Propiedades Periódicas de los Elementos

Presentación del tema: "Propiedades Periódicas de los Elementos"— Transcripción de la presentación:

1 Propiedades Periódicas de los Elementos
Quinta sesión Propiedades Periódicas de los Elementos

2 Carga Nuclear Efectiva
Reglas de Salter 2

3 Carga Nuclear Efectiva
Enrico Clementi (1931-) (en la foto) y D.L. Raimondi. Mejores cálculos para Z*. 3

4 4

5 Na Mg Al Si P S Cl Ar Z 11 12 13 14 15 16 17 18 Z* (1s) 10.63 11.61
12.59 13.57 14.56 15.54 16.52 17.51 Z*(2s) 6.57 7.39 8.21 9.02 9.82 11.43 12.23 Z*(2p) 6.80 7.83 8.96 9.94 10.96 11.98 12.99 14.01 Z* (3s) 2.51 3.31 4.12 4.90 5.64 6.37 7.07 7.76 Z* (3p) 4.07 4.29 4.89 5.48 6.12 6.76

6 Tendencia de Z* sobre el electrón de valencia
Aumenta 6

7 Radio Atómico No se pueden obtener radios de átomos aislados.
Solo en agregados atómicos. No le puede asignar a un átomo un radio que le sea característico en todos los compuestos. 7

8 Radio Atómico (2) El procedimiento que se sigue consiste en medir el radio de un átomo en un gran número de compuestos (por medio de difracción de rayos X) y sacar un valor promedio cuando el átomo interviene en la formación de un cierto número y “tipo de enlace”. 8

9 Radio Atómico (3) Se considera que el radio del átomo es la mitad de la distancia internuclear, cuando ambos átomos enlazados son idénticos. 9

10 Radio Atómico (4) sencillos dobles triples covalentes van der Waals
Radios covalentes van der Waals metálicos iónicos sencillos dobles triples 10

11 Radio Atómico Efectivo
O simplemente Radio Atómico. Covalente de ligadura sencilla para la mayoría de los elementos. Radio de Van der Waals para los gases nobles. 11

12 Radios de Van der Waals Johannes Diderik van der Waals ( ) 12

13 Radios de Van der Waals Cuando las distancias internucleares, entre átomos de elementos no metálicos, se miden por técnicas de difracción de rayos X, en sólidos se observan dos tipos de distancias. La más corta se relaciona con el enlace covalente y la más larga se conoce como la distancia de Van der Waals. 13

14 Radios de Van der Waals 2rcovalente 2rvdW  rvdW > rcov 14

15 Elemento Símbolo Efectivo (en Å) Waals (en Å)
Radio Atómico Efectivo (en Å) Radio de Van der Waals (en Å) Hidrógeno H 0.32 1.20 Nitrógeno N 0.70 1.50 Oxígeno O 0.66 1.40 Cloro Cl 0.99 1.80 Azufre S 1.04 1.85 Arsénico AS 1.21 2.00 15

16 Radio Atómico Efectivo
16

17 Radio Atómico Efectivo Teórico (debido a Z*)
17

18 Radio Atómico Efectivo
18

19 Radio Atómico Efectivo
19

20 Tendencia Radio Atómico
Disminuye en período. Aumenta en grupo (o familia). 20

21 Radio Covalente La mitad de la distancia internuclear en la molécula diatómica homonuclear. El enlace puede ser sencillo, doble o triple. renlace sencillo  renlace doble  renlace triple 21

22 Radio Covalente 22

23 Radio Covalente A U M E N T Disminuye 23

24 Radio Metálico Se pueden definir como la mitad de la distancia internuclear entre los átomos metálicos en una malla cristalina estrechamente empaquetada. 24

25 Radio Metálico (2) Covalente Metálico 25

26 Radio Metálico (3) Por lo tanto, los radios metálicos generalmente son mayores que los radios covalentes sencillos; aproximadamente, entre un 10% y un 15%, y son menores que los radios de van der Waals. 26

27 Radio Metálico (4) Elemento Símbolo Radio Covalente en (Å)
Radio Metálico en (Å) Potasio K 2.03 2.35 Aluminio Al 1.18 1.43 Hierro Fe 1.17 1.26 Cobre Cu 1.28 Plata Ag 1.34 1.44 Platino Pt 1.30 1.39 27

