A CETATOS QUÍMICA INORGÁNICA Margarita Eugenia Gutiérrez Ruiz LAFQA LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS.
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LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS DEL AMBIENTEDEL AMBIENTE
11
2233 44
5 67
8
11
2233 4455 66
88
88 66
55 22
3344
11
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5 67
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88
88 66
55 22
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos
La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y
posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer
En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y
posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer
un número suficiente de
elementos, como para
buscar una clasificación de
los mismos, no sólo con
objeto de facilitar su estudio,
sino también para conducir a
nuevos avances en la
química.
La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el
siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos
de ellos radiactivos)
La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el
siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos
de ellos radiactivos)
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La primera división de los elementos fue en
metales y no metales, inicialmente llamados
metaloides (hoy en desuso).
La primera división de los elementos fue en
metales y no metales, inicialmente llamados
metaloides (hoy en desuso).
Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en:Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en:
• no metálicos, formadores de ácidos
• metálicos formadores de bases
• formadores de sales
• no metálicos, formadores de ácidos
• metálicos formadores de bases
• formadores de sales
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el
que los elementos estaban ubicados en orden
creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada
sobre un cilindro vertical, cuyos puntos
correspondientes diferían en 16 unidades de peso
atómico.
En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el
que los elementos estaban ubicados en orden
creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada
sobre un cilindro vertical, cuyos puntos
correspondientes diferían en 16 unidades de peso
atómico.
Los elementos análogos caían prácticamente sobre la
misma generatriz pero el diagrama era tan complicado
que NADIE LO ENTENDIÓ.
Los elementos análogos caían prácticamente sobre la
misma generatriz pero el diagrama era tan complicado
que NADIE LO ENTENDIÓ.
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música
Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones
Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música
Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones
Los intentos parciales de clasificación de los
elementos fueron superados por Mendelejew al
estudiar las relaciones entre las propiedades
físicas y químicas de los elementos.
Los intentos parciales de clasificación de los
elementos fueron superados por Mendelejew al
estudiar las relaciones entre las propiedades
físicas y químicas de los elementos.
En síntesis, Mendelejew logró establecer una
tabla sobre la base de que las propiedades de
los elementos son función periódica de sus
pesos atómicos
En síntesis, Mendelejew logró establecer una
tabla sobre la base de que las propiedades de
los elementos son función periódica de sus
pesos atómicos
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
• La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.
Convencido del
carácter general de su
ley no dudó en dejar
vacíos lugares de la
tabla, así como
invertir el orden del
telurio y de suponer
dudosos los pesos
atómicos de algunos
elementos
Convencido del
carácter general de su
ley no dudó en dejar
vacíos lugares de la
tabla, así como
invertir el orden del
telurio y de suponer
dudosos los pesos
atómicos de algunos
elementos
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En esa misma época Lothar Meyer, un
químico y médico alemán, estudió
también la relación entre los pesos
atómicos de los elementos y sus
propiedades físicas, lo que llevó a
representar gráficamente los
volúmenes atómicos, fusibilidad,
volatilidad, comportamiento
electroquímico y otras propiedades.
En esa misma época Lothar Meyer, un
químico y médico alemán, estudió
también la relación entre los pesos
atómicos de los elementos y sus
propiedades físicas, lo que llevó a
representar gráficamente los
volúmenes atómicos, fusibilidad,
volatilidad, comportamiento
electroquímico y otras propiedades.
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer (a la izquierda) o el ruso Dmitri Mendeleiev.
Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía 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 y mostraba una periodicidad en función de ésta.
En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.
PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ).
H = 1
Li = 7
I II
Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19Na = 23
V
Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104.4 Ru = 104.4 Pd = 106.6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137
VI
? = 180 Ta = 182 W = 186
Pt = 197.4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200
Au = 197?
Bi = 210
Tl = 204 Pb = 207
IV
Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63.4 Zn = 65.2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79.4 Br = 80 Rb = 85.4 Sr = 87.6 Ce = 92 La = 94 Di = 95
Th = 118?
