Curso de Química I para Q y TQ Semestre Abril - Julio 2016

Presentación del tema: "Curso de Química I para Q y TQ Semestre Abril - Julio 2016"— Transcripción de la presentación:

1 Curso de Química I para Q y TQ Semestre Abril - Julio 2016
Semana # 3: configuración electrónica, prop. periódicas y tabla periódica (I parte) Facultad de Ciencias Naturales y Exactas Departamento de Química Profesor: Danny Balanta Créditos a: Raymond Chang

2 Para recordar:

3 ¿Cuántos orbitales “2p” hay en un átomo?
Si l = 1, entonces ml = -1, 0, o +1 2p 3 orbitales l = 1 ¿Cuántos electrones pueden existir en el tercer subnivel? n=3 Si l = 2, entonces ml = -2, -1, 0, +1, or +2 3d 5 orbitales que pueden contener un máximo de 10 e- l = 2

4 Determining Sublevel Names and Orbital Quantum Numbers
PROBLEM: Give the name, magnetic quantum numbers, and number of orbitals for each sublevel with the following quantum numbers: (a) n = 3, l = 2 (b) n = 2, l = 0 (c) n = 5, l = 1 (d) n = 4, l = 3 PLAN: Combine the n value and l designation to name the sublevel. Knowing l, we can find ml and the number of orbitals. SOLUTION: n l sublevel name possible ml values # of orbitals (a) 3 2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5 (b) 2 2s 1 (c) 5 1 5p -1, 0, 1 3 (d) 4 3 4f -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7

5 Identifying Incorrect Quantum Numbers
PROBLEM: What is wrong with each of the following quantum numbers designations and/or sublevel names? n l ml Name (a) (b) (c) 1 4 3 +1 -2 1p 4d 3p SOLUTION: (a) A sublevel with n = 1 can only have l = 0, not l = 1. The only possible sublevel name is 1s. (b) A sublevel with l = 3 is an f sublevel, to a d sublevel. The name should be 4f. (c) A sublevel with l = 1 can only have ml values of -1, 0, or +1, not -2.

6 Principio de exclusión de Pauli: cada electrón en un átomo tiene sus propios números cuánticos, y no pueden existir dos e- en el mismo átomo con los mismos valores

7 La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n
En = -RH ( ) 1 n2 n=1

8 Energía en orbitales con varios electrons: depende de n + l

9 Principio de Aufbau: formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) Se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho. Analogías: organizadores de zapatos y el Hotel “tabla periódica”

10 Principio de Aufbau: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

11 Electrones ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales
Principio de Aufbau Electrones ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales C 6 electrones ? ? B 1s22s22p1 B 5 electrones Be 1s22s2 Be 4 electrones Li 1s22s1 Li 3 electrones He 1s2 He 2 electrones H 1s1 H 1 electrón

12 Regla de Hund El arreglo más estable de electrones en los subniveles se logra cuando se tiene el mayor número de “spins” paralelos. Ne 10 electrones F 9 electrones O 8 electrones N 7 electrones C 6 electrones C 1s22s22p2 N 1s22s22p3 O 1s22s22p4 F 1s22s22p5 Ne 1s22s22p6

13 Orbitals and Electron Capacity of the First Four Energy Levels
energy level (n) Type of sublevel # of orbitals per type # of orbitals per level (n2) Maximum # of electrons (2n2) 1 s 2 4 8 p 3 9 18 d 5 16 32 f 7

14 Último subnivel de energía para los elementos

15 en el orbital o subnivel
La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo. Número de electrones en el orbital o subnivel Diagrama de un orbital 1s1 H 1s1 Número cuántico n Momento angular del número cuántico l Por convención se utiliza el gas noble precedente al elemento del cual se le va a asignar la configuración electrónica. Ej: para el Hierro (Z=26) se tiene 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 y el gas noble anterior es Argón (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6) Por consiguiente el hierro queda: [Ar] 4s2 3d6

16 ¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?
Mg 12 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s22s22p63s2 = 12 electrones Abreviándolo… [Ne]3s2 [Ne] 1s22s22p6 ¿Cuál es el número cuántico del último electrón para el Cl? Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 1s22s22p63s23p5 = 17 electrones Último electrón en el orbital 3p n = 3 l = 1 ml = -1, 0, or +1 ms = ½ or -½

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18 29 63 𝐶𝑢 Real: [Ar] 3d10 4s1 Z = 29 para Cu Esperado: [Ar] 3d9 4s2
Excepciones en el principio de Aufbau: Cobre 𝐶𝑢 Z = 29 para Cu Esperado: [Ar] 3d9 4s2 Real: [Ar] 3d10 4s1  “Se agrega más estabilidad en el conjunto de dos orbitales cuando estos están llenos o a medio llenar (según la regla de Hund, cada conjunto a medio llenar de los orbitales tendrá un electrón en cada orbital, y por tanto tiene una distribución simétrica alrededor del núcleo)”  Se prefiere d10s1 por que agrega mayor estabilidad al tener el conjunto de orbitales s a medio llenar y el conjunto de los orbitales d completamente llenos.