28 Radio Metálico (4) A U M E N T Disminuye 28

29 Radio Iónico Los cationes son considerablemente más pequeños que los átomos neutros, en tanto que los aniones son más grandes. 29

30 Radio Iónico (2) - Cationes
30

31 Radio Iónico (3) - Aniones
31

32 Radio Iónico (4) 32

33 Radio Iónico (5) 33

34 Radio Iónico (6) 34

35 Radio Iónico en Å (carga del ión)
Radio Covalente en Å Radio Iónico en Å (carga del ión) Sodio 1.54 0.95 (+1) Potasio 2.03 1.33 (+1) Rubidio 2.16 1.47 (+1) Flúor 0.64 1.36 (-1) Cloro 0.99 1.81 (-1) Bromo 1.14 1.96 (-1) 35

36 Series Isoelectrónicas
Se puede notar el efecto del incremento de la carga nuclear efectiva. 36

37 El Volumen Atómico es una propiedad periódica
37

38 (Potenciales de ionización)
Energía de Ionización (Potenciales de ionización) 38

39 Primera Energía de Ionización
La primera energía de ionización de un elemento es el cambio de energía para la formación de iones +1 a partir de un gas formado por átomos neutros X(g)  X+(g) + e-(g) H = energía de ionización = EI 39

40 Energía de Ionización El potencial de ionización siempre es una magnitud positiva y refleja la facilidad con la que un electrón se puede remover. Un potencial de ionización pequeño implica que es más fácil extraer un electrón de un átomo. 40

41 Energía de Ionización (2)
Para un elemento determinado se definen varias energías de ionización: X(g)  X+(g) + e-(g) primera EI X+(g)  X2+(g) + e-(g) segunda EI X2+(g)  X3+(g) + e-(g) tercera EI EI1  EI2  EI3  …  EIn Debido a que la carga eléctrica sobre la especie se torna más positiva y a que los electrones cada vez están más cercanos al núcleo. 41

42 Energía de Ionización (3)
La primera energía de ionización y las subsecuentes n energías de ionización son propiedades periódicas . 42

43 Primera Energía de Ionización
43

44 Segunda Energía de Ionización
44

45 Tercera Energía de Ionización
45

46 Energía de Ionización (4)
Primera EI versus carga nuclear de los primeros doce elementos. 46

47 Primera energía de ionización de los elementos representativos
(KJ/mol) 47

48 D I S M N U Y E Aumenta 7A 8A H He 1A 2A 3A 4A 5A 6A 1318 2377 Li Be B
C N O F Ne 527 904 808 1092 1420 1322 1686 2088 Na Mg Al Si P S Cl Ar 502 745 586 791 1021 1004 1264 1527 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 427 594 770 954 946 1146 1356 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 410 556 565 715 841 879 1017 1176 Cs Ba Ta Pb Bi Po At Rn 377 510 724 711 820 --- 1042 D I S M N U Y E Aumenta 48

49 Al revés que el radio D I S M N U Y E Aumenta 7A 8A H He 1A 2A 3A 4A
1318 2377 Li Be B C N O F Ne 527 904 808 1092 1420 1322 1686 2088 Na Mg Al Si P S Cl Ar 502 745 586 791 1021 1004 1264 1527 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 427 594 770 954 946 1146 1356 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 410 556 565 715 841 879 1017 1176 Cs Ba Ta Pb Bi Po At Rn 377 510 724 711 820 --- 1042 D I S M N U Y E Al revés que el radio Aumenta 49

50 Afinidad Electrónica X-1(g) ----------> X (g) + e-
Potencial de ionización del ión negativo H = A.E. X-1(g) > X (g) + e- 50

51 Afinidad Electrónica (2)
A diferencia de la energía de ionización, el signo de la AE puede ser positivo o negativo. 51

