TABLA ERIÓDICA Y PERIODICIDAD - [DePa] Departamento de...
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TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAY PERIODICIDADY PERIODICIDAD
D Sil i E C till Bl mDra. Silvia E. Castillo Blum
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOSELEMENTOS
La identificación de toda la serie deelementos naturales ha exigido muchos añosde intensa investigación. En la antigüedad yedad media se conocían solamente 12element selementos.
22
CLASIIFACIÓN PERIÓDICA DE LOSELEMENTOS
E l l lEn el siglo XVIII, lostrabajos de Boyle yLavoisier permitieronLavoisier, permitieronreconocer un númerosuficiente desuficiente deelementos, para buscaruna clasificación de
Antoine Laurent Lavoisier(1743-1794)
una clasificación deellos, con objeto defacilitar su estudio y
Robert Boyle(1627-1691)y
avanzar en el estudio dela química.
33
L í d l l fLa mayoría de los elementos comunes fueronidentificados en los siglos XVIII y XIX, pero enel siglo XX se conocieron la mayoría de losel siglo XX se conocieron la mayoría de loselementos raros (muchos de ellos radiactivos).
44
L i di i ió d l l f La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (actualmente en desuso)metaloides (actualmente en desuso).
Lavoisier agrupó los elementos en:Lavoisier agrupó los elementos en:
• no metálicos, formadores de ácidos
• metálicos formadores de bases
f d d l• formadores de sales
55
EDAD
DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS
Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907Plata Platino 1735 Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917C b Ci 1746 C i 1803 T li 1862 (1934)
EDADANTIGUA
SIGLO XVIII SIGLO XIX1801 - 1850 1851 - 1900 1901 - 1939
SIGLO XX
Cobre Cinc 1746 Cerio 1803 Talio 1862 (1934)Hierro Níquel 1751 Iridio 1803 Indio 1863 Hafnio 1923Plomo Bismuto 1753 Osmio 1803 Helio 1868 Renio 1925Estaño Magnesio 1755 Paladio 1803 (1895) Tecnecio 1937Mercurio (1808) Rodio 1803 Samario 1870 Francio 1939
f ó G( )
Azufre Hidrógeno 1766 Potasio 1807 Galio 1875Carbono Flúor 1771 Sodio 1807 Yterbio 1878
(1886) Bario 1808 (1907)Nitrógeno 1772 Boro 1808 Escandio 1879Cloro 1774 Calcio 1808 Holmio 1879Manganeso 1744 Iodo 1811 Tulio 1879Oxígeno 1744 Cadmio 1817 Gadolino 1880Molibdeno 1778 Litio 1817 Neodimio 1885Telurio 1782 Selenio 1817 Praseodimio 1885 Astato 1940Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio 1940
PERIODO DELA ALQUIMIA
1901 - 1939
Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio 1940Circonio 1789 Bromo 1826 Germanio 1886 Plutonio 1940
Arsénico ~1250 (1824) Aluminio 1827 Argon 1894 Curio 1944Fósforo 1669 Uranio 1789 Torio 1828 Europio 1896 Americio 1945Antimonio 1700 (1841) Vanadio 1830 Kripton 1898 Prometio 1947
Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon 1898 Berkelio 1950
LA ALQUIMIA
Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon 1898 Berkelio 1950(1808) Erbio 1843 Polonio 1898 Californio 1950
Titanio 1791 Terbio 1843 Radio 1898 Einstenio 1954(1910) Rutenio 1844 (1911) Fermio 1954
Ytrio 1794 Xenon 1898 Mendelevio 1955Actinio 1899 Nobelio 1957 6Actinio 1899 Nobelio 1957
Cromo Radon 1900Berilio
6
Dobereiner, químico alemán, mostróque el peso de combinación del
t i i d t i lestroncio era aproximadamente igualal valor medio de los pesos del calcio ybario y que estas relaciones tambiény qse presentaban con otros elementos.
