Uniones Interatómicas

Clasificación Elementos

Universidad de La Frontera

Fac. Ing. Cs. y Adm.

Dpto. Cs. Químicas

Prof. Josefina Canales

La Materia puede clasificarse ampliamente en 3 tipos:

Elemento: Tipo de materia mas simple con propiedades físicas y químicas unidas. Consiste en una clase de Atomo.

Compuesto: Tipo de materia constituida por 2 o mas elementos diferentes.

Mezcla: Es un grupo de 2 o mas sustancias (elemento o compuesto ) que están físicamente intermezclados.

La Teoría Atómica de Dalton (1808)

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o fracción sencilla.

3. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

2Dióxido de

carbono

El oxígeno en CO y CO 2

Monóxido de carbono

8 X2Y16 X 8 Y+

Átomos delelemento X

Átomos delelemento Y

Compuesto formado por los elementos X y Y

Teoría atómicade Dalton

Partículas Subatómicas

Partícula Masa (g)

Carga (Coulombs)

Carga (unitaria)

Electrón (e-) 9.1 x 10-28 -1.6 x 10-19 -1

Protón (p+) 1.67 x 10-24 +1.6 x 10-19 +1

Neutrón (n) 1.67 x 10-24 0 0

masa p = masa n = 1840 x masa e-

Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo

Número de masa (A) = número de protones + número de neutrones

= número atómico (Z) + número de neutrones

Isotópos son átomos del mismo elemento (X) con diferentenúmero de neutrones en su núcleo

H11 H (D)2

1 H (T)31

U23592 U238

92

XAZ

Número de masa

Número atómicoSímbolo del elemento

¿Cuántos protones, neutrones y electrones están enC14

6

¿Cuántos protones, neutrones y electrones están enC11

6

6 protones, 8 (14 - 6) neutrones, 6 electrones

6 protones, 5 (11 - 6) neutrones, 6 electrones

¿Sabes qué son los isótopos?

PeriodoG

rupo

Metales

alcalinos

Gases nobles

Halógenos

Metales

alaclinotérreos

Tabla periódica moderna

Metaloides

Metales

No metales

13 protones, 10 (13 – 3) electrones

34 protones, 36 (34 + 2) electrones

¿Sabes qué son los iones?

¿Cuántos protones y electrones están en Al2713

3+

¿Cuántos protones y electrones están en Se7834

2-

Un Ión es un átomo o grupo de átomos que tiene unacarga neta positiva o negativa.

Catión es un ion con carga positivaSi un átomo neutro pierde uno o más electrones

se vuelve un catión.

Anión es un ion con una carga negativaSi un átomo neutro gana uno o más electrones

se vuelve un anión.

Na 11 protones11 electrones Na+ 11 protones

10 electrones

Cl 17 protones17 electrones Cl-

17 protones18 electrones

Un ion monoatómico contiene solamente un átomo

Un ion poliatómico contiene más de un átomo

Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-

OH-, CN-, NH4+, NO3

-

Iones Monoatómicos

Una molécula es un agregado de dos o más átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas

H2 H2O NH3 CH4

Una molécula diatómica contiene sólo dos átomos

H2, N2, O2, Br2, HCl, CO

Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos

O3, H2O, NH3, CH4

Hidrógeno Agua Amoniaco MetanoFórmulamolecular

Fórmulaestructural

Modelo de esferas y barras

Modeloespacial

Tipos estandar de Fórmulas y Modelos

Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.

Una fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entresus átomos.

H2OH2O

molecular empírica

C6H12O6 CH2O

O3 O

N2H4 NH2

Los compuestos iónicos son una combinación de cationes y aniones

• La fórmula siempre es la misma que la fórmula empírica

• La suma de las cargas en el catión(es) y anión(es) en cada una de las fórmulas debe ser igual a cero

El compuesto iónico NaCl

Configuración Electrónica y Periodicidad Química

Números Cuánticos

Número cuántico principal = n• También llamado el número cuántico “de la energía”,

indica la distancia aproximada desde el núcleo.

