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8/16/2019 Tabla Periodica - Parte II
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Iones
Iones positivos
Pierdenelectrones
X+N
N: Cantidad deelectronesperdidos
Cationes
Iones negativos
Gananelectrones
X-N
N: Cantidad deelectronesganados
Aniones
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Configuración electrónica de iones
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Orbital 1s
Orbital 2s
Orbital 2p
1s < 2s < 2p
Son orbitales más grandes que el orbital 1sEl e- situado en cualquiera de estos orbitales pasará en promedio
más tiempo lejos del núcleo que el e-del orbital 1s
Los e- de los orbitales 2s o 2p está parcialmente apantallado de la fuerza deatracción del núcleo por los e- 1s
Efecto pantalla
El efecto pantalla disminuye la atracción electrostática entre los protones delnúcleo y el electrón del orbital 2s o 2p
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Para el mismo número cuántico principal n, el poder de penetración
disminuye con el aumento en el número cuántico del momento angular l:
La probabilidad de encontrar el electrón en una cierta región del átomo.
Densidad electrónica
s > p > d > f > …
La densidad electrónica cambia al aumentar la distancia al núcleo en unaforma que depende del tipo de orbital.
La densidad cerca del núcleo es mayor para un electrón en 2s que para unoen 2p.
Un e- en el orbital 2s pasa en promedio más tiempo cerca del núcleo que un e -en 2p.
El orbital 2s es más penetrante que el orbital 2p.
Ejemplo
Efecto pantalla
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Estabilidad del electrón
Está determinada por la fuerza de atracción del núcleo.
El electrón en 2s tendrá menor energía que un electrón en 2p.
Quitar un electrón en 2p demanda menos energía de lanecesaria para un electrón en 2s, porque el núcleo atraecon menos fuerza a un electrón en 2p.
Efecto pantalla
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Carga nuclear efectivaLa presencia de electrones protectores reduce la atracción electrostáticaentre los protones del núcleo, que tienen carga positiva, y los electronesexternos.
Las fuerzas de repulsión entre los electrones, en un átomo polielectrónico,compensan la fuerza de atracción que ejerce el núcleo.
El concepto de carga nuclear efectiva permite entender los efectos deprotección en las propiedades periódicas.
El efecto pantalla hace que la carga efectiva del núcleo sea menor que lacarga real.
8/16/2019 Tabla Periodica - Parte II
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Ejemplo
Litio
El electrón externo 2s del litio está protegido del núcleo (que tiene tresprotones) por los dos electrones 1s, cabe suponer que el efecto pantalla delos dos electrones 1s cancela las dos cargas positivas del núcleo. Así, elelectrón 2s sólo siente la atracción debida a un protón del núcleo: la carganuclear efectiva es +1.
Berilio
En el berilio (1s22s2), cada uno de los electrones 2s está protegido por losdos electrones internos 1s, que cancelan dos de las cuatro cargas positivasdel núcleo. Debido a que los electrones 2s no se protegen entre sí demanera importante, el resultado total es que la carga nuclear efectiva paracada electrón 2s es mayor que +1.
Carga nuclear efectiva
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Radio atómicoMitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos cuando la sustanciase encuentra en su forma más densa, es decir, estado sólido
Es la distancia que hay entre el centro del núcleo hasta el electrón más externo.
C C
d = 1.54 Å
r = 0.77 Å
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Radio atómicoDepende del medio que lo rodea:
• Naturaleza eléctrica de los átomos vecinos• Distribución geométrica
Se determinan, en gran medida, por la fuerza de atracción entre los electrones del
nivel externo y el núcleo.A mayor carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos con más fuerza por elnúcleo mientras que el radio atómico es menor.
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Grupos
Aumenta al aumentar Z
Aumenta por la adición de nivelescuánticos
Disminución de la carga nuclear:los electrones de los niveles
internos neutralizan parcialmente
el campo nuclear, este efectopantalla cancela parcialmente elaumento de la carga, y por ende,
hay menor atracción por loselectrones del último nivel
aumentando el radio atómico
Período
La carga nuclearaumenta debido a queun electrón añadido
entra en el mismo nivelenergético, por lo tanto,
hay mayor fuerza deatracción del núcleo,
esto hace que el radio
atómico disminuya
Relación entre el radio atómico y la carga nuclearefectiva
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Radio atómico y carga nuclear efectivaElementos del segundo período desde el Li hasta el F.
Al desplazarse de izquierda a derecha se encuentra que el número deelectrones del nivel interno (1s2) permanece constante, en tanto que la carganuclear aumenta.
Los electrones que se agregan para balancear el aumento de carga nuclear no
ejercen un efecto pantalla entre sí.
