2.2 Pro Prop p i edades atóm tómicas icas y su variación periódica
Institu to Tecno Tecno lógic o de Toluc a Departamento De partamento d e Ingeniería Ingeniería Química Química y Bioq uímica
2.2 Propiedades Atómicas y su Variación Periódica.
❇ La
configuración electrónica de los elemen elementos tos muestr muestra a una vari variac ación ión periódica al aumentar el número atómico.
❇ Como
consecuencia, los elementos también presentan variaciones en sus propieda propiedades des físic físicas as y en su comportamiento químico. químico.
2.2 Propiedades Atómicas y su Variación Periódica.
❇ La
configuración electrónica de los elemen elementos tos muestr muestra a una vari variac ación ión periódica al aumentar el número atómico.
❇ Como
consecuencia, los elementos también presentan variaciones en sus propieda propiedades des físic físicas as y en su comportamiento químico. químico.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇ Debido
a que los electrones tienen carga negativa, son atraídos hacia el núcleo, el cual tiene carga positiva (protones). (protones).
❇
Much cha as de las propiedades de los átomos dependen de sus configuraciones electrónicas y de qué tan fuerte sus electrones externos son atraídos hacia el núcleo.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇
La ley de Coulomb nos dice que la fuerza de interacción entre dos cargas eléctricas depende de las magnitudes de las cargas y de la distancia entre ellas.
❇ La
fuerza de atracción entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia promedio entre el núcleo y el electrón.
❇ La
fuerza de atracción aumenta conforme la carga nuclear se incrementa y disminuye conforme el electrón se aleja del núcleo.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇ En
un átomo polielectrónico cada electrón es atraído simultáneamente hacia el núcleo y es repelido por los demás electrones.
❇ Existen
tantas repulsiones electrón-electrón que no es posible analizar la situación con exactitud.
❇ Podemos
tratar a cada electrón de manera individual como si se moviera en el campo el campo eléctrico neto creado neto creado por el núcleo y la densidad electrónica de los demás electrones.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇
Se puede visualizar este campo como si proviniera de una sola carga positiva ubicada en el núcleo, la cual se llama carga nuclear efectiva, Zef
❇ La
carga nuclear efectiva es menor que la carga nuclear real, pues la carga nuclear efectiva también es responsable de la repulsión de otros electrones en el átomo sobre el electrón.
❇ Un
electrón de valencia es atraído hacia el núcleo del átomo y es repelido por los demás electrones
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇
Los electrones internos protegen parcialmente o presentan un efecto pantalla a los electrones externos de la atracción del núcleo.
❇
Se puede escribir una relación sencilla entre la carga nuclear efectiva y el número de protones en el núcleo: Zef = Z - S
❇ El
factor S es un número positivo llamado constante de pantalla.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. Para ilustrar la protección de los electrones, analicemos lo siguiente: ❇ Se
requiere de 2373KJ de energía para quitar el primer electrón de un mol de átomos de He y una energía de 5251kJ para quitar el segundo electrón; esta mayor energía se debe a que cuando queda un solo electrón no existe el efecto pantalla contra la carga nuclear +2.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇ El
factor S representa la parte de la carga nuclear que es protegida por los otros electrones en el átomo para que no afecte al electrón de valencia.
❇ El
valor de S generalmente es un número cercano al número de electrones internos en un átomo.
❇
Los electrones en la capa de valencia no se protegen entre sí de forma efectiva, pero sí afectan ligeramente el valor de S.
❇ Esto
quiere decir que los electrones de un determinado nivel están apantallados por los electrones de niveles internos, pero no por los electrones de los niveles externos.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇
El sodio tiene una configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1, el centro consta de 10 electrones por lo que se esperaría que el electrón de valencia 3s del átomo de sodio experimentara una carga nuclear efectiva de aproximadamente 11-10 = +1.
❇ La
situación es más compleja debido a la distribución electrónica en los orbitales atómicos.