• Denota el nivel de energía del electrón alrededor del átomo, y se deriva directamente de la ecuación de Schrodinger.

• Mientras más grande es el valor de “n”, más grande es la energía del orbital y, por ende, la energía de los electrones ubicados en ese orbital.

• Sus valores son enteros positivos, n = 1 , 2 , 3 , etc.

Números Cuánticos

Momento angular ( l)• Denota los distintos subniveles de energía dentro del

nivel principal “n”.

• También indica la forma de los orbitales alrededor del núcleo.

• Sus valores son enteros positivos: 0 ( n-1 )

• n = 1 , l = 0 • n = 2 , l = 0 y 1 • n = 3 , l = 0 , 1 , 2

Números Cuánticos

Número cuántico magnético - m l también llamado número cuántico de orientación orbital

• Denota la orientación en un campo magnético – o define las diferentes direcciones del orbital en el espacio alrededor del núcleo.

• Los valores pueden ser negativos o positivos(-l 0 +l)

• l = 0 , m l = 0 • l =1 , m l = -1,0,+1• l = 2 , m l = -2,-1,0,1,2

Números Cuánticos

Número cuántico de espín- m s – denota el giro del electrón + o -

• Los valores del espín pueden ser :+ 1 / 2 o - 1 / 2

• n =1 l = 0 ml = 0 ms = +1/2 y -1/2• n = 2 l = 0 ml = 0 ms = +1/2 y -1/2

l = 1 ml = -1 ms = +1/2 y -1/2• ml = 0 ms = +1/2 y -1/2

ml = +1 ms = +1/2 y -1/2

Resumen de números cuánticos de los electrones en átomos

Nombre Símbolo Valores permitidos Propiedad

Principal n Enteros positivos(1,2,3, etc.) Energía del orbital(tamaño)

Momento l Enteros desde 0 hasta n - 1 Forma del orbitalangular (los valores de l 0, 1,

2, y 3 correspondena los orbitales s, p, d, y f respectivamente)

Magnético ml Enteros desde -l a 0 a +l Orientación orbital

Spin ms + 1/2 o -1/2 Dirección del espin de e-

Orden para el llenado de

subniveles de energía con electrones

Ene

rgía

Principio de Exclusión de Pauli:

Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de números cuánticos

Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos electrones deben tener un espín opuesto.

Como resultado del principio de Exclusión de Pauli :

• Los electrones con el mismo espín permanecen separados dado que los electrones de espín opuesto pueden ocupar la misma región del espacio.

Números Cuánticos

• n = 1 l = 0 ml = 0 ms = + 1/ 2 y - 1/ 2• n = 2 l = 0 ml = 0 para todos los orbitales• l = 1 ml = -1 , 0 , +1• n = 3 l = 0 ml = 0• l = 1 ml = -1 , 0 , +1• l = 2 ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2• n = 4 l = 0 ml = 0• l = 1 ml = -1 , 0 +1• l = 2 ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2• l = 3 ml = - 3 , - 2 , - 1 , 0, +1,+2 ,+3

Números cuánticos

n

l

ml

ms

Valores permitidos

1 2 3 4

0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1

-2 -1 0 +1 +2 -2 -1 0 +1 +2-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

Todos espín + o - 1/2+1/2 -1/2

Orden del llenado de electrones

7s 7p

6s 6p 6d

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s

1s2 2 He

1s2 2s22p6 10 Ne

Orbitales de electrones Número de electrones Elemento

1s2 2s22p6 3s23p6 18 Ar

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 36 Kr

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 54 Xe

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f14 5d106p6 86 Rn

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 118 ?7s25f146d10

Números Cuánticos Gases Nobles

Números Cuánticos y el número de electrones

• n L m s # e- ##• ==========================================================

• 1 0 0 (1s) +1/2 - 1/2 2 2*• 2 0 0 (2s) +1/2 -1/2 2 4• 1 -1,0,+1 (2p) +1/2-1/2 6 10*• 3 0 0 (3s) +1/2-1/2 2 12• 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 18*• 2 -2,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/2 10 28• 4 0 0 (4s) +1/2-1/2 2 30• 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 36*