52 Afinidad Electrónica (3)
Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. H = -A.E. (ojo) X(g) + e > X-1(g) 52

53 Ciclo de Born y Haber Max Born (1882-1970) y Fritz Haber (1868-1934).
Cálculo de entalpías de formación. 53

54 Hf0 = ? 54

55 55

56 56

57 57

58 58

59 59

60 60

61 Para la Afinidad Electrónica:
= (AE)-709.2 AE = KJ/mole 61

62 Afinidad Electrónica (4)
AE (KJ/mol) 62

63 Afinidad Electrónica (5)
La afinidad electrónica es una propiedad periódica 63

64 Electronegatividad Linus Carl Pauling ( ), premio Nóbel de Química en 1954 y premio Nóbel de la paz en 1962. En 1932: 64

65 Electronegatividad (2)
La electronegatividad representa una medida del grado de atracción de un par de electrones en un enlace covalente. Pauling obtuvo los valores de electronegatividad, empíricamente, a través de la medición de las energías de los enlaces. 65

66 Electronegatividad (3)
La escala de electronegatividades de Pauling sigue siendo la más usada en nuestros días y presenta valores que siempre son positivos. En esta escala el F es el elemento más electronegativo (4.0) y el Cs el menos electronegativo (0.7). 66

67 Electronegatividad (4)
Los elementos que presenten valores grandes de electronegatividad son elementos que tienen gran tendencia a atraer electrones y se dice que son los elementos mas electronegativos Aquellos elementos con valores de electronegatividad pequeños tenderán a ceder electrones y se dirá que son los elementos menos electronegativos 67

68 Electronegatividad (5)
H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.8 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2 68

69 Electronegatividad (6)
La electronegatividad es una propiedad periódica 69

70 Escalas de Electronegatividad
 Pauling Mulliken Alred-Rochow Iczkowski-Margrave 70

71 Mulliken Robert Mulliken ( ) 71

72 Electronegatividad de Mulliken
M = PI + AE 2 Pauling = M/2.8 Cuando se expresa en eV 72

73 Electronegatividad de Mulliken (2)
73

74 Propiedades Metálicas de los Elementos
Conductividad eléctrica alta. Conductividad térmica alta. Brillo metálico. Ductilidad. Maleabilidad. Etc. Aproximadamente 87 elementos se pueden tipificar como metales. 74

75 Conductividad eléctrica
Es una propiedad periódica 75

76 Conductividad Térmica
76

77 Ubicación de los metales
77

78 Carácter Metálico A U M E N T Disminuye 78

79 79

80 p s d f PI  AE CM, RI, RA, DISMINUYE DISMINUYE D I A U S M M E N N T
Propiedad que disminuye Propiedad que aumenta CM = carácter metálico RI = radio iónico RA = radio atómico PI = potencial de ionización  = electronegatividad AE = afinidad electrónica s d p f DISMINUYE CM, RI, RA, DISMINUYE D I S M N U Y E A U M E N T 80

81 Tarea 31 De las siguientes especies químicas ¿cuál tiene un menor radio? Explique su respuesta. O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+

82 Tarea 32 En cada uno de los siguientes pares de elementos identifique al que tenga mayor energía de ionización. Explique su respuesta: Li o Cs Li o F Cs o F F o I

83 Tarea 33 En cada uno de los siguientes pares de elementos identifique al que tenga mayor afinidad electrónica. Explique su respuesta: C o F F o I Cl o Br O o S

84 Tarea 34 ¿Cómo se relaciona la primera energía de ionización del ión cloruro Cl- con la afinidad electrónica del átomo de cloro Cl?

85 Tarea 35 Ordene los siguientes iones en orden decreciente de radio. Explique su respuesta. Se2-, S2-, Te2-, O2-

86 Estructura Molecular 86

87 Propiedades de enlace Longitud (o distancia) de enlace.
Energía de enlace. Orden de enlace. Geometría Momento Dipolar. 87

88 Propiedades de enlace (2)
Propiedades magnéticas. Propiedades ópticas. Propiedades espectroscópicas. Propiedades termodinámicas. 88

89 Longitud de enlace Es la distancia entre dos núcleos en un enlace químico 89

90 Energía de enlace E H H r0 E E H2 90

91 Orden de enlace Número de ligaduras en un enlace químico. H-H O=O NN
91

92 Geometría Posición relativa de los átomos en el espacio. 92

93 Momento Dipolar La polaridad de una molécula se indica a través de su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. 93

