Relaciones periódicas de los elementos

Presentación del tema: "Relaciones periódicas de los elementos"— Transcripción de la presentación:

1 Relaciones periódicas de los elementos
Unidad 2 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Química, R. Chang, Séptima Edición.

2 Fechas del descubrimiento de los elementos
8.1 Fechas del descubrimiento de los elementos En la antigüedad Edad Media – 1700

3 Configuraciones electrónicas de los elementos en el estado fundamental
ns2np6 Configuraciones electrónicas de los elementos en el estado fundamental ns1 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2 d10 d1 d5 4f 5f 8.2

4 Electrones de valencia son los electrones más
externos de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico. Grupo # de e- valencia Configuración e- 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5 9.1

5 Clasificación de los elementos
8.2 Clasificación de los elementos Elementos representativos Gases nobles Metales de transición Zinc Cadmio Mercurio Lantánidos Actínidos

6 Configuración electrónica de cationes y aniones
de los elementos representativos Los átomos neutros pierden electrones para formar cationes. Cada ion tiene la configuración electrónica estable de un gas noble. Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] Los átomos neutros ganan electrones para formar aniones. Cada ion tiene la configuración electrónica estable de un gas noble. H 1s1 H- 1s2 ó [He] F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ó [Ne] O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ó [Ne] N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ó [Ne] 8.2

7 Cationes y aniones de los elementos representativos
+1 +2 +3 -3 -2 -1 8.2

8 Na+, Al3+, F-, O2- y N3- todos ellos son isoelectrónicos con Ne
Na+: [Ne] Al3+: [Ne] F-: 1s22s22p6 o [Ne] O2-: 1s22s22p6 o [Ne] N3-: 1s22s22p6 o [Ne] Na+, Al3+, F-, O2- y N3- todos ellos son isoelectrónicos con Ne ¿Qué átomo neutro es isoelectrónico con H- ? H-: 1s2 tiene la misma configuración electrónica que He 8.2

9 Configuración electrónica de cationes derivados de
metales de transición Cuando se forma un catión de un átomo de un metal de transición, los electrones que siempre se pierden primero son los del orbital ns y después se pierden los electrones de los orbitales (n – 1)d. Fe: [Ar]4s23d6 Mn: [Ar]4s23d5 Fe2+: [Ar]4s03d6 ó [Ar]3d6 Mn2+: [Ar]4s03d5 ó [Ar]3d5 Fe3+: [Ar]4s03d5 ó [Ar]3d5 8.2

10 0 < s < Z (s = constante de protección)
Carga nuclear efectiva (Zefec) es la “carga positiva” que sienten los electrones. Zefec = Z - s 0 < s < Z (s = constante de protección) Zefec  Z – número de electrones de las capas internas o electrones de “core” Zefec Core Z Radio Na Mg Al Si 11 12 13 14 10 1 2 3 4 186 160 143 132 En un periódo a medida que la Zefec aumenta el radio disminuye 8.3

11 Aumenta el radio atómico
8.3 Aumenta el radio atómico

12 Radio Atómico 8.3 Radio atómico (pm) Número atómico

13 Comparación del radio atómico con el radio iónico
8.3 Comparación del radio atómico con el radio iónico Número atómico Radio (pm)

14 El Catión siempre es más pequeño que el átomo neutro a partir del cual se formó.
El Anión siempre es más grande que el átomo neutro a partir del cual se formó. 8.3

15 8.3 Radio Iónico

16 I1 - primera energía de ionización
Energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. I1 + X (g) X+(g) + e- I1 - primera energía de ionización I2 + X (g) X2+(g) + e- I2 - segunda energía de ionización I3 + X (g) X3+(g) + e- I3 - tercera energía de ionización I1 < I2 < I3 8.4

17 Variación de la primera energía de ionización con el número atómico
Capa n=1 llena Capa n=2 llena Capa n=3 llena Capa n=4 llena Capa n=5 llena Primera energía de ionización (kJ/mol) Número atómico (Z) 8.4

18 Tendencia general de la primera energía de ionización
Incremento de la 1a. energía de ionización Incremento de la 1a. energía de ionización 8.4

19 Afinidad electrónica 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) F (g) + e X-(g) DH = -328 kJ/mol AE = +328 kJ/mol O (g) + e O-(g) DH = -141 kJ/mol AE = +141 kJ/mol 8.5

20 Afinidad Electrónica contra Número Atómico
Número atómico (Z) Afinidad electrónica (kJ/mol) 8.5

21 Relaciones diagonales en la tabla periódica
8.6 Relaciones diagonales en la tabla periódica

22 Elementos del grupo 1A (ns1, n  2)
M M+1 + 1e- 2M(s) + 2H2O(l) MOH(ac) + H2(g) 4Li(s) + O2(g) Li2O(s) 2Na(s) + O2(g) Na2O2 (s) K(s) + O2(g) KO2 (s) Aumenta la reactividadad 8.6

23 Elementos del grupo 2A (ns2, n  2)
M M+2 + 2e- Be(s) + 2H2O(l) No reaccionan Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g) M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr o Ba Aumenta la reactividadad 8.6

24 Elementos del grupo 3A (ns2np1, n  2)
4Al(s) + 3O2(g) Al2O3(s) 2Al(s) + 6H+(ac) Al3+(ac) + 3H2(g) 8.6

25 Elementos del grupo 7A (ns1np5, n  2)
X + 1e X-1 X2(g) + H2(g) HX(g) Aumenta la reactividad 8.6