* Denota un gas noble

Configuración electrónica del Helio y el Litio

• He 1s2

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2

• Li 1s2 2s1

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms= - 1/ 2

• n = 2 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2

Diagrama de orbital de caja H Be

Elemento Símbolo Configuración Diagrama de caja del orbitalelectrónica

Hidrógeno H 1s1

Helio He 1s2

Litio Li 1s22s1

Berilio Be 1s22s2

1s

1s

1s

1s

2s

2s

2s

2s

Ene

rgía

Diagrama de orbital vertical para el estado basal del Li

Regla de Hund

• Para un átomo en su estado de basal, todos los electrones no apareados tienen la misma orientación de espín.

• Por tanto los electrones tienden a ocupar todos los orbitales libres y no aparearse, de manera que sus espines se agreguen para producir un vector general para el átomo.

Ocupación de orbitales para los 10 primeros elementos, del H al Ne

Periodo

Periodo

Diagrama de orbital de caja B Ne

B (5 e-) 1s2 2s2 2p1

1s 2s 2px 2py 2pz

C (6 e-) 1s2 2s2 2p2

N (7 e-) 1s2 2s2 2p3

O (8 e-) 1s2 2s2 2p4

F (9 e-) 1s2 2s2 2p5

Ne (10 e-) 1s2 2s2 2p6

1s 2s 2px 2py 2pz

1s 2s 2px 2py 2pz

1s 2s 2px 2py 2pz

1s 2s 2px 2py 2pz

1s 2s 2px 2py 2pz

Electrones de valencia y centrales

• Electrones de valencia – Son aquellos electrones fuera de las capas electrónicas cerradas. Estos electrones toman parte en las reacciones químicas.

• Electrones centrales – Son los electrones en las capas cerradas. No pueden tomar parte en las reacciones químicas.

Sodio 11 electrones• Electrones de valencia [Ne] 3s 1 --- uno• Electrones centrales 1s 2 2s 2 2p 6 --- diezCloro 17 electrones• Electrones de valencia [Ne] 3s 2 3p 5---- siete• Electrones centrales 1s2 2s 2 2p 6 ---- diez

Configuración electrónica

• H 1s1

• He 1s2 [He]• Li 1s2 2s1 [He] 2s1

• Be 1s2 2s2 [He] 2s2

• B 1s2 2s2 2p1 [He] 2s2 2p1

• C 1s2 2s2 2p2 [He] 2s2 2p2

• N 1s2 2s2 2p3 [He] 2s2 2p3

• O 1s2 2s2 2p4 [He] 2s2 2p4

• F 1s2 2s2 2p5 [He] 2s2 2p5

• Ne 1s2 2s2 2p6 [He] 2s2 2p6 = [Ne]

• Na [Ne] 3s1

• Mg [Ne] 3s2

• Al [Ne] 3s2 3p1

• Si [Ne] 3s2 3p2

• P [Ne] 3s2 3p3

• S [Ne] 3s2 3p4

• Cl [Ne] 3s2 3p5

• Ar [Ne] 3s2 3p6 == [Ar]

Configuración electrónica

Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos

Per

iodo

Diagramas de orbital de caja Na ArNúmero atómico Diagrama de orbital Configuración elec-

Elemento de caja (3s y 3p) trónica condensada11 Na [He] 3s1

12 Mg [He] 3s2

13 Al [He] 3s23p1

14 Si [He] 3s23p2

15 P [He] 3s23p3

16 S [He] 3s23p4

17 Cl [He] 3s23p5

18 Ar [He] 3s23p6

3s

3s

3s

3s

3s

3s

3s

3px

3px

3px

3py

3py

3py

3py

3py

3py

3py

3px

3px

3px

3px

3pz

3pz

3pz

3pz

3pz

3pz

3pz

Reactividades similares dentro de un grupo

A: Reacción de los metales de la Familia I A con el agua que reaccionan enérgicamente desplazando al HidrógenoB: Reacción del Cloro (Familia VII A) con el Potasio (Familia I A), para formar haluros iónicos