En base a lo anterior, propuso laformación de triadasformación de triadas.
calcio 40.08 cloro 35.457 litio 6.940 azufre 32.066
estroncio 87.63 bromo 79.916 sodio 22.991 selenio 78.96
bario 137 36 yodo 126 91 potasio 39 100 telurio 127 61bario 137.36 yodo 126.91 potasio 39.100 telurio 127.61
77
En 1862, Chancourtois construyó su Vis telluriqueen el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico..
Alexandre-Emile Beguyer de Chancourtois
88
oLos elementos análogos se acomodabanprácticamente sobre la misma generatriz pero elprácticamente sobre la misma generatriz pero eldiagrama era demasiado complicado y difícilmentecomprensible.comprensible.
Hélice Telúrica deCharcourtois
99
Newlands organizó a los elementos por su pesoNewlands organizó a los elementos por su pesoatómico formando octavas, análogamente con lasnotas de la músicanotas de la mús ca
Los dos primeros periodos de 8 elementospermitían que elementos de igualespermitían que elementos de igualescaracterísticas quedaran juntos, pero en eltercer periodo se rompían las relacionesp p
John Alexander Reina Newlands(1837-1898)
1010
Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendeleyev al elementos fueron superados por Mendeleyev al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos.físicas y químicas de los elementos.
En síntesis Mendeleyev logró establecer una En síntesis, Mendeleyev logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos
1111
La ventaja de la tabla de Mendeleyev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no ól b i ili d ñ sólo presentaba similitudes en pequeños grupos
como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.
Dmitri Ivanovich Mendeleyev(1834-1907)
1212
Tabla Periódica de Mendeleyev
1313
C id d lConvencido delcarácter general de suley no dudó en dejarley no dudó en dejarvacíos lugares de latabla, así como,invertir el orden deltelurio y de suponerd d ldudosos los pesosatómicos de algunoselementoselementos
1414
En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico p y , q yalemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo
ll ó áfi l lú que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedadeselectroquímico y otras propiedades.
1515
Ha habido alguna discusión sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer o el ruso Dmitri Mendeleiev alemán Lothar Meyer o el ruso Dmitri Mendeleiev.
Ambos químicos produjeron resultados Ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía
ió b i d d t bl iódi una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos.
La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica gy mostraba una periodicidad en función de ésta.
1616
En 1868, Meyer t ó t bl construyó una tabla
extendida que entregó a un colega para su a un colega para su evaluación. Desgraciadamente gpara Meyer, la tabla de Mendeleyev se
bli ó 1869 Julius Lothar Meyerpublicó en 1869, un año antes de que apareciera la de
Julius Lothar Meyer
apareciera la de Meyer.
1717
PRIMERA TABLA PERIÓDICA MENDELEYEV ( 1869 ).
Los elementos ordenados según su peso atómico presentan una periodicidad en sus propiedades.p p p p .
La magnitud del peso atómico determina el La magnitud del peso atómico determina el carácter químico del elemento.
Se descubrirán más elementos, algunos de ellos parecidos al Al y al Si con un peso atómico p y pcomprendido entre 65 y 75.
1818
El ó i d l d i El peso atómico de un elemento se puede corregir a partir de sus propiedades y de sus análogos. Así el peso atómico del Te tiene que ser entre 123 y el peso atómico del Te tiene que ser entre 123 y 126 en lugar de 128.
Algunas de las propiedades características de un elemento se pueden deducir de su peso atómico.elemento se pueden deduc r de su peso atóm co.
1919
PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEYEV ( 1869 ).
I II V
Zr = 90
VI
? = 180
IV
Ti = 50
III
Nb = 94Mo = 96Rh = 104.4Ru = 104 4
Ta = 182W = 186Pt = 197.4Ir = 198
V = 51Cr = 52Mn = 55F 56
H = 1Be = 9.4
Ru = 104.4Pd = 106.6Ag = 108Cd = 112
Ir = 198Os = 199Hg = 200
Fe = 56Ni = Co = 59Cu = 63.4Zn = 65 2Mg = 24
B = 11C = 12N = 14O = 16
Ur = 116Sn = 118Sb = 122Te = 128?
