Relaciones Periódicas entre los Elementos Capítulo 8 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. ¿Cuándo los elementos fueron descubiertos? 8.1 La tabla periódica • Siglo XIX muchos avances en la química permitió aislar elementos elementos conocidos aumentaron de 31 en 1800 a 63 en 1865. • Los científicos comenzaron a buscar formas de clasificarlos de acuerdo a su utilidad. – Un ruso, Dmitri Mendeleev – Un alemán, Lothar Meyer – Publicaron esquemas de clasificación casi idénticos, en 1869, sin trabajar juntos. • Las propiedades de los elementos similares ocurrian periódicamente si se arreglaban en orden creciente de peso atómico. – Los científicos de aquella época no tenían conocimiento del número atómico. La tabla periódica • Aunque ambos científicos llegaron basicamente a las mismas conclusiones, el crédito siempre se le ha dado a Mendeleev, ya que promovió sus ideas incansablemente y estimuló mucho trabajo en química. • Su insistencia en que los elementos con características similares debían ordenarse en las mismas familias lo obligó a dejar varios espacios en blanco en su tabla, para acomodar elementos que no se habían aislado, pero que “tenían” que existir. • Mendeleev propuso el eka-aluminio y el eka-silicio para los elementos que conocemos hoy día como Galio (Ga) y Germanio (Ge). ¿Cuán buena fué su predicción? Veamos… http://www.news.cornell.edu/stories/June06/Me ndeleev.jpg Propiedad a describir Predicción de eka-silicio hecha en el 1871 Propiedades del Germanio descubierto en 1886 Peso atómico 72 72.59 Densidad (g/cm3) 5.5 5.35 Calor específico (J/g-K) 0.305 0.309 Punto de fusión (oC) Alto 947 Color Gris oscuro Blanco grisáceo Fórmula del óxido XO2 GeO2 Densidad del óxido (g/cm3) 4.7 4.7 Fórmula del cloruro XCl4 GeCl4 Punto de ebullición del cloruro poco menor de 100 84 Francio: ¿El 3er elemento líquido? 113 elementos, 2 son líquidos a 250C – Br2 y Hg 223Fr, t1/2 = 21 minutos ¿Líquido? d10 d5 d1 ns2np6 ns2np5 ns2np4 ns2np3 ns2np2 ns2np1 ns2 ns1 Configuración electrónica de estado raso 4f 5f 8.2 Configuraciones electrónicas de cationes y aniones ee elementos representativos Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] Los átomos ganan electrones de manera tal que el anión tiene configuración electrónica externa de gase noble. Los átomos pierden electrones de manera tal que el catión tiene configuración electrónica externa de 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] 8.2 -1 -2 -3 +3 +2 +1 Cationes y Aniones de elementos representativos 8.2 Na+: [Ne] Al3+: [Ne] O2-: 1s22s22p6 or [Ne] F-: 1s22s22p6 o [Ne] N3-: 1s22s22p6 o [Ne] Na+, Al3+, F-, O2-, and N3- son todos isoelectrónicos con Ne ¿Qué átomo neutral es isoelectrónico con H- ? H-: 1s2 Misma configuración electrónica de He 8.2 Configuraciones electrónicas de cationes de metales de transición Cuando un catión se forma de un átomo de un metal de transición, los electrones siempre son removidos primero del orbital ns y luego de los orbitales (n – 1)d Fe: [Ar]4s23d6 Fe2+: [Ar]4s03d6 o [Ar]3d6 Mn: [Ar]4s23d5 Mn2+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5 Fe3+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5 8.2 Carga nuclear efectiva (Zeff) es la “carga positiva” que siente un electrón. Zeff = Z - σ 0 < σ < Z (σ = constante de apantallamiento) Estimamos σ como el número de e– de capas internas Zeff ≈ Z – número de electrones de capas internas Z Capa Zeff interna 1 10 Radio atómico (pm) 186 Na 11 Mg 12 10 2 160 Al 13 10 3 143 Si 14 10 4 132 8.3 Carga nuclear efectiva (Zeff) increasing Zeff increasing Zeff 8.3 8.3 Comparación de radio atómico y radio iónico El catión siempre es mas pequeño que el átomo del que se formó. El anión siempre es mas grande que el átomo del que se formó. 8.3 El radio (en pm) de iones de elementos familiares ¿radio de series isoelectrónicas? 8.3 Energía de ionización es la cantidad mínima de energía (en kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo en estado raso en estado gaseoso. I1 + X (g) X+(g) + e- I1 primera energía de ionización I2 + X+(g) X2+(g) + e- I2 segunda energía de ionización I3 + X2+(g) X3+(g) + e- I3 tercera energía de ionización I1 < I2 < I3 8.4 Tendencias generales en primeras energías de ionización Increasing First Ionization Energy Increasing First Ionization Energy 8.4 Variación de la primera energía de ionización con Z Capa n=1 llena Capa n=2 llenal Capa n=3 llena Capa n=4 llena Capa n=5 llena 8.4 8.4 Afinidad electrónica es el negativo del cambio en energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un átomo en estado raso en su forma gaseosa para formar un anión. X (g) + e- X-(g) F (g) + e- X-(g) ∆H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol O (g) + e- O-(g) ∆H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol 8.5 8.5 Propiedades de las familias de elementos • ¿Por qué todos los elementos alcalinos forman cationes de +1? • ¿Porqué todos forman soluciones básicas si son disueltos en agua? Elementos del grupo 1A (ns1, n ≥ 2) M+1 + 1e- 2M(s) + 2H2O(l) 4M(s) + O2(g) 2MOH(ac) + H2(g) 2M2O(s) Increasing reactivity M 8.6 Elementos del grupo 1A (ns1, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 2A (ns2, n ≥ 2) M M+2 + 2e- Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción Mg(OH)2(ac) + H2(g) M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba Increasing reactivity Mg(s) + 2H2O(g) 8.6 Elementos del grupo 2A (ns2, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2) 4Al(s) + 3O2(g) 2Al(s) + 6H+(ac) 2Al2O3(s) 2Al3+(ac) + 3H2(g) 8.6 Elementos del grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2) Sn(s) + 2H+(ac) Sn2+(ac) + H2 (g) Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+(ac) + H2 (g) 8.6 Elementos del grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2) N2O5(s) + H2O(l) P4O10(s) + 6H2O(l) 2HNO3(ac) 4H3PO4(ac) 8.6 Elementos del grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac) 8.6 Elementos del grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2) X2(g) + H2(g) X-1 2HX(g) Increasing reactivity X + 1e- 8.6 Elementos del grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2) 8.6 Elementos del grupo 8A (ns2np6, n ≥ 2) Subcapas ns y np completamente llenas. Mayor energía de ionización de todos los elementos. No tienen tendencia a aceptar electrones adicionales. 8.6 Propiedades de los óxidos a través de un periodo básico acídico 8.6