III
Mg = 24Al = 27.4
Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75.6
Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de
acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un
nombre provisional formado por un prefijo tomado del
sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el
nombre del elemento vecino.
Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de
acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un
nombre provisional formado por un prefijo tomado del
sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el
nombre del elemento vecino.
También describió sus propiedades en función del
comportamiento periódico. Por ejemplo:
También describió sus propiedades en función del
comportamiento periódico. Por ejemplo:
Nombre Mendelejew Nombre actual Nombre Mendelejew Nombre actual
eka aluminio galio dwi manganeso renio
eka silicio germanio dwi telurio polonio
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
•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 en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo.
•Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química
descriptiva.
•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 en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo.
•Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química
descriptiva.
Fortalezas de la Tabla periódica de MendelewFortalezas de la Tabla periódica de Mendelew
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
•El hidrógeno no tiene un sitio adecuado
•La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas).
•No se establecen relaciones cuantitativas.
•El hidrógeno no tiene un sitio adecuado
•La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas).
•No se establecen relaciones cuantitativas.
DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICADEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSCLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
TIPOS DE TABLAS PERIODICAS
Representaciones gráficas de la Tabla periódica
Representaciones gráficas de la Tabla periódica
• Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleev y Meyer 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 electrónicas de los átomos es la llamada forma semi-larga.
Tabla periódica semilargaTabla periódica semilarga
• Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia
• Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia
Tabla periódica Tabla periódica
Hay parecidos entre los elementos de diferentes familias, cuando la relación carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo:
(n-1)d1ns2
ns2 np1
Hay parecidos entre los elementos de diferentes familias, cuando la relación carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo:
(n-1)d1ns2
ns2 np1
Tabla periódica Tabla periódica
• Este formato de tabla saca los 14 elementos que siguen al lantano y los 14 elementos que siguen al actinio
• Pone en evidencia el bloque de los elementos que orbitales s en la capa de valencia, los p, los d y los f.
• Este formato de tabla saca los 14 elementos que siguen al lantano y los 14 elementos que siguen al actinio
• Pone en evidencia el bloque de los elementos que orbitales s en la capa de valencia, los p, los d y los f.
Periodicidad
• En un periodo n = constante pero aumenta Z ( número de protones) lo que genera:
• Disminución de tamaño
• Aumento de la energía de ionización
• Aumento de la carga nuclear efectiva
Las propiedades periódicas
Las propiedades periódicas
Número atómico
• El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo.
Número atómico
Aumenta
Aum
enta
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Energía de ionización:Energía de ionización:
• 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 abajo
• 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 abajo
E. I.
Zn
ea
* 2
2
2
02E I
Zn
ea
*
2
2
02
22
0
+33
Primer electrón
PRIMERA ENERGIA DE PRIMERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIOIONIZACIÓN PARA EL LITIO
124 kcal mol-1124 kcal mol-1
Li Li+ + e-
+33
Segundo electrón
SEGUNDA ENERGIA DESEGUNDA ENERGIA DEIONIZACIÓNIONIZACIÓN
1740 kcal mol-11740 kcal mol-1
Li+ Li2+ + e-
+33
Tercer electrón
TERCERA ENERGIA DETERCERA ENERGIA DEIONIZACIÓNIONIZACIÓN
2806 kcal mol-12806 kcal mol-1
Li2+ Li3+ + e-
Li Be B C N O F
En un periodo n es constante, aumenta Z* y E.I. aumenta
kJ mol-1
s1 s0 s1 s0
s2 s1 s2 s1
s2 p1 s2 s2 p1 s2
s2 p2 s2 p1 s2 p2 s2 p1
s2 p4 s2p3 s2 p4 s2p3
s2 p3 s2 p2 s2 p3 s2 p2
s2 p5 s2p4 s2 p5 s2p4
520.3899.5800.6
1086.4
1402.31314.01681.0
LiBeBC
NOF
En una familia n y Z* aumenta, pero el aumento del volumen domina y E.I. disminuye
Li 520.3Na 495.8K 418.9
Rb 403.0
1 ns0 nsn = 1
n = 2
n = 3
n = 3
0
500
1000
1500
2000
2500
1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101Z
E.I
. (k
J/m
ol)
E.I.
