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.
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
-
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
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-
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
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
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.
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
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
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
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-
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
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
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
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
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