Au = 197?
Bi = 210
Zn 65.2? = 68? = 70
As = 75
Al = 27.4Si = 28P = 31S 32
Li = 7
O = 16F = 19
Na = 23
Te = 128?J = 127
Cs = 133Ba = 137
Tl = 204Pb = 207
Se = 79.4Br = 80Rb = 85.4S 87 6
S = 32Cl = 35.5K = 39
Ca = 40 Sr = 87.6Ce = 92La = 94Di = 95
Ca 40? = 45
?Er = 56?Yt = 60
20Di = 95Th = 118?
?In = 75.6 20
Mendeleyev dio un nombre provisionala cada uno y pde los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, formado por un
fij d d l á i ( k i d i prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecinovecino.También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico Por ejemplo:comportamiento periódico. Por ejemplo:
Nombre Nombre Nombre Nombre Nombre Mendeleyev
Nombre actual
Nombre Mendeleyev
Nombre actual
eka aluminio galio dwi renio eka aluminio galio dwi manganeso
renio
eka silicio germanio dwi telurio polonio 21
g p 21
FORTALEZAS DE LA TABLA PERIÓDICA DEMENDELEYEV
P itió d i l i d d d l l t • Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos.
• Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico que la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de
átun átomo.
• Actualmente permite entender el comportamiento de • Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje d l ími d s ipti 22de la química descriptiva. 22
TIPOS DE TABLAS PERIÓDICAS2323
REPRESENTACIONES GRÁFICAS DE LATABLA PERIÓDICA
D d l i bli i d l l Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleyev y Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica.
La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras estrechamente relac onada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semilarga.
2424
2p2s
3d
3p
4p
3s
4s
4d 5p
6p5d
5s
6s
6d7s
2525
2626
2727
TABLA PERIÓDICA SEMILARGA
C d 18 l (f ili ) l i b Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia excepto los números sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia.
2828
TABLA PERIÓDICA
H j t l l t do Hay semejanzas entre los elementos dediferentes familias, cuando las relacionescarga/radio son similares y cuando tienen elg m ymismo número de electrones de valencia. Porejemplo:
(n-1)d1ns2
ns2 np1ns2 np1
2929
TABLA PERIÓDICA
E f d bl i l d fil b j d l Este formato de tabla incluye dos filas abajo del cuerpo principal, en la primera se colocan los 14 elementos que siguen al lantano y en la segunda elementos que siguen al lantano y en la segunda los 14 elementos que siguen al actinio
Indica en forma evidente en qué tipo de orbitales se encuentran los electrones de valencia: s, p, d y se encuentran los electrones de valenc a s, p, d y f.
3030
1s2p2s
3d
3p
4p
3s
4s
4d 5p
6p5d
6d5f
4f
5s
7s
6s
6df
3131
1 s
s1 s2PERIODO
p1 p2 p3 p4 p5 p6
2s 2p 2
s2
3s 3p
4s 4p3d
3
4
Metales de transición
4s
5s
4p
4d
3d
5p
4
5Metales de transición
5f
4f6s
7s
5d
6d
6p 6
7
inertes
f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
5f7s 6d 7
f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8
32Elementos Representativos 32
dd ppssff
Forma extra largaForma extra- larga
ppss dd
ff
1 ss1 s2
Forma larga
PERIODO1 s
p1 p2 p3 p4 p5 p6
3s 3p2s
d
2p 23Metales de transición
s2
5f4f
4s5s6s7s
5d
4p
6d
4d3d
5p6p
4567
Metales de transición inertes
33f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
5f7s 6d 7f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8
Elementos Representativos
33
PERIODICIDAD
E i d Z En un periodo n = constante pero aumenta Z (número de protones) lo que genera:Di i ió d t ñDisminución de tamañoAumento de la energía de ionizaciónA t d l l f tiAumento de la carga nuclear efectiva
3434
Con figuraciones Con figuraciones electrónicaselectrónicas
3535
Números cuánticos
n: número cuántico principaln: número cuántico principal
l: número cuántico del momento angular orbital
m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico.
