Propiedades Periódicas

Propiedades Periódicas
Docente: Raquel Villafrades Torres
Química General
UPB
Introducción
Las propiedades periódicas son aquellas que varían de forma
regular por la posición que ocupan los elementos en la tabla
periódica.
Para comprender las propiedades periódicas es necesario
introducir el concepto de carga nuclear efectiva.
Carga nuclear efectiva
Carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la “carga positiva” que
siente un electrón.
Zefectiva = Z - σ
(σ = constante de apantallamiento)
Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos
En otras palabras, la carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la
fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones
externos.
Carga nuclear efectiva
Calc lemos la carga nuclear
Calculemos
n clear efectiva
efecti a de alg
algunos
nos elementos del período dos
Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos
3Li
1s2 2s1
Zefectiva ≈ 3 -2 = +1
5B
1s2 2s2 2p1
Zefectiva ≈ 5 -2 = +3
7N
1s2 2s2 2p3
Zefectiva ≈ 7 -2 = +5
9F
1s2 2s2 2p5
Zefectiva ≈ 9 -2 = +7
Carga nuclear efectiva (Zefectiva)
c
o
n
s
t
a
n
t
e
incrementando Zefectiva
A lo
l largo
l
d un mismo
de
i
período,
í d la
l carga nuclear
l
efectiva
f ti
aumenta de izquierda a derecha
A lo largo de un mismo grupo, la carga nuclear efectiva
permanece aproximadamente constante
Carga nuclear efectiva y efecto pantalla
A qué se debe
esta variación
c
o
n
s
t
a
n
t
e
incrementando Zefectiva
Existe un fenómeno
f
denominado efecto
f
pantalla, dicho efecto
f
consiste en el apantallamiento o protección que le brindan
los electrones internos a los externos de la fuerza de
atracción del núcleo.
Carga nuclear efectiva y efecto pantalla
Efecto pantalla: apantallamiento o protección que le brindan los
electrones internos a los externos de la fuerza de atracción del núcleo.
3Li
1s
1 2 2s
2 1
Zefectiva ≈ 3 -2
2 = +1
1
Para el Li, dos electrones internos protegen
muy bien a un solo electrón externo:
D electrones
Dos
l t
IInternos
t
Núcleo
del Litio
Buen efecto pantalla ⇒ Baja carga nuclear
Un electrón externo
9F
1s2 2s2 2p5
Zefectiva
≈ 9 -2
2 = +7
f ti
Para el Flúor, dos electrones internos deben proteger a siete electrones externos:
B j efecto
Bajo
f t pantalla
t ll ⇒ Alta
Alt carga nuclear
l
Primera propiedad periódica: Radio atómico
(a) En los metales (Fe), el radio atómico se define como la
mitad de la distancia entre los centros de dos átomos
adyacentes.
(b) Para el caso de moléculas diatómicas (Cl2), el radio
atómico se define como la mitad de la distancia entre los
centros de los dos átomos que constituyen la molécula.
¿ Y como varía el radio atómico?
incre
ementando
o el radio a
atómico
incrementando el radio atómico
¿ A que se debe esta variación en el radio
atómico?
A lo largo de un mismo periodo, el radio atómico
aumenta de derecha a izquierda como consecuencia de
la disminución en la carga nuclear, o sea, de la
disminución en la fuerza de atracción entre el núcleo y
los electrones externos.
A lo largo de un mismo
grupo, el radio atómico
aumenta de arriba hacia
abajo como consecuencia
del incremento en el
numero cuántico principal,
factor que contribuye en el
incremento del tamaño del
orbital y de la distancia
entre el núcleo y los
electrones externos.
¿ A que se debe la variación en el radio
atómico?
A continuación se muestra la relación entre la carga nuclear y
ell radio
di atómico
tó i en cuatro
t elementos
l
t del
d l tercer
t
período
í d
Z
e- internos
Na
11
10
1
186
Mg
12
10
2
160
Al
13
10
3
143
Si
14
10
4
132
Zefectiva
Radio (pm)
¿ Qué pasa cuando el átomo gana o pierde
electrones?
Cuanto un átomo pierde electrones se convierte en un
catión,, veamos:
11Na
+
Na
11
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6
Na
Na+
El catión siempre es más pequeño que el átomo
a partir del cual se formó debido a la disminución
en e
e
el numero
u e o cuá
cuántico
t co p
principal
c pa e
en su
configuración electrónica (desaparición de un
nivel de energía)
¿ Qué pasa cuando el átomo gana o pierde
electrones?