He
Ne
Ar
RnXe
Kr
0
500
1000
1500
2000
2500
1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101Z
E.I
. (k
J/m
ol)
E.I.
He
Ne
Ar
RnXe
Kr
PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN
100
200
300
400
600
500
kcal
mol
-1
He
Ne
ArH
Li
Na
Be
Mg
B
Al
C
SiP
N O
SCl
F
100
200
300
400
600
500
kcal
mol
-1
NaMg
AlSi
P SCl
100
200
300
400
600
500
kcal
mol
-1
NaMg
AlSi
P SCl
1
hidrógeno
litio
berilioboro
carbono
nitrógeno oxígeno
flúorneon
helio
100
200
300
400
600
500
mol
-1
litio
berilioboro
carbono
neón
Z*
n
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Afinidad electrónica
• 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
+9
-
F(g) + 1e F (g)F(g) (g)F(g) (g)
S- (g) + 1e- S2- (g)
AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
-400
-300
-200
-100
0
100
200
300
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
Número Atómico (Z)
A.E
. (k
J/m
ol)
BeMg
Ca Sr
Ba
Afinidad electrónica• Aumenta a lo largo de un periodo (más
negativa).
• Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño.
Aum
enta
Aumenta
ELECTRONEGATIVIDAD
Electronegatividad Electronegatividad
• Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo
• La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad
• Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo
• La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad
Electronegatividad Electronegatividad • 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/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares
• 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/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares
Electronegatividad Electronegatividad
• Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como
• Xm = (AE + EI)/2
• Alfred y Rochow definieron la electronegatividad
• Xm = (Z*e)/r x 100
• Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como
• Xm = (AE + EI)/2
• Alfred y Rochow definieron la electronegatividad
• Xm = (Z*e)/r x 100
Electronegatividad
• Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
• 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 zona superior derecha.
Electronegatividad
Periodo 2 Li Be B C N O F
1 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
1
2
3
4
Li
Na
Cl
Mg
SB
C
N
O
F
Be
H
Al
Si
P
Período 1
Período 3
Período 2
Va
lore
s d
e P
au
ling
Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio
2.1
1
Hidrógeno
1.0
3
Litio
1.5
4
Berilio
2.0
5
Boro
2.5
6
Carbono
3.0
7
Nitrógeno
3.5
8
Oxígeno
4.0
9
Flúor
10
Neón
2
Helio
ELECTRONEGATIVIDAD
1
2
3
4
Li
Na
Cl
Mg
SBC
NO
F
BeH
AlSi
P
Período 1
Período 3
Período 2
Va
lore
s d
e P
au
ling
H
Li Be B C N O F
Na0.9
Al1.5
Si1.8
1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
P2.1
S2.5
Cl3.0
K0.8
Rb0.8
Cs0.7
Ba0.9
Ca1.0
Sr1.0
Ga1.6
In1.7
Tl1.8
Pb1.8
Sn1.8
Ge1.8
As2.0
Sb1.9
Bi1.9
Po2.0
Te2.1
Se2.4
Br2.8
I2.5
Xe3.1
Mg1.2
2.1
1.0
Electronegatividad para los elementos representativosA
umen
ta
Aumenta
• 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-polar
• Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
• A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos.
H C H N H O H F Li FEnlace
Diferencia deelectronegatividades
Carácter iónicoporcentual
0.4 0.9 1.4 1.9 3.0
bajo 27% 33% 41% 87%
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
CARGA NUCLEAR EFECTIVA
Carga nuclear efectiva (z*) • Los electrones más cercanos al núcleo
“tapan” la carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor.
La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z*
Z* = Z -
Carga nuclear efectiva
Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene:
Donde: Z es el número atómico del elemento.