Valores permitidos
para n: números enteros 1, 2, 3,.para l: números enteros desde 0 hasta (n-1)p ( )para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
3636
Núm s á ti s Significado físico Valores mitid sNúmeros cuánticos g f f permitidos
Principal (n)1.Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el 1 2 3Principal (n) energético en que se encuentra el electrón) 2.Distancia del electrón al núcleo.
1, 2, 3....
•Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n.
Secundario o azimutal (l)•Forma del orbital:
•l = 0: orbital s (esférico) •l = 1: orbital p (bilobulado) (un orbital p en la dirección de cada
0, 1, 2, ..., n-1
(un orbital p en la dirección de cada eje coordenado: px, py, pz)
•l = 2: orbital d
Magnético (m) Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. -l, ..., 0, ..., + l
E í ( ) Sentido de giro del electrón en torno a 1/2 37Espín (s) Sent do de g ro del electrón en torno a su propio eje. ± 1/2 37
Principio de AufbauPrincipio de Aufbau
oLos electrones se acomodan partiendo del orbital demenor energía, hasta que todos los electrones estánm g , qubicados en un orbital apropiado.
oEl principio de Aufbau establece que el electrón quediferencia a un elemento del inmediatamente anteriordiferencia a un elemento del inmediatamente anterior(según el orden de sus números atómicos) ocupa elorbital disponible de menor energía.p g
3838
Principio de exclusión de PauliPrincipio de exclusión de Pauli
oTodos los electrones en un átomo deben teneroTodos los electrones en un átomo deben tenerdiferente combinación de los cuatro números cuánticosque describen su estado energético.que descr ben su estado energét co.
Regla de Hund
Ningún orbital puede tener dos electrones antes que losrestantes orbitales de la misma subcapa tengan alpmenos uno. Se comienza con el orbital del más bajo nivelenergético.
3939
Diagrama empleado paraDiagrama empleado paradeterminar el llenado delos orbitaleslos orb tales
4040
LAS PROPIEDADESLAS PROPIEDADESPERIÓDICASPERIÓDICAS
4141
NÚMERO ATÓMICO
El ú ó i d l ú d El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajoderecha en cada periodo y de arriba hacia abajoen un mismo grupo.
4242
4343
NÚMERO ATÓMICO
Aum
ennta
44
Aumenta44
ENERGÍA DE ENERGÍA DE IONIZACIÓNIONIZACIÓN
4545
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
E í í i i Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro o de un ión gaseosos
M (g) → M+ (g) + 1e-
Aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajoarriba abajo
4646
E. I. ≅ ⎛⎝⎜
⎞⎠⎟
Z e* 2
2
2E I ≅ ⎛⎝⎜
⎞⎠⎟
Zn
ea
* 2
2
2⎛⎝⎜
2 2≅ ⎝⎜ ⎠⎟n a2 02⎝⎜ ⎠⎟n a2
02⎝⎜ 0
4747
PRIMERA ENERGIA DE ENERGIA DE SEGUNDA SEGUNDA ENERGIA DEDE TERCERA ENERGIA DEENERGIA DEIONIZACIÓN PARA EL LITIOIONIZACIÓN PARA EL LITIO
SEGUNDA SEGUNDA ENERGIA DEDEIONIZACIÓNIONIZACIÓN
TERCERA ENERGIA DEENERGIA DEIONIZACIÓN
124 kcal/mol 1740 kcal/mol 2806 kcal/mol
+33 33 +33+33 +33 +33
Primer electrón Segundo electrón Tercer electrón48
Li Li+ + e- Li+ Li2+ + e- Li2+ Li3+ + e-
48
Li Be B C N O F En un periodo n es constante aumenta Z* y En un periodo n es constante, aumenta Z y E.I. aumenta
kJ mol -1kJ mol
s1 s0 s1 s0
s2 s1 s2 s1 520.3899 5
LiBe s2 s1 s2 s1
s2 p1 s2 s2 p1 s2
s2 2 s2 1 s2 2 s2 1
899.5800.6
1086 4
BeBC s2 p2 s2 p1 s2 p2 s2 p1
s2 p3 s2 p2 s2 p3 s2 p2
1086.41402.3
CN
s2 p4 s2p3 s2 p4 s2p3