Configuración electrónica

• K [Ar] 4s1

• Ca [Ar] 4s2 o este orden es correcto• Sc [Ar] 4s2 3d1 [Ar] 3d 1 4s2

• Ti [Ar] 4s2 3d2 [Ar] 3d 2 4s2

• V [Ar] 4s2 3d3 [Ar] 3d 3 4s2

• Cr [Ar] 4s1 3d5

• Mn [Ar] 4s 2 3d5

• Fe [Ar] 4s2 3d6 El orden puede ser correcto• Co [Ar] 4s2 3d7 Pero normalmente es mejor• Ni [Ar] 4s2 3d8 poner el último en llenarse• Cu [Ar] 4s1 3d10

• Zn [Ar] 4s2 3d10

Anomalías en

el llenado

Anomalías en

el llenado

Diagrama de orbital de caja Sc Zn

4s 3d

Z = 21 Sc [Ar] 4s2 3d1

Z = 22 Ti [Ar] 4s 2 3d 2

Z = 23 V [Ar] 4s 2 3d 3

Z = 24 Cr [Ar] 4s1 3d 5

Z = 25 Mn [Ar] 4s 2 3d 5

Z = 26 Fe [Ar] 4s 2 3d 6

Z = 27 Co [Ar] 4s 2 3d 7

Z = 28 Ni [Ar] 4s2 3d8

Z = 29 Cu [Ar] 4s1 3d10

Z = 30 Zn [Ar] 4s2 3d10

Configuración electrónica

• Rb [Kr] 5s1

• Sr [Kr] 5s2

• Y [Kr] 5s24d1

• Zr [Kr] 5s 2 4d2

• Nb [Kr] 5s1 4d4

• Mo [Kr] 5s 1 4d5

• Tc [Kr] 5s2 4d6

• Ru [Kr] 5s1 4d7

• Rh [Kr] 5s1 4d8

• Pd [Kr] 4d10

• Ag [Kr] 5s 1 4d10

• Cd [Kr] 5s2 4d10

Anomalías en el

llenado

• Cs [Xe] 6s 1

• Ba [Xe] 6s 2

• La [Xe] 6s2 5d 1

• Ce [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1

• Pr [Xe] 6s 2 4f 3

• Nd [Xe] 6s 2 4f 4

• Pm [Xe] 6s 2 4f 5

• Sm [Xe] 6s 2 4f 6

• Eu [Xe] 6s 2 4f 7

• Gd [Xe] 6s 2 3d 1 4f 7

• Tb [Xe] 6s 2 4f 9

• Dy [Xe] 6s 2 4f 10

• Ho [Xe] 6s 2 4f 11

Anomalías en el

llenado

Configuración electrónica

• Hf [Xe] 6s 2 4f 14 5d 2

• Ta [Xe] 6s 2 4f 14 5d 3

• W [Xe] 6s 2 4f 14 5d 4

• Re [Xe] 6s 2 4f 14 5d 5

• Os [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6

• Ir [Xe] 6s 2 4f 14 5d 7

• Pt [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9

• Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10

• Hg [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10

• Tl [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1

• Pb [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2

• Bi [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3

Configuración electrónica

Anomalías en el

llenado

He

NeAr

Kr

Xe

Rn

ZnCu

Cd

Hg

Ag

Au

Ni

Pd

Pt

Co

Rh

Ir

Fe

RuOs

Mn

Tc

Re

Cr

Mo

W

V

Nb

Ta

Ti

Zr

Hf

Sc

Y

La

Ac

La tabla periódica de los elementos

Orbitales “s“

Rf Ha

Estructura electrónicaF

Cl

Br

I

At

O

S

Se

Te

Po

N

P

As

Sb

Bi

C

Si

Ge

Sn

Pb

B

Al

Ga

In

Tl

H

Li Be

NaMg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Ce Pr Nd

Sg

PmSmEuGd Tb DyHo Er Tm Yb Lu

Th Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es FmMd NoLr

Orbitales “d“

Orbitales “p“

Orbitales “f“

Pr Nd PmSmEu Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

PuAm Bk Cf Es FmMd No Lr

Ce Gd

Th Pa U Np Cm

Llenado anómalo de electrones

H

Li Be

NaMg

K Ca Sc

Rb

Cs

Fr

Sr

Ba

Ra

Ti V Mn Fe

Y

Co Ni Zn

Zr

Hf Ta

Rf Sg

W

Tc

Re Os Ir

Cd

Hg

B C N O F

He

Ne

ArAl Si P S Cl