19 Excepciones en el principio de Aufbau: otros metales de transición
Solo ocurre en algunos metales de transición como: Nb, Mo, Rh, Pd, Pt, Ag. Atención: esto NO ocurre en el resto de la T. P grupos 1 y 2, grupos 13 al 18, lantánidos y actínidos están exentos.

20 ¿? 63 151 𝐸𝑢 ¿Cuál es la configuración electrónica del ion Eu+2?
𝐸𝑢 Z = 63 para Eu solo Eu+2: [Xe] 6s0 4f7 1.Se hace primero para el Eu solo: [Xe] 6s2 4f7 2. Se sustraen electrones ó ¿? Eu+2: [Xe] 6s2 4f5 Tener en cuenta: Se pierden dos electrones, por eso tiene carga ( + ) Según Regla Hund, se prefieren capas llenas o semillenas, por eso se eliminan los electrones de la capa 6s, dejando intacta la capa 4f, que está semillena

21 24 52 𝐶𝑟 +3 Cr+3: [Ar] 3d3 4s0 𝐴=𝑍+𝑛 𝑛=𝐴−𝑍 𝑛=52−24=28
¿Cuál es el la configuración electrónica, el # de protones, electrones y neutrones para el cation Cr+3? 𝐶𝑟 +3 Z = 24 para Cr solo 1.Se hace primero para el Cr solo: [Ar] 3d5 4s1 2. Se sustraen electrones: primero de la capa mas externa (4s) y después de la otra capa (3d) Cr+3: [Ar] 3d3 4s0 𝐴=𝑍+𝑛 𝑛=𝐴−𝑍 𝑛=52−24=28 Como se pierden 3 e-, se tienen 24 protones y 21 electrones junto a los 28 neutrones.

22 Cl- : [Ne]3s23p6 (la misma config. del gas Argon)
¿Cuál es el la configuración electrónica para el anión Cl-? 𝐶𝑙 − Z = 17 para Cl solo 1.Se hace primero para el Cl solo: [Ne] 3s2 3p5 2. Se añaden electrones: a la capa mas externa (3p) Cl- : [Ne]3s23p6 (la misma config. del gas Argon) El ion cloruro es isoelectrónico con el gas noble Argón. Cuando dos o más entidades (átomos, moléculas, iones) son isoelectrónicos entre sí, tienen el mismo número de electrones de valencia. De modo similar, los cationes K+, Ca+2, Sc+3, y los aniones S−2, P−3 son isoelectrónicos con el átomo de Ar.

23 Subnivel 4s se llena antes que el 3d por que tiene un estado energético mas bajo, por ende a menor energia mas estabilidad

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25 Radio atómico Electronegatividad Energía de Ionización
Propiedades periódicas: Son las propiedades que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico, bien sea en los periodos o en los grupos. La comprensión de esta periodicidad permitirá entender mejor los tipos de enlace entre los elementos para formar compuestos, así como la variación en las propiedades físicas de los elementos químicos y compuestos (puntos de fusión, de ebullición, etc..) Radio atómico Electronegatividad Energía de Ionización Afinidad electrónica Radio iónico

26 Radio atómico: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos. Gracias a este parametro es posible determinar el tamaño del átomo. Aumenta de arriba hacia abajo en un grupo (en cada periodo los electrones más externos ocupan niveles más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes). Disminuye a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto). En el caso de los elementos de transición, todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos 1 y 2.

27 Radio atómico: resumen
Los radios atómicos aumentan en términos generales de arriba hacia abajo en un grupo y disminuyen de izq. a der. a lo largo de un periodo. .

28 Los radios atómicos se indican en angstrom (10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m) o picometro (pm, 10-12 m). .

29 Radio iónico: Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano, pudiendo ser un cation o anion. El tamaño de un ion depende del número de electrones y los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior. Tendencia: Los radios iónicos, en general, aumentan de arriba hacia abajo al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son de menor tamaño que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores que estos. .