s2 p5 s2p4 s2 p5 s2p4 1314.01681 0
OF 49s p s ps p s p 1681.0F 49
En una familia n y Z* aumenta pero el aumentoEn una familia n y Z* aumenta, pero el aumento del volumen domina y E.I. disminuye
Li 520.31 ns0 ns
n = 1 Li 520.3Na 495.8K 418 9
n = 2
n = 3 K 418.9
Rb 403.0
n = 3
n = 3
5050
5151
PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN
5252
AFINIDAD AFINIDAD ELECTRÓNICAELECTRÓNICA
5353
AFINIDAD ELECTRÓNICA
E l í i l d l Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un electrón
X(g) + 1 e- → X-(g)
H = - afinidad electrónica
5454
-
+9 F(g) +1e F(g)F(g) (g)F(g) (g)+9 (g) 1e F(g)(g) (g)(g) (g)
S- (g) + 1e- S2- (g)
5555
300
AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
200
300Be
Mg
Ca Sr
0
100
mol
)
Sr
Ba
-100
00 10 20 30 40 50 60 70 80 90
A.E
. (kJ
/m
-300
-200
-400
Número Atómico (Z) 56Número Atómico (Z) 56
AFINIDAD ELECTRÓNICA
l l d i d ( á i )Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa).Decrece al bajar en familia sin embargo el
bi ñ cambio es pequeño.
5757
5858
ELECTRONEGATIVIDAD
5959
U l i i í i Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativose dice que es electronegativo
La tendencia a atraer electrones de un átomo La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad
6060
H div rs s m n r s d m dir l Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X)
Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es:
Xa-Xb = 0.208 [ Dab-(DaaDbb)1/2] ½
Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/moldiatómica AB expresada en kcal/mol.
Esta ecuación es empírica se basa en la observación de E u n mp r n r nque los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares 61que los enlaces entre las moléculas homonucleares 61
Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como
Xm = (AE + EI)/2
Alfred y Rochow definieron la electronegatividad
Xm = (Z*e)/r x 100
6262
P l t t ti t d Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. j g p
Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.
6363
Periodo 2 Li Be B C N O F
1 1 5 2 2 5 3 3 5 41 1.5 2 2.5 3 3.5 4
Periodo 3 Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3 640.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3 64
4O
F
3Cl
SB
C
N
H Período 1Período 2
Valores de P
2
Li
SBe
AlSi
PPeríodo 3
Pauling
1
NaMg
Al
65
Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio65
ELE R NEG V D D
1
ELECTRONEGATIVIDAD
2.1
Hidrógeno
2
Helio
1.0
3
Liti
1.5
4
B ili
2.0
5
B
2.5
6
C b
3.0
7
Nit ó
3.5
8
O í
4.0
9
Flú
10
N ó
Helio
Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón
4N
OF
Valore
1
2
3
Li
Cl
Mg
SBC
N
BeH
Al Si PPeríodo 1
Período 3
Período 2
es de Pauling
Na Mg
6666
Electronegatividad para los elementos representativos
H2.1 Aumenta
Li Be B C N O F
1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.01.0
Na0.9
Al1.5
Si1.8
P2.1
S2.5
Cl3.0
Mg1.2
K0.8
Rb
Ca1.0
Sr
Ga1.6
In Sn
Ge1.8
As2.0
Sb Te
Se2.4
Br2.8
I Xemen
ta
0.8
Cs0 7
Ba0 9
Sr1.0 1.7
Tl1 8
Pb
1.8 1.9
Bi Po2 0
2.1 2.5Xe3.1
Aum
0.7 0.9 1.8 1.8 1.9 2.0
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:
El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es no polarelectronegatividad es no-polar
Cuanto mayores sean las diferencias de á áelectronegatividad entre dos átomos, mayor será la
densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un p g genlace polar.