Ga Ge As Se Br Kr

Xe

Rn

ITe

At

Sb

PoBi

SnIn

PbTl

Ac

La

Cu

Nd Mo Ru Rh Pd Ag

Pt Au

Anomalías en el llenado de electrones

Cr

Du Bo HaMe

La tabla periódica de los elementos

Tabla periódica de las configuraciones parciales en estado basal

Grupos principales de

elementos (bloque s)

Grupos principales de elementos(bloque p)

Elementos de trancisión(bloque d)

Elementos de trancisión(bloquef)

Núm

ero

de

per

iodo

: máx

imo

de n

ivel

de

ene

rgía

ocu

pa

do

*Lantánidos

**Actínidos

Relación entre el llenado de orbitales y la tabla periódica

bloque s bloque f bloque dbloque p

Configuración electrónica de iones

• Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6

• Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg+2 1s2 2s2 2p6

• Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p 1 Al+3 1s2 2s2 2p6

• O 1s2 2s2 2p4 O- 2 1s2 2s2 2p6

• F 1s2 2s2 2p5 F- 1 1s2 2s2 2p6

• N 1s2 2s2 2p3 N- 3 1s2 2s2 2p6

Iones y átomos isoelectrónicos

• H- 1 { He } Li+ Be+2

• N- 3 O- 2 F- { Ne } Na+ Mg+2 Al+3

• P- 3 S- 2 Cl- { Ar } K + Ca+2 Sc+3 Ti+4

• As- 3 Se- 2 Br - { Kr } Rb + Sr+2 Y+3 Zr +4

• Sb- 3 Te- 2 I - { Xe } Cs+ Ba+2 La+3 Hf+4

Tendencias en el comportamiento metálico

El cambio en el comportamiento

metálico en el grupo 5A (15) y el

periodo 3

Gupo 5A (15)

Per

iodo

3

Comportamiento ácido – base de un óxido metálico (iónico) y un óxido no metálico

(covalente)

La Tendencia en el comportamiento ácido – base para óxidos de elementos

Electrones perdidos

Electrones ganados

Per

iodo

Per iodo

Iones de los grupos principales y la configuración electrónica de un gas

noble

Configuraciones electrónicas de iones de elementos de los grupos principales – y su cargaProblema: Escriba las reacciones con las configuraciones

electrónicas condensadas para mostrar la formación de los iones comunes de los siguientes elementos:a) Azufre (Z=16) b) Bario (Z=56) c) Antimonio (Z= 51)

Plan: Identificamos la posición de los elementos en la tabla periódica, y mantenemos dos generalizaciones en mente:Los iones de elementos en los grupos 1A, 2A, 6A, y 7A son típicamente isoelectrónicos con el gas noble más cercano.Los metales de los grupos 3A a 5A pueden perder sus electrones ns o sus electrones ns y np.

Solución:a) S [Ne] 3s23p4 + 2 e- S2- [Ne] 3s23p6 (como el Ar)b) Ba ([Xe] 6s2) Ba2+ [Xe] + 2 e-

c) Sb [Kr] 4d105s25p3 Sb3+ [Kr] 4d 105s2 + 3 e-

Sb [Kr] 4d 105s25p3 Sb5+ [Kr] 4d 10 + 5 e-

Número atómico, Z

Ene

rgía

, E

Entrecruza-mientos en los

niveles de energía del periodo 4

Configuraciones electrónicas de pseudo gases -nobles

Los elementos de los grupos 3A, 4A, y 5A pueden formar cationes perdiendo suficientes electrones para dejar una configuración de “pseudo gas noble”. Pierden electrones y dejan un orbital d lleno, el cual es bastante estable.

