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Relaciones Periódicas
Capítulo 8
Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
2
¿Cuando se descubrieron los elementos?
3
ns
1
ns
2
ns
2n
p1
ns
2n
p2
ns
2n
p3
ns
2n
p4
ns
2n
p5
ns
2n
p6
d1
d5
d1
0
4f
5f
Configuraciones electrónicas
4
Clasificación de los elementos
Example 8.1
Un átomo de cierto elemento tiene 15 electrones. Si consultar
la tabla periódica conteste:
(a) ¿Cuál es la configuración electrónica del elemento?
(b) ¿Cómo se puede clasificar?
(c) ¿es diamagnético o paramagnético?
Example 8.1
Solución
(a) Para n = 1 hay un orbital s(2 electrones); para n = 2
tenemos un orbital 2s orbital (2 electrones) y tres orbitales
2p (6 electrones); para n = 3 tenemos orbitales 3s (2
electrones). Los electrones que faltan 15 − 12 = 3 y se
ubican en orbitales 3p . La configuración electrónica es:
1s22s22p63s23p3.
(b) Ya que el subnivel p no está completamente lleno, es un
elemento representativo. Basado en la información dada no
podemos saber si es metal, nometal o metaloide.
(c) Según la regla de Hund, los tres electrones en los orbitales
3p tienen spines paralelos (tres electrones desapareados).
Entonces el elemento es paramagnético.
7
Configuraciones electrónicas de Cationes y Aniones de
Elementos Representativos
Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]
Los cationes,al perder
electrones se quedan con la
configuración del gas noble.
H 1s1 H- 1s2 or [He]
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 o [Ne]
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 o [Ne]
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 o [Ne]
Los aniones, al ganar
electrones quedan con
la configuración del gas
noble.
8
+1
+2
+3
-1
-2
-3
Cationes y Aniones de Elementos Representativos
9
Na+: [Ne] Al3+: [Ne] F-: 1s22s22p6 o [Ne]
O2-: 1s22s22p6 or [Ne] N3-: 1s22s22p6 o [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2-, y N3- son isoelectrónicos con Ne
Isoelectrónico: tienen el mismo número de electrones y
por consiguiente la misma configuración electrónica
10
Configuraciones electrónicas de cationes de Metales
de transición
Cuando se forma un catión de un metal de transición , los
eletrones se remueven siempre primero del orbital ns y luego
de los orbitales (n – 1)d.
Fe: [Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 or [Ar]3d6
Fe3+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5
Mn: [Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 or [Ar]3d5
11
Carga nuclear efectiva (Zeff) es la “carga positiva” que
siente un electrón.
Na
Mg
Al
Si
11
12
13
14
10
10
10
10
1
2
3
4
186
160
143
132
Zeff Core Z Radio (pm)
Zeff = Z - s 0 < s < Z (s = constante de apantallamiento)
Zeff Z – número de electrones internos o del core
12
Carga nuclear efectiva (Zeff)
aumenta Zeff
Aum
enta
Zeff
13
Radio Atómico
Radio metálico Radio covalente
14
15
Tendencias en radio atómico
Example 8.2
Refente a la tabla periodica, ordene los siguientes átomos de
acuerdo al aumento de su radio atómico: P, Si, N.
Example 8.2
Solución N y P están en el mismo grupo (Grupo 5A).
Entonces el radio de N es menor que el de P (el radio atómico
aumenta al bajar en un grupo).
Ambos, Si y P están en el tercer periodo, Si está a la izquierda
de P. Entonces, el radio de P es más pequeño que el de Si (el
radio atómico disminuye cuando nos movemos de izquierda a
derecha e un periodo).
Así, el orden de aumento en el radio queda:
N < P < Si
18
Comparación de radio atómico con radio iónico
19
Catión es siempre más pequeño que el
átomo del cual se forma.
Anión es siempre mas grande que el
átomo del cual se forma.
20
Radios de iones de algunos elementos (in pm)
Example 8.3
Para cada uno de los siguientes pares indique cuál de las dos
especies es mas grande:
(a) N3− o F-
(b) Mg2+ o Ca2+
(c) Fe2+ o Fe3+
Example 8.3
Estrategia Al comparar radios iónicos, es útil clasificar los
iones en tres categorias:
(1) Iones isoelectronicos
(2) iones que tienen la misma carga y se generan a partir de
átomos del mismo grupo, y
(3) iones que tienen cargas diferentes pero se originan a partir
del mismo átomo.
En el caso (1), los iones que tienen una carga negativa mayor
son mas grandes; en el caso (2), los iones de átomos que
tienen un mayor número atómico son mas grandes; en el caso
(3), los iones que tienen menor carga positiva son más
grandes.
Example 8.3
Solución
(a) N3− y F− son aniones isoelectónicos, ambos contienen 10
electrones. Ya que N3− tiene solo siete protones y F− tiene
nueve, la atracción menor ejercida por el núcleo sobre los
electrones tiene como consecuencia que N3− sea más
grande.
(b) Ambos,Mg y Ca pertenecen al grupo 2A (metales alcalino-
terreos). Así, Ca2+ es más grande que Mg2+ ya que los
electrones de valencia de Ca están en un nivel más alto (n
= 4) que los de Mg (n = 3).