❇
El valor de Zef obtenido de cálculos detallados indica que la carga nuclear efectiva que actúa sobre el electrón 3s
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. En muchos átomos, se dice que cada electrón experimenta menos carga que la nuclear real debido al blindaje o apantallamiento provocado por otros electrones. Para cada electrón en un átomo, las reglas de Slater proporcionan un valor para la constante de apantallamiento, representada por σ. La carga nuclear efectiva se define como la carga nuclear real (Z) menos la constante de apantallamiento causada por los electrones que intervienen entre el núcleo y el electrón de valencia. Carga nuclear efectiva, Z* = Z - σ donde, Z= número atómico, σ = constante de blindaje o apantallamiento. Para calcular la carga nuclear efectiva (Z*) necesitamos el valor de la constante de apantallamiento (σ), que se puede calcular utilizando las siguientes reglas.
2.2.1 Reglas de Slater. 1. Anota la configuración electrónica del elemento de la forma que se muestra a continuación. • (1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) (5d) … • Completa los electrones siguiendo el principio de Aufbau. • Cualquier electrón a la derecha del electrón de interés no contribuye
a la constante de apantallamiento. • La constante de apantallamiento para cada grupo se compone como la suma de las siguientes contribuciones: • Todos los electrones en el mismo grupo que el electrón de int er és apant al lan has ta 0,35 unidades de la car ga nuc lear exc epto el gr upo 1s, m ientr as que los otr os el ec tr ones sól o contribuyen con un 0,30. • Si el grupo es del tipo [s, p], la contribución es de 0,85 para cada
electrón de la capa (n-1) y una cantidad de 1,00 para cada electrón de la capa (n-2) y de las capas menores a ésta.
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. Po r ej em pl o: (a) Cal cu le l a c ar ga n uc lear ef ec ti va del n it ró gen o p ar a el electrón 2p.
Configuración electrónica: (1s 2) (2s2, 2p3).
•Constante de apantallamiento, σ = (0.35 × 4) + (0.85 •Carga nuclear efectiva, Z* = Z – σ = 7 – 3.10 = 3.90
×
2) = 3.10
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. Calcule la carga nuclear efectiva y la constante de apantallamiento que s e o bser va en el el ec tr ón 3p d el s il ic io.
Configuración electrónica: (1s 2) (2s2, 2p6)(3s2, 3p2).
•σ = (0.35 × 3) + (0.85 × 8) + (1 •Z* = Z – σ = 14 – 9.85 = 4.15
×
2) = 9.85
Calcu le la carga nuclear efecti va en el zinc para los electro nes 4s y 3d.Configuración electrónica:
(1s2) (2s2, 2p6)(3s2, 3p6)(3d10)(4s2).
•Para el electrón 4s, •σ = (0,35 × 1) + (0,85 × 18) + (1 × 10) = 25,65 •Z* = Z – σ = 30 – 25,65 = 4,35 •Para el electrón 3d, •σ = (0,35 × 9) + (1 × 18) = 21,15 •Z* = Z – σ = 30 – 21,15 = 8,85
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. Calcu le la carga nuclear efecti va para uno de los electr ones 6s del tungsteno.
(No. Atómico =74) Configuración electrónica: (1s 2) (2s2, 2p6)(3s2, 3p6)(4s2, 4p6) (3d10) (4f 14) (5s2, 5p6)(5d4), (6s2) •σ = (0.35 × 1) + (0.85 × 12) + (1 •Z* = Z – σ = 74 – 70.55 =3.45
×
60) = 70.55
2.2.1 Carga Nuclear Efectiva. ❇
La carga nuclear efectiva aumenta cuando nos movemos a través de cualquier fila (periodo) de la tabla.
❇ Si
descendemos en un grupo (familia) la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones de valencia cambia en menor medida que como lo hace a través de un periodo.
