Configuración electrónica y periodicidad química

Presentación del tema: "Configuración electrónica y periodicidad química"— Transcripción de la presentación:

1 Configuración electrónica y periodicidad química
Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Configuración electrónica y periodicidad química Prof. Josefina Canales

2 Predicciones de Mendeleev de las propiedades del germanio (“eka Silicon”) y sus propiedades reales
Propiedad Propiedades predichas Propiedades reales Masa atómica Apariencia Metal gris Metal gris Densidad g/cm g/cm3 Volumen molar cm3 /mol cm3/mol Capacidad calórica específica J/g K J/g K Densidad del óxido g/cm g/cm3 Fórmula del sulfuro y ES2; insoluble en GeS2; insoluble en solubilidad H2O; soluble en H2O; soluble en (NH4)S acuoso (NH4)S acuoso Fórmula del cloruro ECl GeCl4 (punto de ebullición) < 100oC oC Densidad del cloruro g/cm g/cm3 Preparación del elemento reducción de K2EF6 reducción de K2GeF6 con sodio con sodio

3 Observación del efecto del espín del electrón
Fuente de átomos de H Haz de átomos de H Pantalla detectora Dirección del campo magnético externo no uniforme Imán Fig. 8.1

4 Resumen de números cuánticos de los electrones en átomos
Nombre Símbolo Valores permitidos Propiedad Principal n Enteros positivos(1,2,3, etc.) Energía del orbital (tamaño) Momento l Enteros desde 0 hasta n Forma del orbital angular (los valores de l 0, 1, 2, y 3 corresponden a los orbitales s, p, d, y f respectivamente) Magnético ml Enteros desde -l a 0 a +l Orientación orbital Spin ms /2 o -1/ Dirección del espin de e- Tabla 8.2

5 Números cuánticos - I 1) Número cuántico principal = n
También llamado el número cuántico “de la energía”, indica la distancia aproximada desde el núcleo. Denota el nivel de energía del electrón alrededor del átomo, y se deriva directamente de la ecuación de Schrodinger. Mientras más grande es el valor de “n”, más grande es la energía del orbital y, por ende, la energía de los electrones ubicados en ese orbital. Sus valores son enteros positivos, n = 1 , 2 , 3 , etc.

6 Números cuánticos - II 2) Momento angular (l)
Denota los distintos subniveles de energía dentro del nivel principal “n”. También indica la forma de los orbitales alrededor del núcleo. Sus valores son enteros positivos: ( n-1 ) n = 1 , l = n = 2 , l = 0 y 1 n = 3 , l = 0 , 1 , 2

7 Números cuánticos - III
3) Número cuántico magnético - ml también llamado número cuántico de orientación orbital Denota la orientación en un campo magnético – o define las diferentes direcciones del orbital en el espacio alrededor del núcleo. Los valores pueden ser negativos o positivos (-l l) l = 0 , ml = l =1 , ml = -1,0,+1 l = 2 , ml = -2,-1,0,1,2

8 Números cuánticos - IV 4) Número cuántico de espín- ms – denota el giro del electrón + o - Los valores del espín pueden ser : + 1 / 2 o - 1 / 2 n =1 l = ml = ms = +1/ 2 y -1/ 2 n = 2 l = ml = ms = +1/ 2 y -1/ 2 l = ml = ms = +1/ 2 y -1/ 2 ml = ms = +1/ 2 y -1/ 2 ml = ms = +1/ 2 y -1/ 2

9 Evidencia espectral de la división de niveles de energía en átomos con muchos electrones
Espectro He Espectro H Fig. 8.2

10 Efectos electrostáticos y energías orbitales
Penetración de 2s Energía Energía Energía Energía Probabilidad radial Energía A Carga nuclear B Protección C Electrón interno protegido D Penetración Fig. 8.3

11 Orden para el llenado de subniveles de energía con electrones
Fig. 8.4

12 Principio de exclusión de Pauli:
Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de númertos cuánticos Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos electrones deben tener un espín opuesto.

13 Como resultado del principio de exclusión de Pauli :
Los electrones con el mismo espín permanecen separados dado que los electrones de espín opuesto pueden ocupar la misma región del espacio.