30 Radio iónico de algunos elementos:
DISMINUCION Radio iónico de algunos elementos: AUMENTO .

31 Comparación de radios atómicos con radios iónicos

32 Ranking Ions by Size PROBLEM: Rank each set of ions in order of decreasing size, and explain your ranking: (a) Ca2+, Sr2+, Mg2+ (b) K+, S2−, Cl− (c) Au+, Au3+ PLAN: Find the position of each element on the periodic table and apply the trends for ionic size. SOLUTION: Sr2+ > Ca2+ > Mg2+ (b) S2− > Cl− > K+ These ions are isoelectronic, so size decreases as nuclear charge increases. (c) Au+ > Au3+ Cation size decreases as charge increases.

33 Energía de Ionización (EI):
Es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo neutro gaseoso o ion positivo en su estado natural. Es un proceso endotérmico Tendencia: en un periodo, la EI aumenta de izquierda a derecha, debido al aumento de carga nuclear, es decir esta propiedad aumenta con el número atómico. En los grupos, la EI aumenta de abajo hacia arriba por la disminución del número de niveles de energía ocupados con electrones; y al descender en un grupo se tendrán atomos mas voluminosos, por lo que los electrones estarán menos retenidos, por tanto la EI disminuirá PROBLEM: Usando la tabla periodica, organize los elementos en cada literal segun su primera EI (a) Kr, He, Ar (b) Sb, Te, Sn (c) K, Ca, Rb (d) I, Xe, Cs

34 Primeras energías de Ionización (EI):
A U M E N T O Primeras energías de Ionización (EI): A U M E N T O SOLUTION: (a) He > Ar > Kr. (b) Te > Sb > Sn (c) Ca > K > Rb. (d) Xe > I > Cs

35 I1 + X (g) X+(g) + e- I1 primera EI I2 + X+(g) X2+(g) + e-
Energía de Ionización (EI): La primera EI es relativamente baja, pero las EI siguientes de un mismo elemento serán mas altas debido a la dificultad de retirar el electrón en un átomo con carga positiva Ej: EI´s del Berilio: I1 + X (g) X+(g) + e- I1 primera EI I2 + X+(g) X2+(g) + e- I2 segunda EI I3 + X2+(g) X3+(g) + e- I3 tercera EI . I1 < I2 < I3 Suele expresarse en electron-volts eV o en kJ/mol

36 Energía de Ionización (EI): periodicidad

37 X (g) + e- X-(g) F (g) + e- F-(g) DH = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol
Afinidad electrónica (AE): Es la energía liberada al adicionar un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso para formar un anión, liberando energía por lo que es un proceso exotérmico. X (g) + e X-(g) F (g) + e F-(g) DH = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol O (g) + e O-(g) DH = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol Ojo: AE NO es el inverso de la EI. Evitar esta confusión. Mientras la AE empieza con un átomo neutro y gana 1e- para ser un anión, la EI comienza con un átomo neutro y se convierte en un catión tras perder 1e-

38 Afinidad electrónica (AE): es similar a la de la EI: en un periodo, la AE aumenta de izquierda a derecha, en los grupos, la AE aumenta de abajo hacia arriba A diferencia de la EI, las segundas, terceras AE son siempre energéticamente desfavorables. Las AE de los gases nobles son ligeramente positivas, mientras que sus EI son bastante altas, esto es debido a que tienen la estructura mas estable en su capa de valencia (cupo completo) sin perder ni ganar e-s. Las AE de los No metales son altamente negativas y sus EI son altas, ya que estos elementos tienen tendencia a formar aniones (elementos de los grupos 15, 16 y 17, ej: O, S, Cl) Los metales suelen tener bajas EI y AE ligeramente negativas, por lo que les es mas facil perder electrones y formar cationes (elementos de los grupos 1 y 2, ej: Na, K, Ca)

39 A U M E N T O Afinidad electrónica (AE): A U M E N T O

40 Electronegatividad (c): mide la tendencia de un átomo a atraer hacia sí electrones. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Linus Pauling la definió como la “capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí”. Sus valores han sido determinados en una escala denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4.0 (asignado al flúor, el elemento más electronegativo) y en contraste, el elemento menos electronegativo, cesio, tiene el valor de 0.7 Mulliken la definió como el promedio aritmético entre la EI y la AE 𝜒= 𝐸𝐼+𝐴𝐸 2