94 Propiedades Magnéticas
Diamagnetismo. Las moléculas son repelidas por un campo magnético. Paramagnetismo. Las moléculas son atraídas por un campo magnético. 94

95 Propiedades ópticas Color. 95

96 Propiedades espectroscópicas
Espectros moleculares 96

97 Propiedades Termodinámicas
Hf Gf 97

98 Teorías de enlace 98

99 Enlace por pares de electrones
El Modelo de Lewis Enlace por pares de electrones 99

100 El Modelo de Lewis (2) Cuando los átomos se combinan para dar moléculas, lo hacen de tal forma que llenan sus orbitales de valencia. Los electrones adquieren una configuración estable que corresponde a la de un gas noble. 100

101 El Modelo de Lewis (3) Para los elementos en el segundo período este arreglo se conoce como Regla del Octeto. Para el Hidrógeno (primer período) la configuración estable es la del Helio (un par de electrones). 101

102 El Modelo de Lewis (4) Para los elementos en el tercer período o mayor, el número de electrones que se pueden acomodar en los orbitales de valencia puede ser mayor a 8. 102

103 El Modelo de Lewis (5) Se elige el átomo central (generalmente es el más electronegativo y nunca el Hidrógeno). Se cuentan los electrones de valencia de todos los átomos participantes. 103

104 El Modelo de Lewis (6) Se forman enlaces por pares de electrones entre el átomo central y los periféricos. Los electrones restantes se sitúan como pares solitarios para completar los octetos. 104

105 Metano (CH4) El C es el átomo central.
Electrones de valencia: C – 4, H – 1 cada uno. 4 + 4 (1) =8  4 pares 105

106 Tetracloruro de carbono CCl4
El C es el átomo central. Electrones de valencia: C – 4, Cl – 7 cada uno. 4 + 4 (7) =32  16 pares 106

107 Amoníaco (NH3) El N es el átomo central.
Electrones de valencia: N – 5, H – 1 cada uno 5 + 3(1) = 8 (4 pares) 107

108 Bióxido de Carbono (CO2)
108

109 Diatómicas Homonucleares
¿Orden de enlace? 109

110 Diatómicas Heteronucleares
110

111 Etano C2H6 111

112 Pentacloruro de Fósforo (PCl5)
112

113 El Modelo de Lewis (7) No predice longitudes de enlace.
No da energías de enlace. Si da órdenes de unión de algunos compuestos de algunos elementos de los primeros dos períodos. 113

114 Tipos de enlace químico
114

115 Enlace covalente Compartición de pares de electrones. 115

116 Enlace covalente (2) Compuestos orgánicos. 116

117 ¿100% covalente? Moléculas diatómicas homonucleares 117

118 Enlace iónico 118

119 Enlace iónico (2) 119

120 ¿100% iónico? No hay compuestos 100% iónicos.
Se analiza la diferencia de electronegatividades. Si la diferencia es pequeña  covalencia. Si la diferencia es grande  enlace iónico. 120

121 Porcentaje de carácter iónico
Linus Pauling. 121

122 Porcentaje de carácter iónico (2)
122

123 Porcentaje de carácter iónico (3)
123

124 Enlace covalente polar
La electronegatividad es la responsable de la polarización de los enlaces. 124

125 Enlace covalente polar (2)
125

126 Sus valores de electronegatividad son…
Dos átomos están suficientemente cercanos como para que sus orbitales se mezclen Sus valores de electronegatividad son… similares muy diferentes Enlace iónico Metales No metales Enlace metálico Enlace covalente Muy cercanos Diferentes Enlace covalente no polar Enlace covalente polar 126

127 Anton Eduard van Arkel -en la fotografía- (1893-1976) y J. A. A
Anton Eduard van Arkel -en la fotografía- ( ) y J.A.A. Ketelaar en los años 40: 127

128 Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
128

129 Michael Laing. En 1993. 129

130 Tetraedro de Laing 130

131 Teorías de estructura y el tetraedro de Laing
131

132 Tarea 36 ¿Cuál de los siguientes enlaces será iónico? H - H O - Cl
Na - F C – N Cs - F Zn – Cl

133 Tarea 37 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: HF CCl4 CO CO2

134 Tarea 38 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: NH4+ C2H6 C2H4 C2H2 HCl HCN