14 Números cuánticos - V n = 1 l = 0 ml = 0 ms = + 1/ 2 y - 1/ 2
n = l = ml = para todos los orbitales l = ml = -1 , 0 , +1 n = l = ml = 0 l = ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2 n = l = ml = 0 l = ml = -1 , 0 +1 l = ml = - 3 , - 2 , - 1 , 0, +1,+2 ,+3

15 Números cuánticos - VI ml n l ms Valores permitidos 1 2 3 4
l ml ms Todos espín + o - 1/2 +1/2 -1/2

16 Números cuánticos - VII Gases Nobles
Orbitales de electrones Número de electrones Elemento 1s He 1s2 2s22p Ne 1s2 2s22p6 3s23p Ar 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p Kr 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p Xe 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f14 5d106p Rn 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p ? 7s25f146d10

17 Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital - I
1) El efecto de la carga nuclear (Z) sobre la energía del orbital He+ y H tienen un electrón pero He+ tiene 2 protones, lo que duplica la fuerzas de atracción sobre los electrones: Energía de ionización para los dos: He+ = kJ / mol H = kJ / mol 2) El efecto de un electrón adicional sobre la energía del orbital He tiene dos electrones, visto que He+ tiene sólo uno, la repulsión resultante de los electrones en el orbital de He da una mayor energía de orbital (número negativo más pequeño). E para He+ = kJ / mol E para He = kJ / mol

18 Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital - II
3) El efecto de electrones internos sobre la energía de orbitales externos Los electrones internos (1s) protegen a los electrones externos (2s) de la fuerza de atracción completa del núcleo, haciendo al orbital 2s más alto en energía. Este escudo significa que la carga nuclear efectiva (Zef), la carga nuclear que realmente experimenta un electrón, es menor para un electrón que se encuentra en un orbital externo. E of H 1s = kJ/mol and E of Li 2s = kJ/mol 4) El efecto de la forma del orbital (valor de l) sobre su energía Debido a su forma diferente, un electrón 2s está, en promedio, un poco más lejos del nucleo que uno 2p, por lo tanto, deberíamos esperar que un electrón 2s sea atraído con menos fuerza y que tenga más energía. Pero debido a que un electrón 2s también tiene una probabilidad más pequeña de “penetrar” muy cerca del nucleo, se reduce la energía del electrón 2s, y lo hace de menor energía que un electrón 2p.

19 Configuración electrónica del Helio y el Litio
He s2 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2 Li s2 2s1 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2 n = 1 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2 n = 2 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2

20 Diagrama de orbital de caja - I H Be
Elemento Símbolo Configuración Diagrama de caja del orbital electrónica Hidrógeno H s1 Helio He s2 Litio Li s22s1 Berilio Be s22s2 1s 2s 1s 2s 2s 1s 1s 2s

21 Diagrama de orbital vertical para el estado basal del Li
Energía Fig. 8.5

22 Regla de Hund Para un átomo en su estado de basal, todos los electrones no apareados tienen la misma orientación de espín. Por tanto los electrones tienden a ocupar todos los orbitales libres y no aparearse, de manera que sus espines se agreguen para producir un vector general para el átomo.

23 Ocupación de orbitales para los 10 primeros elementos, del H al Ne
Periodo Periodo Fig. 8.6

24 Diagrama de orbital de caja - II B Ne
1s s px py 2pz B (5 e-) 1s2 2s2 2p1 C (6 e-) 1s2 2s2 2p2 1s s px py 2pz N (7 e-) 1s2 2s2 2p3 1s s px py 2pz O (8 e-) 1s2 2s2 2p4 1s s px py 2pz 1s s px py 2pz F (9 e-) 1s2 2s2 2p5 1s s px py 2pz Ne (10 e-) 1s2 2s2 2p6

25 Electrones de valencia y centrales
Electrones de valencia – Son aquellos electrones fuera de las capas electrónicas cerradas. Estos electrones toman parte en las reacciones químicas. Electrones centrales – Son los electrones en las capas cerradas. No pueden tomar parte en las reacciones químicas. Sodio 11 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s uno Electrones centrales s 2 2s 2 2p diez Cloro 17 electrones Electrones de valencia [Ne] 3s 2 3p siete Centrales s2 2s 2 2p diez

26 Números cuánticos y el número de electrones
n L m s # e ## ========================================================== (1s) /2 - 1/ * (2s) /2 -1/ ,0,+1 (2p) /2-1/ * (3s) /2-1/ ,0,+1 (3p) /2-1/ * ,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/ (4s) /2-1/ ,0,+1 (3p) /2-1/ * * Denota un gas noble

