PROPIEDADES PERIÓDICAS Basado en el trabajo del Prof. Víctor Batista Universidad de Yale

Configuración electrónica y periodicidad To play the movies and simulations included, view the presentation in Slide Show Mode.

Ordenamiento electrónico en el átomo Los electrones en los átomos se disponen en: Niveles (n) Subniveles (l) Orbitales (ml)

Ordenamiento electrónico en el átomo Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones! Esto está asociado a la existencia de un 4° número cuántico: el número cuántico de spin, “s”.

Spin del electrón “s” s = +1/2 s = -1/2 Puede probarse experimentalmente que el electrón posee un spin. Dos valores son posibles para el spin: s = +1/2 s = -1/2

Número cuántico de spin “s” Sustancia diamagnética: NO es atraída por un campo magnético. Sustancia paramagnética : Es atraída por un campo magnético. Posee electrones desapareados

Números cuánticos n ---> nivel 1, 2, 3, 4, ... l ---> subnivel 0, 1, 2, ... n - 1 m ---> orbital -l ... 0 ... +l s ---> spin +1/2 y -1/2

Principio de exclusión de Pauli Dos electrones, en el mismo átomo, NO pueden tener el mismo valor en sus cuatro números cuánticos Cada electrón en el átomo tiene una combinación de cuatro números cuánticos que lo definen y diferencian de los demás.

Los electrones en los átomos Si n = 1, entonces l = 0 este nivel tiene un solo orbital (1s) al cual se asignan hasta 2e-. Si n = 2, entonces l = 0, 1 un orbital 2s 2e- tres orbitales 2p 6e- TOTAL = 8e-

Los electrones en los átomos Si n = 3, entonces l = 0, 1, 2 un orbital 3s 2e- tres orbitales 3p 6e- cinco orbitales 3d 10e- TOTAL = 18e-

Los electrones en los átomos ¡Y HAY MÁS! Si n = 4, entonces l = 0, 1, 2, 3 un orbital 4s 2e- tres orbitales 4p 6e- cinco orbitales 4d 10e- siete orbitales 4f 14e- TOTAL = 32e-

Asignando electrones … Los electrones deben ser asignados a orbitales de energía creciente. Para el H atómico, E = - C(1/n2), E depende sólo de “n”. Para átomos multielectrónicos la energía dependerá de “n” y “l”

Asignando electrones a los subniveles En el átomo de H todos los subniveles de un mismo n tienen la misma energía. En multielectrónicos: a) La energía del subnivel aumenta cuando (n + l) aumenta b) Para subniveles con el mismo (n + l), el subnivel con el menor n es el de menor energía.

Orden de asignación de electrones

Carga nuclear efectiva, Z* Z* es la carga experimentada por los electrones más externos. Explica por qué E(2s) < E(2p) Z* crece a lo largo de un período Estimamos Z* así: [ Z - (n° de e- internos) ] ¿Qué carga experimenta un e- 2s en el Litio? Z* = 3 - 2 = 1 En el Be Z* = 4 - 2 = 2 En el B Z* = 5 - 2 = 3

Carga nuclear efectiva Nube de electrones 1s

Escribiendo la configuración electrónica Hay dos formas de escribir la configuración electrónica de un átomo. Una de ellas es la notación spdf 1 s Valor de n Valor de l n° de electrones notación spdf Para el H (Z = 1)

Escribiendo la configuración electrónica Hay dos formas de escribir la configuración electrónica de un átomo. Otra es la notación del “orbital caja” Notación de “orbital caja” Para el He (Z = 2) 2 Las flechas señalan el spin de los electrones 1 s 1s Un electrón tiene n = 1, l = 0, m = 0, s = + 1/2 El otro tiene n = 1, l = 0, m = 0, s = - 1/2

Carga nuclear efectiva, Z* En un átomo: Z* experimentada por los electrones en los orbitales de valencia. Li +1.28 Be ------- B +2.58 C +3.22 N +3.85 O +4.49 F +5.13 Aumento en Z* a lo largo del período

Propiedades periódicas Tamaño atómico – tamaño iónico Energía de ionización primaria Afinidad electrónica Mayor carga nuclear efectiva Los electrones son atraídos con más fuerza Orbitales más pequeños Los electrones son atraídos con mayor fuerza

Radio atómico El tamaño aumenta cuando descendemos en un grupo. Como los electrones están más lejos del núcleo la atracción es menor El tamaño disminuye cuando avanzamos en el período.

