiónica = = 44,55 C . mm

4 .π . 0,95.10 mm

3

Tabla PeriódicaRadios atómicos

•¿Qué elemento debería tener un radio covalente mayor, el potasio o el calcio?•¿Qué átomo debe tener un radio covalente mayor, el flúor o el cloro?•Sugiere una razón que justifique por qué el Ge tiene un radio covalente (122 pm) que es casi idéntico al del Si (117 pm), a pesar de que el Ge tiene 18 electrones más que el Si.•Sugiere una razón que explique por qué el radio covalente del Hafnio (144 pm) es menor que el del zirconio (145 pm), elemento que está arriba de él en la tabla periódica.

Reglas de Slater•Utilizando las reglas de Slater, calcula la Ze f que siente un electrón 3p en (a) Al, y (b) Cl. Explica cómo este resultado se relaciona con: el radio atómico relativo de los dos átomos y la primera energía de ionización relativa de los dos átomos.

Energía de Ionización•¿Qué elemento debería tener una mayor energía de ionización, Si o P?•¿Qué elemento debería tener una mayor energía de ionización, As o P? •Un elemento tiene los siguientes valores de EI en MJ·mol−1: 0,7; 1,5; 7,7; 10,5. Deduce a que grupo de la tabla periódica debe pertenecer razonando la respuesta.•De las siguientes parejas de átomos cuál tendrá el valor más alto de la 2a EI. Razónalo en cada caso. (a) B y C; (b) C y N.•Para los elementos Na y Mg, ¿cuál tiene mayor la 1a EI? ¿ Y la 2a? ¿Y la 3a?

Afinidad electrónica•¿Qué elemento Na o Mg tendrá una AE cercana a cero?•¿Qué esperarías del signo para la AE del He que fuera positivo o negativo?•Contrariamente a la tendencia general, la primera energía de ionización del Pb (715 kJ·mol−1)•es mayor que la del Sn (708 kJ·mol−1). Sugiere una explicación.

El desarrollo de contenidos de cada unidad tiene como principal

objetivo el alumno que cursa Química Inorgánica.

Brindarle a ellos la ayuda que, como Profesor Responsable de la

asignatura considero es mi responsabilidad.No olviden que “ la química es

hermosa”,Y QUE LOS LIBROS ESTÁN

SIEMPRE PARA AMPLIAR LOS CONTENIDOS AQUÍ

PRESENTADOS