A una diferencia de electronegatividades suficientemente A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos.
6868
H C H N H O H F Li FEnlace
Diferencia deElectronegativi- 0.4 0.9 1.4 1.9 3.0gdades
Carácter iónicoCarácter iónicoporcentual bajo 27% 33% 41% 87%
6969
CARGA CARGA NUCLEAR NUCLEAR EFECTIVAEFECTIVA
7070
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*)CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z )Los electrones más cercanos al núcleo “tapan” la
iti d l t E t f ó carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor.La carga del núcleo después de que se le resta el La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z*
7171
CARGA NUCLEAR EFECTIVACARGA NUCLEAR EFECTIVA
P l l l * d l ú l ó Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene:
Z* = Z - σ
Donde: l ú ó d l l Z es el número atómico del elemento. σ Constante de apantallamiento
7272
Z* = Z - σ
P l l l d ll i
Z = Z - σ
Para calcular la constante de apantallamiento :
1. En un orbital ns o np. En un orb tal ns o np1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . .
1.2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta.
1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0.35
1 4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0 851.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.851.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen
con 1.0 7373
Z* = Z - σ
Para calcular la constante de apantallamiento :
Z = Z - σ
2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa ndo nf para calcular σ :
Para calcular la constante de apantallamiento σ:
o nf, para calcular σ :
2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . .
2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada llno apantallan.
2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f)apantallan con 0 35apantallan con 0.35.
2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nfconsiderado contribuyen con 1.00
7474
Ejemplos de cálculos de Z*Ejemplos de cálculos de Z
1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno7N 1s2 2s2 2p3
1 1 (1 )2 (2 2 )5 1.1 (1s)2 (2s, 2p)5
1.2 σ = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10
1.3 Z* = 7 - 3.10 = 3.9
2 Considerando un electrón 3d del 30Zn2. Considerando un electrón 3d del 30Zn2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2
2 2 σ = (9 x 0 35) + (18 x 1 00) = 21 152.2 σ = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15
2.3 Z* = 30 - 21.15 = 8.857575
Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo
Pb = 82
(4d)10 (4f)14 (5s 5p)8 (5d)10 (6s6p)4
Pb = 82
( ) ( ) ( p) ( ) ( p)
3 x 0.35 = 1.05
18 x 0.85 = 15.3
60 x 1 0 = 6060 x 1.0 = 60
Suma efecto pantalla = 76.35
Z* = 82-76.35 = 5.657676
H H
Valores de carga nuclear efectiva para Z* = 1-18H He
Z* 1 21s 1 00 1 691s 1.00 1.69
Li Be B C N O F NeZ* 3 4 5 6 7 8 9 101s 2 69 3 68 4 68 5 67 6 66 7 66 8 65 9 641s 2.69 3.68 4.68 5.67 6.66 7.66 8.65 9.642s 1.28 1.91 2.58 3.22 3.85 4.49 5.13 5.762p 2.42 3.14 3.83 4.45 5.10 5.76
Na Mg Al Si P S Cl ArZ* 11 12 13 14 15 16 17 181s 10.6 11.6 12.5 13.5 14.56 15.54 16.52 17.512 6 57 7 39 8 21 9 02 9 82 10 63 11 43 12 232s 6.57 7.39 8.21 9.02 9.82 10.63 11.43 12.23 2p 6.80 7.83 8.96 9.94 10.96 11.98 12.99 14.013s 2.51 3.31 4.12 4.90 5.64 6.37 7.07 7.76 773s 2.51 3.31 4.12 4.90 5.64 6.37 7.07 7.763p 4.07 4.29 4.89 5.48 6.12 6.76
77
RADIOSRADIOSRADIOSRADIOS
7878
El radio atómico teórico es función El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectivay g
n2
Zr n aef *≅ ⋅ 0*≅ ⋅Z
7979
d óRadio atómico
Aumentan hacia abajo en un grupo.