41 Electronegatividad (c): para un átomo en una molécula, este parámetro se relaciona con su EI y AE.
Atomos con AE muy negativa y un EI elevado, atraerán electrones de otros átomos y además se resistirán a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; serán muy electronegativos (ej: O, S, F, Cl) Variación: aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de cada grupo. Permite conocer el tipo de enlace41 que originarán dos átomos en su unión según la Diferencia de electronegatividad (Dc). Dc > 1.7 Enlace iónico Si Dc es: 0 < Dc < 0.4 Enlace covalente no polar 0.4 < Dc < 1.7 Enlace covalente polar

42 Electronegatividad (c): clasifique los enlaces de los siguientes compuestos: CsCl, H2S y N2
Solución: consultar los valores en la T.P y establecer la diferencia Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente Polar N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

43 A U M E N T O Electronegatividad (c): tendencia A U M E N T O

44 A U M E N T O Electronegatividad (c): relación con tamaño atómico. A U M E N T O

45 Ejercicios de propiedades periódicas.
Ordenar los siguientes elementos en orden creciente de energia de ionización Mg Ca S ¿Cual miembro de las siguientes parejas tiene la menor (mas negativa) afinidad electrónica? Cl y S Se y K Arreglar en orden creciente de radio atomico Se S As

46 Resumen de propiedades periódicas.

47 Tabla periódica: es una disposición de los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Este ordenamiento muestra tendencias periódicas, como elementos con comportamiento similar. A las columnas se les denomina Grupos, siendo 18 en total A las filas se les denomina Periodos, siendo 7 en total

48 Tabla periódica: a lo largo de la historia se propusieron formas de organizar los elementos en la tabla periódica según masa atómica, las cuales en efecto contribuyeron a la T.P que conocemos. Johann Wolfgang Döbereiner ( ) químico alemán, reconocido por ser el primero en intentar ordenar y clasificar en triadas los elementos conocidos hasta ese momento, calculó casi con exactitud las masas atómicas de cada elemento.

49 Dmitri Ivánovich Mendeléyev ( ) químico ruso, trabajó con los volúmenes específicos, y temperatura de ebullición absoluta de ebullición, sobre la refinación del petróleo, preparo la pólvora sin humo. Su mayor trabajo fue la tabla periódica, en la cual ordenó a los elementos similares en columnas y por orden de su masa atómica, dejo algunos espacios vacíos para los cuales predijo algunos elementos en los cuales acertó (ej: Eka aluminio, posteriormente Galio)

50 John Newlands ( ): propuso que los elementos se ordenaran en “octavas”, ya que observó, que ciertas propiedades se repetían cada ocho elementos (analogía escala musical).

51 En 1862 el francés Alexandre Chancourtois colocó los elementos en espiral de tal forma que los que tenían propiedades parecidas quedaran unos encima de otros. Ej: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. “Tornillo telúrico”

52 Relación diagonal: es aquella que se presenta entre ciertos pares de elementos en diagonal adyacentes en el segundo y tercer periodo de la tabla periódica. Pares como litio (Li) y magnesio (Mg); berilio (Be) y aluminio (Al); boro (B) y silicio (Si) exhiben propiedades similares. Ejemplo: boro y silicio son ambos semiconductores, forman haluros que se hidrolizan en agua y forman óxidos ácidos.

53 En 1913 Henry Moseley determinó mediante estudios de rayos X, la carga nuclear o número atómico, y reagrupó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: Las propiedades de los elementos son funciones Periódicas de su numero atómico (Z), es decir que “si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

54 Tras participar en el descubrimiento de 10 nuevos elementos, Glenn Seaborg propuso en 1944 que se extrajeran 14 elementos de la estructura principal de la Tabla Periódica proponiendo su actual ubicación debajo la serie de los Lántanidos (57-70), siendo desde entonces conocidos como la serie de los actínidos (89-102). Ambos bloques comparten propiedades similares y se separaron de la tabla con el objeto de no extenderla demasiado (simplicidad). El elemento 106 fue nombrado para honrar su memoria

55 Clasificación según año de descubrimiento:

56 Clasificación según Configuración electrónica de los elementos
ns2np6 ns1 ns2np3 ns2np5 ns2np1 Clasificación según Configuración electrónica de los elementos ns2 ns2np2 ns2np4 d1 d5 d10 4f 5f