Como consecuencia, la carga nuclear efectiva aumenta de manera constantemientras el número cuántico principal permanece constante (n=2).
A medida que la carga nuclear efectiva aumenta, el radio atómico disminuye enforma constante.
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Radio atómico
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Radio atómico
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Radio atómicoOrganizar los siguientes átomos en orden creciente de su radio.
P, Si, N
N y P están en el mismo grupo 5A
N esta primero que P
N < P < Si
C, Li, Be
C, Li y Be están en el mismo período 2
C < Be < Li
Mg, K, Si, F
F: en el período 2 y grupo VIIA
Mg: Período 3 y grupo IIA
Si: período 3 y grupo IVA
K: Período 4 y grupo IA
F < Si < Mg < K
Cs, Mg, Ca, B
Ce: en el período 6 y grupo IA
Mg: Período 3 y grupo IIACa: período 4 y grupo IIA
B: Período 2 y grupo IIIA
B < Mg < Ca < Cs
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El radio iónico hace referencia al de los átomos que han perdido o ganadoelectrones, es decir, iones.
El radio de los cationes será menor que el del átomo neutro, ya que al perderelectrones aumenta la carga nuclear efectiva.
El radio de los aniones será mayor que la del átomo neutro, puesto queaumenta la repulsión de los electrones que provocará una expansión de lanube electrónica.
Radio Iónico
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Radio IónicoAnión
Se incrementa el tamaño
Disminución de la interacción carga nuclear – electrón
Los electrones quedan menos atraídos porel núcleo
Catión
Se contrae, es decir, disminuye el tamaño
Mayor carga nuclear
Mayor interacción entre el núcleo y loselectrones, están fuertemente unidos
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Radio Iónico
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Radio Iónico
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Radio Iónico
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Especies isoelectrónicasIones o átomos que tengan igual número de electrones y, por tanto, la
misma configuración electrónica en estado fundamental.
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Reglas: Radio IónicoSe pueden clasificar en tres categorías:
1. Iones isoelectrónicos
Aniones: los que tienen mayor carga negativa siempre son más grandes.
Cationes: a mayor carga positiva son mas pequeños.
N-3 > F-
Na+ > Mg+2> Al+3
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Reglas: Radio Iónico2. Iones que tienen la misma carga y se forman a partir de átomos delmismo grupo
Los iones (cationes o aniones) con Z mayor siempre son los más grandes.
Ca+2> Mg+2
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Reglas: Radio Iónico3. Iones que tienen diferente carga pero que se forma del mismoelementos
Cationes: iones con mayor carga positiva siempre son más pequeños.
Aniones: iones con menor carga negativa siempre son más pequeños.
Fe+2> Fe+3
O-2 > O-1
Mayor carga
positiva
Menor cargapositiva
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Radio iónicoOrganizar los siguientes átomos en orden decreciente de su radio iónico.
Cl-
, K+
, Na+
, Ca+2
K+: 18 e-
Na+: 10 e-
Cl-: 18 e
-
Ca+2: 18 e-
¿Cuál especie no es isoelectrónica?
Ordenar las isoelectrónicas según eltamaño
Cl- > K+ > Ca+2
Regla 1
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Radio iónicoOrganizar los siguientes átomos en orden decreciente de su radio iónico.
H-
, He, Li+
, Be+
Li+: 2 e-
Be+: 3 e-
H-
: 2 e-
He: 2 e-
¿Cuál especie no es isoelectrónica?
Ordenar las isoelectrónicas según eltamaño
H- > He > Li+
Regla 1
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Radio iónicoSeleccione el ión más pequeño en cada uno de los siguientes pares.
Li+ y K+
Z = 19 K+: 18 e-
Z = 3 Li+: 2 e-
Li+ < K+
Regla 2
Au+
y Au+3
Au Z = 79
Au+: 78 e-
Au+3
: 76 e-
Au+3 < Au+
Regla 3P-3 y N-3
Z = 15 P-3
: 18 e-
Z = 7 N-3: 10 e-
N-3 < P-3
Regla 2
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La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un cierto elemento acaptar electrones.
Si su electronegatividad es elevada significa que tiene mucha tendencia a atraerelectrones de otro elemento que sería el dador.
Es una medida de la habilidad de un átomo específico, en una molécula determinada,para sustraer electrones de enlace para sí mismo.
Un elemento es electronegativo cuando en sus interacciones químicas tienden más aadquirir electrones que a perderlos.
Utilidad: permite predecir el tipo de compuesto que se formará al interaccionar losátomos entre sí.