En cada periodo los electrones másexternos ocupan niveles que están másalejados del núcleo, los orbitales demayor energía son cada vez másgrandes, y además, el efecto deapantallamiento hace que la cargaefectiva aumente muy lentamente deun período a otro.
8080
Radio atómicoRadio atómico
8181
Radio covalente Radio covalente
Experimentalmente no se puede Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares.
El radio covalente se considera como la it d d l di t i t l át d mitad de la distancia entre los átomos de
la molécula.8282
8383
Radio de van der Waals
Cl Cl Cl ClCl Cl Cl Cl
Radio covalente
Radio iónico Radio iónico
Cl-Cl-Cl- Na+Na+ Na+Na+ Cl-
Cl-Cl
-Na+Na+ Na+Na+
Cl-Cl- Cl-Cl-ClClCl
Na+ Na+ Na+ Cl-
Cl - Cl -Cl-
Na+ Na+ Na+
De la distancia entre núcleos, ¿cuánto le corresponde al anión y cuánto al catión?
8585
R di táliRadio metálico
Na Na NaNaNaNaNa Na NaNaNaNaNa Na
Na Na Na Na Na
NaNaNaNaNa Na Na Na NaNa Na Na Na Na
2r
8686
Radio
de
H Radio covalente-metálico A 0.37
He0 93 e
va
Li Be B C F0 89 0 81 0 77 0 70 0 66 0 64
Li
1 23Be B C N O0 89 0 81 0 77 0 70 0 66 0 64
0.37
1 12
Ne0.93
n
de
Na Mg Al Si
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
P S Cl
1.23
Mg Al
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
S Cl Ar
1.12
er
Wa
1.57 1.36 1.25 1.17 1.10 1.04 0.99 1.54
als
8787
H-
Radio iónico ÅH
1.54N
1.71
O2- F-Li+ B C3-
O2-
1.40
F-1.360.31
B C N O F
Cl-S2-P 3-Na+ M 2+ Al3+ Si
Be2+ B C0.60
O F
Cl-
S2-
Na+ Mg2+Al3+ Si
4+
BeB C
0.60
2.12
Cl1.81
S1.84
PNa
0.97Mg2+ Al3+ Si
0.66 0.51 0.41Cl
1.81
S
1.84
Na Mg Al Si
0.66 0.51 0.41
8888
AUMENTA RADIO COVALENTE
EH
0.37
VA
LE
NT
Li1.23 Be B C N O F
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
0.37
IO C
OV
Na1.57
Al1.25
Si1.17
P1.10
S1.04
Cl0.99
K Ca Ga Ge As Se Br
Mg1.36
TA
RA
D K2.03
Rb
Ca1.74Sr
1 91
Ga1.25In
1 50Sn
1 40
Ge1.22
As1.21Sb
1 40Te
1 37
Se1.17
Br1.14
I1 33
Xe1 30
AU
ME
NT 2.16
Cs2.35
Ba1.98
1.91 1.50Tl
1.55Pb
1.54
1.40 1.40
Bi1.50
Po1.53
1.37 1.33 1.30
A 2.35
8989
E d d Estados de OxidaciónOxidación
9090
HCl
H ClEl cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un número de oxidación de -1.
Cl2
Cl ClEl cloro comparte electrones con otro átomo de cloro, su número de oxidación es ceronúmero de oxidación es cero.
HClO
H O Cl
El cloro cede un electrón al oxigeno , su número de oxidación es de +1H O Cl oxidación es de +1.
9191
HClO2 El cloro cede 3 electrones y
H O Cl O
ytiene un número de oxidación de +3.