Sn [Kr] 5s24d105p2 Sn4+ [Kr] 4d 10 + 4 e-

Sn [Kr] 5s24d105p2 Sn2+ [Kr] 5s 24d10 + 2 e-

Pb [Xe] 4f145d106s26p2 Pb+2 [Xe] 4f145d106s2 + 2 e-

Pb [Xe] 4f145d106s26p2 Pb+4 [Xe] 4f145d10 + 4 e-

As [Ar] 3d104s24p3 As3+ [Ar] 3d 104s2 + 3 e-

As [Ar] 3d104s24p3 As5+ [Ar] 3d 10 + 5 e-

Sb [Kr] 4d 105s25p3 Sb3+ [Kr] 4d 105s2 + 3 e-

Sb [Kr] 4d 105s25p3 Sb5+ [Kr] 4d 10 + 5 e-

Propiedades magnPropiedades magn ééticasticas

• Paramagnética – Un átomo o ion que tiene electrones desapareados, lo cual resulta en un vector de espín, tiende a ser atraído por un campo magnético.

• Diamagnética – Un átomo o ion con todos sus electrones apareados y sin espín neto no es atraído por un campo magnético.

Aparato para medir el comportamiento magnético de una muestra

Balanza

Muestra diamagnética

Muestra paramagnética

Electroimán Electroimán

Ejemplos de iones y elementos que son paramagnéticos

Ti [Ar]4s 23d2 Ti+2 [Ar] 3d 2 + 2 e-

4s 3d 4s 3d

a)

b) Fe [Ar] 4s2 3d6 Fe+3 [Ar] 3d 5 + 3 e-

4s 3d 4s 3d

c) Cu [Ar] 4s1 3d10 Cu+1 [Ar] 3d 10 + 1 e-

Zn [Ar] 4s 2 3d10 Zn+2 [Ar] 3d 10 + 2 e-

Cu+ or Zn+2

4s 3d

Propiedades de Tamaño y Energía

Definición de los radios metálico

y covalente

Radio covalente del Cl

Radio covalente del Cl

Radio metálico del Al

Radio covalente del C

Longitud de enlace

Enlace C-Cl

Enlace Cl - Cl

Radios atómicos de los grupos principales y elementos de transición

Per

iodo

Ordenamiento de iones de acuerdo con su tamaño

Problema: Ordene ascendentemente cada conjunto de iones de acuerdo con su tamaño.

a) K+, Rb+, Na+ b) Na+, O2-, F- c) Fe+2, Fe+3

Plan: Encontramos la posición de cada elemento en la tabla periódica y aplicamos las ideas sobre el tamaño:i) El tamaño crece conforme se baja en un grupo, ii) El tamaño decrece a través de un periodo, pero aumenta de catión a anión. iii) El tamaño disminuye cuando aumenta la carga positiva (o disminuye la negativa) en una serie isoelectrónica. iv) Los cationes del mismo elemento decrecen cuando se incrementa la carga.Solución:a) Como K+, Rb+, y Na+ son del mismo grupo (1A), aumentan de

tamaño conforme bajan en el grupo: Na+ < K+ < Rb+

b) Los iones Na+, O2-, y F- son isoelectrónicos. O2- tiene Zef más bajo que F-, por lo tanto es más grande. Na+ es un catión, y tiene el más alto Zef, entonces es más pequeño: Na+ < F- < O2-

c) Fe+2 tiene una carga más baja que Fe+3, por lo tanto es más grande: Fe+3 < Fe+2

Ilustración del radio iónico

GRUPO

PE

RIO

DO

Radio atómico

contra radio iónico

Periodicidad del Radio AtómicoR

adio

ató

mic

o (p

m)

Numero atómico, Z

Ordenamiento de elementos por su tamaño

Problema: Ordene descendentemente los siguientes elementos en cada grupo, de acuerdo con su tamaño (el más grande al inicio):

a) Na, K, Rb b) Sr, In, Rb c) Cl, Ar, K d) Sr, Ca, RbPlan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendencia.Solución:

a) Rb > K > Na Estos elementos son todos metales alcalinos los cuales incrementan su tamaño conforme bajan en el grupo.