❇ Aumenta
ligeramente cuando descendemos en una familia ya que los electrones internos que ocupan más capas son menos capaces de proteger a los electrones externos de la carga nuclear.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇ Existen
numerosas propiedades físicas (densidad, punto de fusión, punto de ebullición) que están relacionadas con el tamaño de los átomos, pero el tamaño atómico es algo difícil de definir.
❇ La
densidad electrónica se extiende más allá del núcleo, aunque se piensa en el tamaño atómico como el volumen que contiene alrededor del 90% de la densidad electrónica total alrededor del núcleo.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇ De
acuerdo con la mecánica cuántica un átomo no tiene un radio bien definido, solo de una forma aproximada e imprecisa se puede considerar al átomo como una esfera, y por tanto hablar de su “radio”.
❇ Existen
diferentes definiciones de radio atómico, cada una de las cuales lleva consigo un método experimental de cálculo. Puede variar entre 30 o 300 pm, o lo que es lo mismo, entre 0.3 y 3 Å.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇
El tamaño de un átomo se define en términos de su radio atómico, que es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes.
❇ Para
los átomos que están unidos entre sí formando una red tridimensional, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos vecinos (radio atómico metálico).
❇ Para
elementos que existen como moléculas diatómicas sencillas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una molécula específica (radio atómico covalente).
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇ Los
radios atómicos están determinados en gran medida por la fuerza de atracción entre los electrones del nivel externo y el núcleo.
❇ Cuanto
más fuerte es la carga nuclear efectiva, mayor es la fuerza con que los electrones son atraídos por el núcleo y menor es el radio atómico.
❇
Considere los elementos del segundo periodo (desde el litio hasta el flúor): 1s2 2s1 2 2 4Be: 1s 2s 2 2 1 5B: 1s 2s 2p 2 2 2 6C: 1s 2s 2p 2 2 3 7N: 1s 2s 2p 2 2 4 8O: 1s 2s 2p 3Li:
Al desplazarse hacia la izquierda se encuentra que los electrones internos (1s2) permanecen constantes, en tanto que la carga nuclear aumenta.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇
A medida que la carga nuclear efectiva aumenta, el radio atómico disminuye de manera constante desde el litio hasta el flúor.
❇ Tomando
como base la familia IA; como el tamaño de los orbitales aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal n (período), el tamaño de los átomos aumenta desde el litio hasta el cesio. Se aplica el mismo razonamiento para los elementos de los otros grupos.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇
No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados Se habla de radio covalente, radio iónico o de radio metálico.
❇
En los enlaces metálicos se define un radio metálico como la mitad de la distancia entre dos átomos contiguos en un sólido metálico.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇ Cuando
dos átomos se unen químicamente entre sí, como en el caso del molécula de cloro (Cl2) existe una interacción atractiva entre los dos átomos que da lugar a un enlazante químico.
❇ Esta
interacción atractiva hace que los dos átomos se acerquen más de lo que estarían en una colisión no enlazante.
❇ La
distancia que separa a los núcleos de los átomos cuando están unidos químicamente entre sí se conoce como radio atómico enlazante (o radio atómico covalente), y es más corta que el radio atómico no enlazante.
2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico. ❇
El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
❇
Los aniones tienen radios mayores que los átomos neutros: al añadir electrones crece la repulsión electrónica.
❇
Los cationes tienen radios menores que los átomos neutros: sus electrones de valencia sufren mayor fuerza de atracción por parte del núcleo al faltar electrones.
2.2.3 Energía de ionización. ❇
La estabilidad de los electrones de valencia se refleja directamente en la energía de ionización de los átomos.
❇ La
energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) que se requiere para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.
❇ Esta
definición específica el estado gaseoso porque un átomo en estado gaseoso no está influenciado por los átomos vecinos, y por lo tanto, no existen fuerzas intermoleculares que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de energía de ionización.
2.2.3 Energía de ionización. ❇ La
energía de ionización nos da una idea de qué tan fuertemente está unido el electrón al átomo.
❇
Cuando mayor es la energía de ionización es más difícil quitar el electrón.