57 Clasificación según naturaleza y propiedades

58 Clasificación según comportamiento metálico.

59 The McGraw-Hill Companies, Inc./Stephen Frisch Photographer
` Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Metallic behavior in Group 15 and Period 3. Metallic behavior decreases across the period Metallic behavior increases down the group The McGraw-Hill Companies, Inc./Stephen Frisch Photographer

60 Elementos del Grupo 1 (ns1, n  2): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Son conocidos como los metales alcalinos y por lo general forman cationes, presentan densidades muy bajas y son buenos conductores de calor y la electricidad; reaccionan de inmediato con el agua, oxígeno y otras substancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres (no combinados) en la naturaleza y forman óxidos de tipo básico. Unico estado de oxidación (+1) Para el caso del hidrógeno, es el único elemento gaseoso y no metalico del grupo, pudiendo formar ácidos (H+) o hidruros (H-), estando presente en el agua. M M+ + 1e- Reacciones mas notables: 2M(s) + 2H2O(l) MOH(aq) + H2(g) 4M(s) + O2(g) M2O(s)

61 Elementos del Grupo 1 (ns1, n  2): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

62 Elementos del Grupo 2 (ns2, n  2): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Son conocidos como los metales alcalino-terreos y por lo general forman cationes, presentan bajas electroneg, tienen brillo, son blandos, poseen baja densidad, y son buenos conductores eléctricos; menos reactivos que los alcalinos, buenos agentes reductores y forman compuestos iónicos. Tienen bajas EI. A excepción del berilio, todos forman compuestos iónicos. La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que los metales alcalinos. Solo el Ra es radioactivo (desc. Por Marie Curie) Unico estado de oxidación (+2) M M+2 + 2e- Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción Reacciones notables: Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g) M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba

63 Elementos del Grupo 2 (ns2, n  2): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

64 Elementos de los grupos 3 al 12 (metales de transición)
Son aquellos elementos químicos que están situados en la parte central del sistema periódico, en el bloque d, cuya principal característica es la inclusión en su configuración electrónica del orbital d, parcialmente lleno de electrones. Suelen formar cationes y óxidos de tipo básico, a excepción del Mn y el Cr que pueden formar oxidos ácidos. Comparten varios estados de oxidación (+2 y +3 son muy comunes, mientras que +1 (Cu), +7 (Mn) y +8 (Os) son escasos. Son la base de la química inorgánica, pudiendo formar complejos coloreados y complejos con compuestos orgánicos tipo metal ligando (M-L) Casi todos los elementos son metales de elevada dureza, con puntos de fusión y ebullición altos, buenos conductores tanto del calor como de la electricidad. Se les encuentra en la corteza terrestre en proporciones variables

65 Elementos de los grupos 3 al 12 (metales de transición)
Top row, left to right: aluminum, zinc, copper, nickel, cobalt. Bottom row, left to right: scandium, vanadium, chromium, manganese, titanium

66 Elementos de tierras raras: Lantanidos y actinidos
Lantánidos: Los lantanoides son un grupo de elementos que forman parte del periodo 6 de la tabla periódica. Estos elementos son llamados «tierras raras» debido a que se encuentran en forma de óxidos, y también, junto con los actínidos, forman los «elementos de transición interna». El nombre procede del elemento químico Z=57 (lantano) hasta Z=71 (lutecio). Su estado de oxidación más importante es el +3 pero también presentan estados de oxidación +2 y +4. Actinidos: Los actinoides son un grupo de elementos que forman parte del periodo 7 de la tabla periódica. El nombre procede del elemento químico Z=89 (actinio) hasta Z=103 (lawrencio). Presentan características parecidas entre sí. Los de mayor número atómico, no se encuentran en la naturaleza y tienen tiempos de vida media cortos; todos sus isótopos son radiactivos. La química de ambos grupos de elementos es compleja.

67 Elementos de tierras raras: Lantanidos y actinidos

68 Elementos del Grupo 13 (ns2np1, n  2): B, Al, Ga, In, Tl
Son conocidos como el grupo del Boro y se encuentran en la linea borde de la T.P por lo que son considerados metaloides. No forman aniones pero si cationes por lo que presentan un estado de oxidación +3. El talio difiere de los demás al poseer estado de oxidación +1. No reaccionan con agua, excepto el aluminio, que reacciona en su superficie formando una película de oxido que impide que la reacción prosiga. Solo el boro forma un ácido, mientras que el Al, Ga, In, Tl pueden formar óxidos. 4Al(s) + 3O2(g) Al2O3(s) Reacciones notables: 2Al(s) + 6H+(ac) Al3+(ac) + 3H2(g)