Radio atómico

Periodicidad en el radio atómico

Tamaño iónico El tamaño, ¿aumenta o disminuye cuando el Li pierde un e- para formar un catión? Li,152 pm 3e- y 3p+

Tamaño iónico Formación de un catión Li + , 78 pm 2e- y 3 p+ Formación de un catión Li,152 pm 3e- y 3p+ Los CATIONES son más PEQUEÑOS que los átomos de los que provienen. La atracción electrón/protón aumenta cuando el tamaño DISMINUYE.

Tamaño iónico F,64 pm 9e- y 9p+ ¿Aumenta o disminuye el tamaño cuando el átomo gana un electrón para formar un anión?

Tamaño iónico Formación de un anión F - , 133 pm 10e- y 9p+ F, 71 pm Los ANIONES son más GRANDES que los átomos de los que provienen. La atracción electrón/protón disminuye cuando el tamaño AUMENTA. La periodicidad en el tamaño iónico sigue la misma tendencia que en el tamaño atómico.

Periodicidad en el tamaño iónico

Reacciones redox ¿Por qué los metales tienden a perder electrones en sus reacciones? ¿Por qué el Mg forma cationes Mg2+ y no Mg3+? ¿Por qué los no metales tienden a aceptar electrones?

Energía de ionización primaria EI EI = energía requerida para remover un electrón, de un átomo en estado gaseoso. Mg (g) + 738 kJ ---> Mg+ (g) + e-

Energía de ionización secundaria EII Mg (g) + 735 kJ ---> Mg+ (g) + e- Mg+ (g) + 1451 kJ ---> Mg2+ (g) + e- Extraer un tercer electrón tiene un costo energético muy alto Mg2+ (g) + 7733 kJ ---> Mg3+ (g) + e- Ese tercer electrón debería salir de un nivel con menor “n”

Energía de ionización primaria EI

Energía de ionización primaria EI EI aumenta a lo largo de un período porque Z* aumenta. Los metales pierden electrones con mayor facilidad que los no metales. Los metales son buenos agentes reductores. Los no metales pierden electrones con dificultad.

Energía de ionización primaria EI EI disminuye al descender en el grupo porque el radio atómico aumenta El poder reductor generalmente aumenta cuando descendemos en la Tabla Periódica.

Afinidad electrónica Unos pocos elementos GANAN electrones para formar aniones. La afinidad electrónica es el cambio energético que acompaña la ganancia de un electrón (se expresa su valor por mol de átomos ionizados): A(g) + e- ---> A-(g) A.E. = ∆E

Afinidad electrónica del oxígeno [He]   O: + electrón O-: [He]   AE = - 141 kJ/mol ∆E es EXOtérmica porque el O tiene tendencia a ganar e-.

Afinidad electrónica del nitrógeno [He]   N: + electrón [He]   N-: EA = 0 kJ ∆E es cero para la formación del N- debido a las repulsiones electrón-electrón

Periodicidad de la afinidad electrónica La afinidad electrónica aumenta a lo largo de un período (AE se hace “más negativa”). La afinidad electrónica disminuye a lo largo de un grupo (AE se hace “menos negativa”). Átomo EA(KJ/mol) F -328 Cl -349 Br -325 I -295

Periodicidad de la afinidad electrónica

TRADUCCIÓN Y ADECUACIÓN