❇ Para
los átomos polielectrónicos la cantidad necesaria para quitar el primer electrón del átomo en su estado fundamental: Energía + X(g)
❇
X+(g) + e-
Se denomina primera energía de ionización (I1).
2.2.3 Energía de ionización. ❇ La
segunda energía de ionización (I2) y la tercera energía de ionización (I3) se muestran a continuación: Energía + X+ (g)
X+2(g) + 2e-
Energía + X+2 (g)
X+3(g) + 3e-
❇ Cuando
se quita un electrón de un átomo neutro disminuye la repulsión entre los electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para quitar otro electrón del ion cargado positivamente, por lo tanto: I1 < I2 < I3 < …
2.2.3 Energía de ionización. ❇ Dentro
de cada periodo de la tabla periódica, la energía de ionización generalmente aumenta cuando aumenta el número atómico.
❇
Los metales alcalinos presentan la energía de ionización más baja en cada fila y los gases nobles muestran la más alta.
❇ Existen
ciertas irregularidades en esta tendencia debido a la configuración electrónica de los elementos.
❇ Dentro
de cada grupo la energía de ionización generalmente disminuye cuando aumenta el número atómico.
❇
Por ejemplo en los gases nobles las energías de ionización siguen el orden: He > Ne > Ar > Kr > Xe.
2.2.4 Afinidad electrónica. ❇ Otra
propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su capacidad para aceptar uno o más elementos. Esta propiedad se llama afinidad electrónica, la cual es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. X(g) + e-
X-(g)
2.2.4 Afinidad electrónica. ❇
El signo de la afinidad electrónica es el contrario al que utiliza para la energía de ionización. Un valor positivo para la afinidad electrónica significa que cuando se agrega un electrón a un átomo libera energía: F(g) + e-
❇
F-(g)
H= -328 kJ/mol
El signo del cambio de entalpía significa que es un proceso exotérmico (que libera energía); sin embargo, a la afinidad electrónica del flúor se le asigna un valor de +328 kJ/mol.
❇ Por
lo tanto se puede pensar en la afinidad electrónica como la energía que se debe suministrar para quitar un electrón de un átomo negativo. Por tanto, para quitar un electrón del ion fluoruro se tiene que: F-(g)
F(g) + e-
H= +328 kJ/mol
2.2.4 Afinidad electrónica. ❇ La
afinidad electrónica de un elemento es igual al cambio de entalpía que acompaña al proceso de ionización de su anión.
❇ Un
valor grande positivo de afinidad electrónica significa que el ión negativo es muy estable (el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón), al igual que una alta energía de ionización de un átomo significa que el átomo es muy estable.
❇ La
afinidad electrónica se determina experimentalmente quitando el electrón adicional de un anión, aunque es difícil de medir porque los aniones de muchos elementos son inestables.
2.2.4 Afinidad electrónica. ❇ La
tendencia a aceptar electrones aumenta (es decir, los valores de afinidad electrónica se hacen más positivos) al moverse de izquierda a derecha en un periodo.
❇
Las afinidades electrónicas de los metales por lo general son menores que las de los no metales.
❇
Dentro de un grupo la variación de los valores es pequeña.
❇
Los halógenos tienen los valores más altos de afinidad electrónica.
❇ Algunos
cálculos han demostrado que los valores de afinidad electrónica de los gases nobles son menores que cero.
❇
Así, los aniones de estos gases, si se formaran, serían muy inestables.
2.2.5 Número de oxidación. ❇ Con
excepción de los gases nobles, ningún elemento existe en la naturaleza como átomo individual.
❇
Los elementos pueden agruparse como metales, no metales y metaloides.
❇ Aproximadamente
tres cuartos de los elementos son metales y están situados en las secciones izquierda y media de la tabla.
❇ Los
no metales se encuentran en la esquina superior derecha y los metaloides están entre los metales y los no metales.