Constante de apantallamiento
Para calcular la constante de apantallamiento :
1. En un orbital ns o np
1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
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 0.351.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.85
1.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen con 1.0
Z* = Z -
2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s :
2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada no apantallan.2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f) apantallan con 0.35.2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con 1.00
Para calcular la constante de apantallamiento s:
Z* = Z -
1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7N 1s2 2s2 2p3
1.1 (1s)2 (2s, 2p)5
1.2 s = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10
1.3 Z* = 7 - 3.10 = 3.9
2. Considerando un electrón 3d del 30Zn
2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2
2.2 s = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15
2.3 Z* = 30 - 21.15 = 8.85
Ejemplos de cálculos de Z*
(4d)10 (4f)14 (5s 5p)8 (5d)10 (6s6p)4
3 x 0.35 = 1.05
18 x 0.85 = 15.3
60 x 1.0 = 60
Pb = 82
Suma efecto pantalla = 76.35
Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo
Z* = 82-76.35 = 5.65
RADIOS RADIOS
El radio atómico teórico es función de n y de la carga
efectiva
Zr n aef *
2
0*
Radio atómico
Aumentan hacia abajo en un grupo.
En cada periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto
de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un
período a otro.
Radio atómico
Figura: Radio atómico en la tabla periódica,Enciclopedia Encarta
Radio covalente
• Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares.
• El radio covalente se considera como la mitad de la distancia entre los átomos de la molécula.
Radio de van der WaalsRadio de van der Waals Radio covalenteRadio covalente
Cl Cl
Cl ClCl Cl
Cl Cl
Cl Cl Cl Cl
Radio covalente
Radio de van der Waals
Cl-Cl- Cl-Cl-
Cl-Cl-Cl- Na+
Na+ Na+ Na+
Na+ Na+Na+
Cl-
Cl -Cl-Cl
-
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+ Na+ Na+
Na+
Na+Na+
Radio iónico
De la distancia entre núcleos, ¿cuándo le corresponde al anión y cuánto al catión?
Radio metálico
Na Na
Na Na Na Na Na
NaNaNaNaNa Na
Na Na Na Na Na
NaNaNaNa
2r
Radio
de
van
der
Waals
2.12
LiBe B C F
Na Mg Al Si
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
P S Cl
Ne
Ar
HeH
Li
1.23
Be B C N O
1.57
Mg
1.36
Al
1.25 1.17
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
1.10
S
1.04
Cl
0.99
Ne
Ar
HeRadio covalente-metálico A
H-
1.54
N
1.71
O2- F-
Cl-
1.81S2-
1.84
P3-
Na+
0.97
Mg2+ Al3+ Si
Li+
Be2+
0.66 0.51 0.41
B C
0.60
Ar0
1.54
0.93
Ne0
1.12
3-O
2-1.40
F-
1.36
Cl-
1.81
S2-
1.84
Na+
Mg2+
Al3+ Si
4+
Be
0.31
0.66 0.51 0.41
B C
0.60
Ar0
1.54
He
0.93
0
Radio iónico Å
0.37
1.54
Ar
1.12
Ne
He
0.93
2.12
LiBe B C F
Na Mg Al Si
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
P S Cl
Ne
Ar
HeH
Li
1.23
Be B C N O
1.57
Mg
1.36
Al
1.25 1.17
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64
1.10
S
1.04
Cl
0.99
Ne
Ar
HeRadio covalente-metálico A
H-
1.54
N
1.71
O2- F-
Cl-
1.81S2-
1.84
P3-
Na+
0.97
Mg2+ Al3+ Si
Li+
Be2+
0.66 0.51 0.41
B C
0.60
Ar0
1.54
0.93
Ne0
1.12
3-O
2-1.40
F-
1.36
Cl-
1.81
S2-
1.84
Na+
Mg2+
Al3+ Si
4+
Be
0.31
0.66 0.51 0.41
B C
0.60
Ar0
1.54
He
0.93
0
Radio iónico Å
AU
ME
NT
A R
AD
IO C
OV
AL
EN
TE
AUMENTA RADIO COVALENTE
H
Li1.23
Be B C N O F
Na1.57
Al1.25
Si1.17
0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64P
1.10S
1.04Cl
0.99
K2.03
Rb2.16
Cs2.35
Ba1.98
Ca1.74
Sr1.91
Ga1.25
In1.50
Tl1.55
Pb1.54
Sn1.40
Ge1.22
As1.21
Sb1.40
Bi1.50
Po1.53
Te1.37
Se1.17
Br1.14
I1.33
Xe1.30
Mg1.36
0.37
ESTADOS DE OXIDACIÓN
ESTADOS DE OXIDACIÓN
Cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un númerode oxidación de -1.