Electronegatividad
Elementos
Bajaelectronegatividad
Perderánfácilmente los
electrones
Altaelectronegatividad
Ganaránfácilmente los
electrones
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Iones
Electronegatividad
En átomos neutros
Período: aumenta al aumentar elnúmero de electrones de valencia
Grupo: Aumenta al disminuir eltamaño atómico
Cationes
La electronegatividad esmayor que el átomo neutro
Aniones
La electronegatividad es menorque el átomo neutro
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Indicar cuál especie, de cada uno de los siguientes pares, tiene la mayorelectronegatividad.
Electronegatividad
13Al y 15P
11Na y 12Mg
11Na+ y 12Mg+2
9F- y 11Na+
9F- y 7N-3
20Ca+2 y 56Ba+2
El factor másinfluyente en la
electronegatividades el tamaño
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Energía de ionizaciónEs la energía mínima requerida para arrancar el electrón más débilmente unidode un átomo (electrones de valencia).
Cuanto mayor es la energía de ionización es más difícil de quitar el electrón.
Es afectada por: Tamaño atómicoCarga nuclear
Efecto pantallaTipo de electrón eliminado en el proceso
Hay mayor carganuclear
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Energía de ionizaciónPara los átomos polielectrónicos, la cantidad de energía requerida para quitarel primer electrón del átomo en su estado fundamental:
Cuando se quita un electrón de un átomo neutro, disminuye la repulsiónentre los electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanececonstante, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargadopositivamente.
Así, las energías de ionización aumentan en el siguiente orden:
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Energía de ionizaciónLa energía de ionización es un proceso endotérmico, es decir, los átomos oiones absorben energía; por convenio la energía durante el proceso deionización tiene un valor positivo.
La primera energía de ionización es un período aumenta a medida que seincrementa el número atómico, se debe al aumento de la carga nuclearefectiva.
Una mayor carga nuclear efectiva significa que el electrón externo es atraídocon más fuerza y por lo tanto la primera energía de ionización es mayor.
1 = 6,023 10 á
Energías de ionización (kJ/mol)
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Energías de ionización (kJ/mol)
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Energía de ionizaciónEjemplo
El segundo electrón hay que arrancarlo de un átomo más pequeño
Los electrones están fuertemente unidos
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Energía de ionizaciónLa energía de ionización se ve afectada por:
Tamaño atómico
La EI disminuye al aumentar el tamaño atómico
Entre más grande sea el átomo, el electrón más débilmente unido (electrón
de valencia), estará más lejos del núcleo y por ende, necesita menos energíapara arrancarlo
Carga nuclear y efecto pantalla
A mayor carga nuclear, se necesita más energía para arrancar el electrón, yaque hay mayor interacción entre el núcleo y los electrones externos
Tipo de electrón eliminado en el proceso
s > p > d > f
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Energía de ionizaciónIrregularidades o excepciones:
Átomos con configuraciones externas s 2, p1 y p4 del mismo período
Es más fácil eliminar un electrón p1 que un electrón s 2, ya que el p1 estasemilleno y s2 está lleno, en s 2 hay mayor estabilidad, por lo tanto la EI de s2 esmayor que la EI de p1.
EI s2 > EI p1
Un p3 tiene mayor EI porque tiene simetría esférica de distribución de carga y
más estabilidad.
EI p4 < EI p3
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Afi id d l ó i
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Afinidad electrónicaEs una propiedad de los átomos.
Capacidad para aceptar uno o más electrones.
Influye en el comportamiento químico.
Se define como el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso,acepta un electrón para formar un anión.
La atracción es más grande cuanto más pequeño sea el átomo.
Átomos muy grandes deberán tener una AE muy pequeña, ya que deben efectuar untrabajo para forzar al átomo a aceptar un electrón adicional.
Cuanto más positiva es la afinidad electrónica de un elemento, mayor es la afinidad deun átomo de dicho elemento para aceptar un electrón.
Afi id d l ó i
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Afinidad electrónica
Afi id d l ó i
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Afinidad electrónica
Oxigeno Z = 8 : 1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
Debe ser forzado a entrar en un ion negativoEspecies se rechazan
Debe efectuar un trabajo
Afi id d l ó i
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Afinidad electrónicaCarbono Z = 6 1s2 2s2 2p2 AE = 122 kJ/mol
Nitrógeno Z = 7 1s2 2s2 2p3 AE = 0 kJ/molMenos repulsiones
2p vacío
2p está lleno, asíque hay mayores
repulsiones
La EI y AE son medidas que se refieren a la tendencia de un elemento a entraren una reacción químico con otros elementos.
EI baja – AE alta
EI baja AE alta Compuestos iónicos
Afi id d l t ó i
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Afinidades electrónicas(kJ/mol)
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Resumen