Cuanto un átomo gana electrones se convierte en un anión,
veamos:
9F
F
9
1s2 2s2 2p5
1s2
2s2
2p6
F
F-
El anión siempre
p es más g
grande q
que el átomo a
partir del cual se formó debido a la incorporación
de electrones en el ultimo subnivel, fenómeno que
ocasiona la expansión de la nube electrónica al
aumentar las fuerzas de repulsión entre e-
Comparación de radios atómicos con radios iónicos
Radios de iones (en pm) de elementos familiares
2. Energía de Ionización
La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol)
requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su
estado natural.
I1 + X (g)
X+(g) + e-
I1 primera energía de ionización
I2 + X+(g)
X2+(g) + e-
I2 segunda
seg nda energía de ionización
ioni ación
I3 + X2+(g)
X3+(g) + e-
I3 tercera energía
g de ionización
I1 < I2 < I3
Energías de ionización de los primeros 20 elementos
Al iincrementtar la prim
mera enerrgía de ion
nización
¿ Y como varía la energía de ionización?
Al incrementar la primera energía de ionización
¿ A que se debe esta variación en la energía de
ionización?
A lo largo de un mismo periodo, la energía de ionización aumenta de
izquierda a derecha como consecuencia de la disminución en el tamaño de los
átomos o sea,
átomos,
sea entre mas pequeño sea un átomo mas difícil será removerle
un electrón.
A lo largo de un mismo grupo, la
energía de ionización aumenta de
abajo hacia arriba, ya que los
electrones externos de los átomos
ubicados en los primeros periodos se
encuentran más cerca al núcleo que los
electrones de elementos ubicados en
periodos superiores.
La cercanía al núcleo dificulta la
remoción de los electrones.
electrones
Excepciones a las tendencias generales en la
energía de ionización
Las configuraciones electrónicas terminadas en s2, p3, p6, d5, d10 son simétricas y
corresponden a elementos estables, lo que les confiere una alta energía de
ionización.
Las excepciones mas notables se presentan entre los tres primeros elementos
de los grupos IIA y IIIA y de igual forma entre los tres primeros elementos de los
grupos VA y VIA
Variación de la primera energía de ionización
con el número atómico
Lleno n=1
Lleno n=2
Los elementos de la tabla periódica
con mas altas
lt energías
í de
d ionización
i i
ió
son los gases nobles.
Lleno n=3
Lleno n=4
Lleno n=5
3. Afinidad electrónica
La afinidad
L
fi id d electrónica
l tó i
mide
id la
l facilidad
f ilid d con que un átomo
át
recibe un electrón
Cuanto más estable se hace un átomo al recibir un electrón,
mayor es su afinidad electrónica.
Los halógenos o elementos del grupo VIIA son los que
presentan
t
l
las
afinidades
fi id d
electrónicas
l tó i
más
á altas
lt
( á
(más
positivas) de toda la tabla periódica.
X + 1e- → X-
3. Afinidad electrónica
Cuando
C
d no es favorable
f
bl energéticamente
éti
t recibir
ibi un electrón,
l t ó la
l
afinidad electrónica es NEGATIVA* .
Por ejemplo, la adición de un electrón a un gas noble requeriría
que el electrón residiera en una nueva subcapa de mayor
energía un caso similar se presenta en el Be y el Mg .
energía,
10Ne
Ne
10
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s1
* Nota: Dependiendo
p
del texto en el q
que usted consulte,, la afinidad electrónica se
expresa de forma positiva o negativa cuando el proceso no es favorable. En
nuestro caso seguiremos la convención propuesta en el texto Química,
Raymond Chang.
Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementos
representativos y de los gases nobles
4. Electronegatividad
La electronegatividad puede
considerarse una propiedad
periódica,
iódi
CONSULTAR EN
QUE CONSISTE
5. Carácter metálico
Representa la capacidad de un elemento para exhibir
propiedades de metal (lustre, maleabilidad, ductilidad, buena
conductividad eléctrica y térmica).
5. Características de los metales
Aparte de las propiedades previamente mencionadas para los
metales, se debe tener en cuenta que:
* Los
L metales
t l tienen
ti
radios
di atómicos
tó i
elevados
l
d
* Tienen bajas energías de ionización, es decir, se les
pueden
d
remover electrones
l t
con mucha
h facilidad.
f ilid d En
E la
l
tabla se muestran algunos cationes comunes para los metales
(Color celeste).
5. Características de los metales
* Tienen bajas afinidades electrónicas, no se les facilita recibir
electrones.
Por el contrario,, los NO METALES:
•Tienen
Tienen radios atómicos pequeños como consecuencia de la
fuerte atracción que ejerce el núcleo sobre sus electrones
externos (alta carga nuclear)
•Poseen altas energías de ionización, es muy complicado
removerles un electrón
•Poseen
P
afinidades
fi id d
electrónicas
l tó i
elevadas,
l
d
reciben
ib
fá il
fácilmente
t
electrones
Características de los NO METALES
GRACIAS POR SU ATENCION