El cloro comparte electrones con otra molécula de cloro; número de oxidación 0.
Cloro "pierde" un electrón para el oxígeno; número deoxidación es ahora +1.
El cloro "pierde" 3 electrones;número de oxidación es ahora +3.
Cloro "pierde" 5 electrones;número de oxidación es +5.
Cuando el cloro "pierde" todos suselectrones (7); su número de oxidación es +7.
HCl
Cl2
HClO
HClO2
HClO4
HClO3
ClH
ClCl ClCl
ClOH ClOH
Cl OOH Cl OOH
ClO O
O
O
H ClO O
O
O
H
ClOH
O
OClOH
O
O
Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma
HCl
Cl2
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
-10
+1
+3
+5
+7
(+1) + (-1) = 0
(0) + (0) = 0
(+1) + (+1) + (-2) = 0
(+1) + (+3) + 2(-2) = 0
(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0
Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma
HCl
Cl2
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
-10
+1
+3
+5
+7
(+1) + (-1) = 0
(0) + (0) = 0
(+1) + (+1) + (-2) = 0
(+1) + (+3) + 2(-2) = 0
(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0
Estados de oxidación para el cloro
Molécula No. Oxidación del Cl H Cl O Suma
HCl
Cl2
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
-1
0
+1
+3
+5
+7
(+1) + (-1) = 0
(0) + (0) = 0
(+1) + (+1) + (-2) = 0
(+1) + (+3) + 2(-2) = 0
(+1) + (+5) + 3(-2) = 0
(+1) + (+7) + 4(-2) = 0
Molécula No. Oxidación del Cl H Cl O Suma
HCl
Cl2
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
-1
0
+1
+3
+5
+7
(+1) + (-1) = 0
(0) + (0) = 0
(+1) + (+1) + (-2) = 0
(+1) + (+3) + 2(-2) = 0
(+1) + (+5) + 3(-2) = 0
(+1) + (+7) + 4(-2) = 0
Estadosde
Oxidación
Número de FamiliaElemento (Fila 4 )No. de e- s y d
+1+2+3+4+5+6+7
ESTADOS DE OXIDACION DE LOS METALES DE TRANSICION DE LA FILA 4
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIBSc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
PROPIEDADES FÍSICASPROPIEDADES FÍSICAS
Tem
per
atu
ra º
C4000
2000
3000
1000
-273 0
-273 0
-273 0
-273 0
-273 0
Li
Be
B
C
O N F Ne
Cl Ar
Si
AlMg
Na P S
K
Ca
Ga
Ge
SeBr
Kr
As
TeSb
SnIn
Sr
Rb XeI
PbBi Po
At
RnTl
Ba
Cs
PUNTOS DE FUSION DE LOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS
1 H Gases
Inertes
VIIIA
Metales Tierras 2 He
Alcalinos Alcalinas Sólidos Gases Halógenos
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
3 Li 4 Be 5 B 7 N 8 O 9 F 10 Ne
11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 16 S 17 Cl 18 Ar
19 K 20 Ca 31 Ga 32 Ge 35 Br 36 Kr
(líquido)
37 Rb 38 Sr 49 In 52 Te 53 I 54 Xe
55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
51 Sb
15 P
33 As 34 Se
50 Sn
6 C
Irr
1 H G a s e s
I n e r t e s
V I I I A
M e t a le s T ie r r a s 2 H e
A lc a l in o s A lc a lin a s S ó l id o s G a s e s H a ló g e n o s
I A I I A I I I A I V A V A V I A V I I A
3 L i 4 B e 5 B 7 N 8 O 9 F 1 0 N e
1 1 N a 1 2 M g 1 3 A l 1 4 S i 1 6 S 1 7 C l 1 8 A r
1 9 K 2 0 C a 3 1 G a 3 2 G e 3 5 B r 3 6 K r