69 Elementos del Grupo 13 (ns2np1, n  2): B, Al, Ga, In, Tl

70 Elementos del Grupo 14 (ns2np2, n  2): C, Si, Ge, Sn, Pb
Son conocidos como el grupo del carbono. La base de la química orgánica se escinde en el carbono quien presenta diversos alótropos (grafito, diamante, grafeno, nanotubos, fullerenos) y requiere de todo un curso aparte (Química Orgánica General). Todos tienen estado de oxidación +4, Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio (usado en informática, vidrio y arena) y el germanio son semimetales, y el estaño (usado en soldaduras) y el plomo son metales (+2 y +4) Sn(s) + 2H+(ac) Sn2+(ac) + H2 (g) Reacciones notables: Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+(ac) + H2 (g)

71 Elementos del Grupo 14 (ns2np2, n  2): C, Si, Ge, Sn, Pb

72 Elementos del Grupo 15 (ns2np3, n  2): N, P, As, Sb, Bi
Son conocidos como el grupo del nitrógeno. Sus elementos poseen 5 electrones de valencia, por lo tanto tienden a formar enlaces covalentes, y en ocasiones algunos forman enlaces iónicos (Sb y Bi) a medida que se desciende. En este grupo el nitrógeno (N) y el fósforo (P) son no metales, el arsénico (As) y antimonio (Sb) son metaloides, y el bismuto (Bi) es un metal. Todos los elementos de este grupo son capaces de formar óxidos ácidos, y por ende, ácidos oxácidos. El Nitrógeno puede existir en forma líquida a 25°C como un superenfriador, que pasa a forma gaseosa. Comparten varios estados de oxidación (+3 y +5) N2O5(s) + H2O(l) HNO3(ac) Reacciones notables: P4O10(s) + 6H2O(l) H3PO4(ac)

73 Elementos del Grupo 15 (ns2np3, n  2): N, P, As, Sb, Bi

74 Elementos del Grupo 16 (ns2np4, n  2): O, S, Se, Te, Po
El grupo de los anfígenos o calcógenos es también llamado familia del oxígeno. Son capaces de formar óxidos ácidos y básicos y por ende acidos oxácidos, presentan altas EI, altas electronegatividades y AEs negativas (O, S) por lo que pueden formar aniones con facilidad. El oxígeno es un gas a 25°C, asi mismo un fuerte agente oxidante y existe abundantemente en la tierra, aire y combinado en el agua, formando óxidos, hidróxidos y algunas sales. Reacciones notables: SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

75 Elementos del Grupo 16 (ns2np4, n  2): O, S, Se, Te, Po
El azufre también se presenta en abundancia, tanto en estado elemental como combinado. El selenio y el telurio se encuentran libres y combinados, aunque con menor abundancia. Solamente el Polonio, descubierto por los Curie, es radioactivo. Estados de oxidación: (-2, +2, +4, +6). 6e-s de valencia capa ext.

76 Elementos del Grupo 17 (ns2np5, n  2): F, Cl, Br, I, At
El grupo de los halógenos (formadores de sales), presentan altas EI, altas electronegatividades y AEs negativas (F, Cl) por lo que pueden formar aniones con facilidad (y enlaces iónicos con los cationes de los metales del grupo 1 y 2). A 25°C, el F y Cl son gases, el Br es líquido y el I es sólido. El At es radioactivo, no cuenta como halógeno. Pueden incluso reaccionar consigo mismos resultando en interhalógenos inestables (ICl3, BrF5). Forman ácidos hidrácidos tipo HX siendo ácidos fuertes, no se les encuentra libres en la naturaleza, pero si combinados en sales. Presentan 7 e-s de valencia y comparten varios estados de oxidación (-1,+1,+3,+5 +7). El F es corrosivo hacia el vidrio. Reacciones notables: X puede ser F, Cl, Br, I X + 1e X-1 X2(g) + H2(g) HX(g)

77 Elementos del Grupo 17 (ns2np5, n  2): F, Cl, Br, I, At

78 Elementos del Grupo 18 (ns2np6, n  2): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
El grupo de los gases nobles, bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Algunos de ellos están presentes en el aire. No son tan inertes como se les cree, pues a pesar de no ceder ni ganar electrones, han formado compuestos (XeO3, XeF2, XeF4, XeF6, KrF2) pudiendo manejar estados de oxidación +2, +4, +6 y +8.

79 ¡Muchas gracias por su atención!