(c) Ambos iones tienen la misma carga nuclear, pero Fe2+ tiene
un electrón más (24 electrones comparado con 23
electrones para Fe3+) y entonces el radio Fe2+ es mayor.
24
Química en Acción: El tercer elemento
Líquido? L
iqu
id?
117 elementos, 2 son liquidos a 250C – Br2 and Hg
223Fr, t1/2 = 21 minutes
25
La energía de ionización s es la energía mínima (kJ/mol)
requpara emover un electrón de un átomo gaseoso en su
estado fundamental.
I1 + X (g) X+
(g) + e-
I2 + X+(g) X
2+(g) + e-
I3 + X2+(g) X
3+(g) + e-
I1 Primera energía de ionización
I2 segunda energía de ionización
I3 tercera energía de ionización
I1 < I2 < I3
26
27
n=1 lleno
n=2 lleno
n=3 lleno
n=4 lleno n=5 lleno
Variación de la Primera Energía de Ionización con el
número atómico
28
Tendencias Generales para la
Primera Energía de Ionización
Aumento de la Primera Energía de Ionización
Incre
asin
g F
irst Io
niz
atio
n E
ne
rgy
Example 8.4
(a) ¿Cuál átomo tendría una primera energía de ionización más
pequeña: oxígeno o azufre?
(b) ¿Cuál átomo tendría una segunda energía de ionización
mas alta: litio o berilio?
Example 8.4
Solución
(a) Oxigeno y azufre pertenecen al grupo 6A. Tienen la misma
configuración electrónica de valencia (ns2np4), pero el
electrón en azufre está más lejos del nucleo y experimenta
menos atracción nuclear que el electrón 2p del
oxígeno.electron in oxygen. Así, predecimos que el azufre
tendría menos primera energía de ionización que el
oxígeno.
Example 8.4
(b) La configuración electrónica de Li y Be es: 1s22s1 y 1s22s2,
respectivamente. La segunda energía de ionización es la
energía minima requerida para remover un electrón desde
un ión unipositivo gaseoso en su estado fundamental. Para
el segundo proceso escribimos:
Ya que los electrones 1s apantallan a 2s mas efectivamente
que lo que se apantallan entre si, predecimos que sería
más facil remover un electrón 2s del Be+ que remover un
electrón1s de Li+.
32
Afinidad Electrónica es la cantidad negativa del cambio de
energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un
átomo en estado gaseoso para formar un anión.
X (g) + e- X-(g)
F (g) + e- F-(g)
O (g) + e- O-(g)
DH = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol
DH = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol
33
34
Variación de Electroafinidad con el número atómico (H – Ba)
Example 8.5
¿Por que las electroafinidades de los metales alcalinotérreos
mostrados en la tabla 8.3 son negativas o positivas pequeñas?
Example 8.5
Solución La configuración de los alcalinotérreos termina
en ns2, donde n es el número cuántico principal mas alto.Para
el proceso:
Donde M es un miembro del grupo 2A, el electrón extra debe
entrar en un subnivel np, el cual está efectivamente
apantallado por dos electrones ns (los ns son más penetrantes
que los np) y que los internos. Consequentemente, los alcalino
terreos tienen muy pequeña tendencia a adquirir un electrón
extra.
37
Relaciones diagonales en la tabla periódica
38
Elementos del Grupo 1A (ns1, n 2)
M M+1 + 1e-
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)
4M(s) + O2(g) 2M2O(s)
Incre
asin
g r
eactivity
39
Elementos del Grupo 1A (ns1, n 2)
40
Elementos del Grupo 2A (ns2, n 2)
M M+2 + 2e-
Be(s) + 2H2O(l) No Reacciona In
cre
asin
g r
eactivity
Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(aq) + H2(g)
M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba
41
Elementos del Grupo 2A (ns2, n 2)
42
Elementos del Grupo 3A (ns2, np1 n 2)
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)
2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+
(aq) + 3H2(g)
43
Elementos del Grupo 3A (ns2, np1 n 2)
44
Elementos del Grupo 4A (ns2, np2 ,n 2)
Sn(s) + 2H+(aq) Sn2+
(aq) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+(aq) Pb2+
(aq) + H2 (g)
45
Elementos del Grupo 4A (ns2, np2 ,n 2)
46
Elementos del Grupo 5A (ns2, np3 ,n 2)
N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq)
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq)
47
Elementos del Grupo 5A (ns2, np3 ,n 2)
48
Elementos del Grupo 6A (ns2, np4 ,n 2)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)
49
Elementos del Grupo 6A (ns2, np4 ,n 2)
50
Elementos del Grupo 7A (ns2, np5 ,n 2)
X + 1e- X-1
X2(g) + H2(g) 2HX(g)
Incre
asin
g r
eactivity
51
Elementos del Grupo 7A (ns2, np5 ,n 2)
52
Elementos del Grupo 8A (ns2, np6 ,n 2)
Subiveles ns y np completamente llenos.
La mas alta energía de ionización de todos
los elementos.
No tienen tendencia a aceptar electrones .
53
Compuestos de los Gases Nobles
Existen varios compuestos de Xe: XeF4, XeO3,
XeO4, XeOF4 .
Y unos pocos de kripton (ejemplo KrF2) han
sido preparados.
54
Química en Acción: Descubrimiento de los gases
nobles
Sir William Ramsay