( l íq u id o )
3 7 R b 3 8 S r 4 9 I n 5 2 T e 5 3 I 5 4 X e
5 5 C s 5 6 B a 8 1 T l 8 2 P b 8 3 B i 8 4 P o 8 5 A t 8 6 R n
5 1 S b5 1 S b
1 5 P
3 4 S e5 1 S b
5 0 S n5 1 S b
6 C5 1 S b
3 3 A s5 1 S b
Irr
IrrIrr
Empaquecerrado(12)*
Empaquecaracentrada(8)
CúbicoSimple(6)
EmpaqueIrregular
IcosaedroBoro(5+)
Diamante(4)
EstructuradeHojas (3)
CadenasHelicoidales(2)
MoléculasTetraédricas(3)
Anillos(2)
MoléculasMonoatómicas
MoléculasDiatómicas
MoléculasDiatómicas(1)
* Numero de vecinos más cercanos
EMPAQUETAMIENTODE ATOMOSMETALICOS
ENLACES COVALENTESDE SOLIDOS
SOLIDOSMOLECULARES GASES
N N O O Ne
107 8 9
Nitrógeno Oxígeno
Flúor
Neón
Gases moleculares
Gas monoatómico
F F
2 2
2 2 2
2+ + + +
+++ C
BB BB
B B
B B
CC
C
Número atómico 3 4 5 6
Litio Berilio Boro Carbono
Sólidos metálicos Sólidos covalentes
B
C
C
C
CC
C2
+
+
+ +
+++
Si
+ + + +
+++
+ + + +
+++ CC
BB BB
B B
B B
BB BB
B B
B B
CC
CC
C
Número atómico 11 12 13 14
Sodio Magnesio Aluminio Silicio
Só lidos metálicos Só lidos covalentes
B
C
C
C
CC
C2 2 2
2 2 2
22 2
2 2 2
2
+
++
+ +
+++ + + +
+++
+ + + +
+++ CC
BB BB
B B
B B
BB BB
B B
B B
CC
CC
C
Número atómico 11 12 13 14
Sodio Magnesio Aluminio Silicio
Só lidos metálicos Só lidos covalentes
B
C
C CC
C C
CC
C2 2 2
2 2 2
22 2
2 2 2
2
+
++
+ +
++
ArAr
1815 16 17
Fósforo Azufre Cloro Argón
Gases moleculares
Gas monoatómico
Cl ClSS SSS
SSS
SS SSS
SSSP
P
P
P PP
P
P
ArAr
1815 16 17
Fósforo Azufre Cloro Argón
Gases moleculares
Gas monoatómico
Cl ClSS SSS
SSS
SS SSS
SSSP
P
P
P PP
P
P
Si
SiSiSi3+ 3+ 3+ 3+
3+ 3+ 3+ 3+
.
Sólido covalente
V A V I A V I I A
7 N 8 O 9 F
1 6 S 1 7 C l
3 5 B r
( líq u id o )
5 1 S b 5 2 T e 5 3 I
8 3 B i 8 4 P o 8 5 A t
5 1 S b5 1 S b
3 4 S e5 1 S b
3 3 A s5 1 S b
1 5 P
Moléculas gaseosas
OO
Moléculas gaseosas
OO
Moléculas gaseosas
N N
Moléculas gaseosas
N N
Moléculas sólidas
SS SSS
SSS
Moléculas sólidas
SS SSS
SSS
SS SSS
SSS
Moléculas sólidas
PP
P
P
Moléculas sólidas
PP
P
P
Punto de fusión• El 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.
• El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos.
• Para los de transición externa existe una tendencia a reducir su punto defusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos.
• Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.
Punto de fusión
Punto de ebullición
• Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba.
• En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel
Punto de ebullición
Puntos de fusión de los metales de transición del 4º periodo
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
1600
1800
2000
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32
Z
Pun
to d
e F
usió
n (o C
)
Ca
ScTi V
Cr
Mn
Ejercicio para aprender las tendencias de las variaciones
periódicas
Ejercicio para aprender las tendencias de las variaciones