b) Rb > Sr > In Estos elementos están en el periodo 5 y su tamaño decrece conforme se avanza en el periodo.

c) K > Cl > Ar Estos elementos son contiguos a un gas noble y éste es el de menor diámetro.

d) Rb > Sr > Ca Estos elementos están cerca uno de otro, el Sr bajo el Ca por tanto es más grande y el Rb estáenseguida del Sr y es más grande.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.

Afinidad electrónica medible, Cl es más alta

Electronegatividad relativa, F es más alta

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

Electronegatividad de los elementos comunes

Aumento de electronegatividad

Aum

ento

de e

lect

rone

gativ

idad

Electronegatividad y tamaño atómico

Periodo

Grupo

A: Muestra Menor tamaño Mayor

Electronegatividad

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcialde e-

Iónico

transferencia e-

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad

Diferencia Tipo de enlace

0 Covalente

≥ 2 Iónico

0 < y <2 Covalente polar

Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H2S y los enlaces en H2NNH2.

Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico

H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar

N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

Número atómico

Periodicidad de la primera energía de ionización (EI1)

Prim

era

ener

gía

de io

niza

ción

(kJ

/mol

)

Energía de Ionización

Energías de primera ionización de los elementos de grupos principales Grupo

Energía de

ionización

(kJ/mol)

Periodo

Las tres primeras energías de

ionización del berilio (en MJ/mol)

Energía de

ionización

(MJ/mol)

EI 3

EI 2

EI 1

Energías de ionización sucesivas

# ElectronesZ Elemento de valencia EI 1 EI 2 EI 3 EI 4 EI 5 EI 6 EI 7

3 Li 1 0.52 7.30 11.81

4 Be 2 0.92 1.76 14.85 21.01

5 B 3 0.80 2.43 3.66 25.02 32.82

6 C 4 1.09 2.35 4.62 6.22 37.83 47.28

7 N 5 1.40 2.86 4.58 7.48 9.44 53.27 64.36

8 O 6 1.31 3.39 5.30 7.47 10.98 13.33 71.33

9 F 7 1.68 3.37 6.05 8.41 11.02 15.16 17.87

Ordenamiento de elementos por su primera energía de ionización

Problema: Usando sólo la tabla periódica, ordene ascendentemente los elementos en cada uno de los siguientes conjuntos de acuerdo consu EI.

a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, ArPlan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la

tendenciaSolución:

a) Rn, Ar,Ne Estos elementos son todos gases nobles y su EI disminuye.

b) Bi, Po, At Estos elementos son todos del periodo 6 y la EI aumenta de izquierda a derecha.

c) Na, Mg, Be Estos elementos están cerca uno de otro, el Be y el Mgestán en el mismo grupo, el Be es más alto que el Mg y el Na está enseguida del Mg y es más bajo en EI.

d) K, Cl, Ar Estos elementos encierran al gas noble Ar, y el Cl sería más bajo que el Ar y el K sería más bajo todavía.

Identificación de elementos por sus energías de ionización sucesivas

Problema: Dadas las siguientes series de energías de ionización (en kJ/mol) para un elemento en el periodo 3, nombre el elemento y escriba su configuración electrónica:

EI1 EI2 EI3 EI4580 1,815 2,740 11,600

Plan: Examine los valores para encontrar el salto más largo en la energía de ionización, el cual ocurre después de que todos los electrones de valencia han sido removidos. Use la tabla periódica

Solución:El salto más grande ocurre después de EI3, entonces el elemento tiene 3 electrones de valencia; por lo tanto se trata del Aluminio (Al , Z=13), su configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Afinidades electrónicas de loselementos de grupos principales

Tendencias en tres propiedades atómicas

Tamaño atómico

Energía de ionización

Afinidad electrónica

FIN

Edición Osvaldo Muñoz – Tecnología Médica