O
HClO3 O
H O Cl OO
El cloro cede 5 electrones, tiene un número de oxidación de +5.
9292
HClO4
O
H O Cl O
OO
El cloro cede sus 7 electrones y tiene un número de oxidación de +7.
9393
Estados de Oxidación
Molécula H Cl O Suma
Estados de Oxidación
HCl +1 -1 - 0
Cl2 0 0 - 0
HClO +1 +1 -2 0
HClO2 +1 +3 2(-2) 0
HClO3 +1 +5 3(-2) 0
HClO4 +1 +7 4(-2) 0
9494
Estados de Oxidación de los metales de transición
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Número de electrones s y d
+7
+6 +6 +6
+5 +5 +5 +5
+4 +4 +4 +4 +4 +4
+3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3
+2 +2 +2 +2 +2 +2 +2
9595
Propiedades Físicas
9696
Punto de fusiónPunto de fusiónEl punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida a la presión de 1 atm cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm.
El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta d i d l i d d i i d una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a
derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos.
Para los elementos de transición existe una tendencia a reducir su punto de fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos.y g p
Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constantetendencia constante.
tura
ºC
4000
3000
CPUNTOS DE FUSION DE LOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Tem
pera
t
2000
1000 BeB
-2730 Li ON F Ne
Si
-2730 Cl Ar
AlMgNa P S
0 K
Ca
Ga
Ge
SeB Kr
As
-2730 K Ga Br
TeSbSr
-2730 SnInRb XeI
Ba 98
-2730
Pb Bi PoAt
RnTl
Cs
98
700
Familia 1
500
600
700
(�C
)
300
400
de f
usión
0
100
200
Punt
o
Elementos9999
Periodo 3
1800
Periodo 3
1200
1400
1600
ón (
�C)
600
800
1000
de
fusió
0
200
400
Punt
o
0
Elementos
100100
P t d F ió Nú Ató i4000
Punto de Fusión vs Número Atómico
3000
3500
2000
2500
de f
usión
1500
2000
punt
o d
500
1000
0
1 4 7 10 13 16 19 22 25 28 31 34 37 40 43 46 49 52 55 58 61 64 67 70 73 76 79 82 85 88 91 94 97 100
103
Nú á i 101Número átomico 101
P NT DE EB LL C ÓNPUNTO DE EBULLICIÓN
Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba.j
En los elementos de transición existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con n
102102
103103
EMPAQUETAMIENTODE SÓLIDOS
ÁMETÁLICOS104104
Cúbica centrado en las caras
Cúbica simple
105105
Cúbica simple
Irr
106106
R tí l ist lin tip Retículo cristalino tipo diamante. Cada átomo está rodeado de otros cuatro en de otros cuatro en direcciones tetraédricas
Diamante Grafito 107Grafito 107
ENLACES COVALENTESÓSÓLIDOS
108108
109109
110110
XenónXenón
111111
Número atómico 3 4 5 6
Litio Berilio Boro Carbono
2 2 2+ + + +
B
B BB
B B
CC
C
CCC
2 + +++
2 2 2+++ CB B
B
C CC
++ +
Sólidos metálicos Sólidos covalentesSi
112112
10
7 8 9
Nitrógeno Oxígeno Flúor NeónNitrógeno Oxígeno Flúor Neón
N N O O Ne
G G s
F F
Gases moleculares
Gas monoatómico
113113
S di 11 M i 12 l i 13 Sili i 14Sodio 11 Magnesio 12 alumnio13 Silicio 14
+2 +2 +2 +3 +3 +3+2 +2
+2+2
+2 +3 +3
+3+3 +3
+3
Sólido covalenteSólidos Metálicos
Sólido covalente
114114
Fósforo 15 Azufre 16 Cloro 17 Argón 18
PPCl Cl
Ar
PP
P S SS
SSSP
S SS
Gases moleculares Gas monoatómico115115
116116