❇
Observe que el hidrógeno es un no metal a pesar de estar ubicado en la parte derecha de la tabla.
2.2.5 Número de oxidación. Algunas propiedades de los metales son: ❇ Tienen ❇ ❇ ❇ ❇
un acabado brillante, diferentes colores, aunque la mayoría son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles. Son buenos conductores del calor y la electricidad. La mayoría de los óxidos metálicos son sólidos iónicos que son básicos. Tienden a formar cationes en disoluciones acuosas.
2.2.5 Número de oxidación.
Galio
Estaño
2.2.5 Número de oxidación. Algunas propiedades de los no metales son: No tienen brillo, diferentes colores. ❇ Los sólidos son generalmente quebradizos; algunos son duros y otros blandos. ❇ Son malos conductores del calor y la electricidad. ❇ La mayoría de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman disoluciones ácidas. ❇ Tiende a formar aniones u oxianiones en disoluciones acuosas. ❇
2.2.5 Número de oxidación.
Fósforo blanco
Azufre
Selenio
2.2.5 Número de oxidación. ❇ A
mayores propiedades físicas y químicas de metales presente en un elemento mayor es su carácter metálico.
❇ Éste
por lo general aumenta conforme se desciende en un grupo de la tabla periódica y aumenta de derecha a izquierda en un periodo.
2.2.5 Número de oxidación. ❇
El estado de oxidación (o número de oxidación) de un elemento representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado; este número siempre debe ser un número entero.
❇ El
número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
❇ Y
será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
2.2.5 Número de oxidación. ❇
Los metales tienden a tener energías de ionización bajas, y por lo tanto tienden a formar iones positivos con relativa facilidad.
❇ Debido
a esto los metales se oxidan (pierden electrones) cuando experimentan reacciones químicas.
❇ Muchos
metales son oxidados por una variedad de sustancias comunes, como el oxígeno gaseoso y los ácidos. La mayoría de los óxidos metálicos son básicos.
Na2O(s) + H2O(l)
2NaOH(ac)
CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2(ac)
2.2.5 Número de oxidación. ❇
Los compuestos de metales con no metales tienden a ser sustancias iónicas. Los no metales tienden a ganar electrones cuando reaccionan con metales.
❇ Los
compuestos formados por completo por no metales son generalmente sustancias moleculares; por ejemplo, los óxidos, halogenuros e hidruros de metales son sustancias moleculares que tienden a ser gases, líquidos o sólidos debajo punto de fusión.
❇
La mayoría de los óxidos no metálicos son ácidos. CO2 (g) + H2O(l)
P4O10(s) + 6H2O(l)
H2CO3(ac)
4 H3PO4(ac)
2.2.5 Número de oxidación. ❇ La
mayoría de los óxidos no metálicos se disuelven en disoluciones básicas para formar una sal más agua: CO2 (g) + 2NaOH(ac)
Na2CO3(ac) + H2O(l)
2.2.5 Número de oxidación. ❇
Los metaloides tiene propiedades intermedias entre las de los metales y las de los no metales.
❇ Pueden
tener algunas propiedades metálicas características pero carecer de
otras. ❇
Por ejemplo, el silicio parece metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la electricidad tan bien como los metales.
❇ Los
compuestos de metaloides pueden tener características de los compuestos metálicos o no metálicos, según el compuesto específico.
2.2.5 Número de oxidación.
Arsénico
Antimonio
Telurio
2.2.5 Número de oxidación. ❇ Varios
metaloides (en especial el silicio) son semiconductores eléctricos y son utilizados en la fabricación de circuitos integrados y chips de computadoras.
❇
El silicio muy puro es un aislante eléctrico, pero su conductividad puede aumentar considerablemente por la adición de impurezas específicas (dopantes).
2.2.5 Número de oxidación.
2.2.5 Número de oxidación.
2.2.6 Electronegatividad. ❇
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo.
❇
Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
❇ Pauling
la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así.
❇ Sus
valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo.
❇
El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0.7.