27 Orden del llenado de electrones
7s p 6s p d 5s p d f 4s p d f 3s p d 2s p 1s

28 Configuración electrónica - I
H s 1 He s [He] Li s2 2s [He] 2s 1 Be s2 2s [He] 2s 2 B s2 2s 2 2p [He] 2s 2 2p 1 C s 2 2s 2 2p [He] 2s 2 2p 2 N s 2 2s 2 2p [He] 2s 2 2p 3 O s 2 2s 2 2p [He] 2s 2 2p 4 F s 2 2s 2 2p [He] 2s 2 2p 5 Ne s 2 2s 2 2p [He] 2s 2 2p6 = [Ne]

29 Configuración electrónica - II
Na [Ne] 3s 1 Mg [Ne] 3s 2 Al [Ne] 3s 2 3p 1 Si [Ne] 3s 2 3p 2 P [Ne] 3s 2 3p 3 S [Ne] 3s 2 3p 4 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Ar [Ne] 3s 2 3p6 == [Ar]

30 Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos
Periodo

31 Diagramas de orbital de caja - III Na Ar
Número atómico Diagrama de orbital Configuración elec- Elemento de caja (3s y 3p) trónica condensada Na [He] 3s1 Mg [He] 3s2 Al [He] 3s23p1 Si [He] 3s23p2 P [He] 3s23p3 S [He] 3s23p4 Cl [He] 3s23p5 Ar [He] 3s23p6 3s 3px 3py 3pz 3s 3px 3py 3pz 3s 3px 3py 3pz 3s 3px 3py 3pz 3s 3px 3py 3pz 3s 3px 3py 3pz 3px 3py 3pz 3s

32 Reactividades similares dentro de un grupo
A: Reacción de los metales de la Familia I A con el agua que reaccionan enérgicamente desplazando al Hidrógeno B: Reacción del Cloro (Familia VII A) con el Potasio (Familia I A), para formar haluros iónicos

33 Configuración electrónica - III
K [Ar] 4s 1 Ca [Ar] 4s o este orden es correcto Sc [Ar] 4s 2 3d [Ar] 3d 1 4s 2 Ti [Ar] 4s 2 3d [Ar] 3d 2 4s 2 V [Ar] 4s 2 3d [Ar] 3d 3 4s 2 Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Mn [Ar] 4s 2 3d 5 Fe [Ar] 4s 2 3d El orden puede ser correcto Co [Ar] 4s 2 3d Pero normalmente es mejor Ni [Ar] 4s 2 3d poner el último en llenarse Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Zn [Ar] 4s 2 3d 10 Anomalías en el llenado Anomalías en el llenado

34 Diagrama de orbital de caja - IV Sc Zn
4s d Z = Sc [Ar] 4s2 3d1 Z = Ti [Ar] 4s 2 3d 2 Z = V [Ar] 4s 2 3d 3 Z = Cr [Ar] 4s1 3d 5 Z = Mn [Ar] 4s 2 3d 5 Z = Fe [Ar] 4s 2 3d 6 Z = Co [Ar] 4s 2 3d 7 Z = Ni [Ar] 4s 2 3d 8 Z = Cu [Ar] 4s 1 3d 10 Z = Zn [Ar] 4s 2 3d 10

35 Configuración electrónica - IV
Ga [Ar] 4s 2 3d 10 4p 1 Ge [Ar] 4s 2 3d 10 4p 2 As [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 Se [Ar] 4s 2 3d 10 4p 4 Br [Ar] 4s 2 3d 10 4p 5 Kr [Ar] 4s 2 3d 10 4p = [Kr]

36 Configuración electrónica - V
Rb [Kr] 5s 1 Sr [Kr] 5s 2 Y [Kr] 5s 24d 1 Zr [Kr] 5s 2 4d 2 Nb [Kr] 5s 1 4d 4 Mo [Kr] 5s 1 4d 5 Tc [Kr] 5s 2 4d 6 Ru [Kr] 5s 1 4d7 Rh [Kr] 5s 1 4d 8 Pd [Kr] 4d 10 Ag [Kr] 5s 1 4d 10 Cd [Kr] 5s 2 4d 10 Anomalías en el llenado

37 Configuración electrónica - VI
In [Kr] 5s 2 4d 10 5p 1 Sn [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2 Sb [Kr] 5s 2 4d 10 5p 3 Te [Kr] 5s 2 4d 10 5p 4 I [Kr] 5s 2 4d 10 5p 5 Xe [Kr] 5s 2 4d 10 5p = [Xe]

38 Configuración electrónica - VII
Cs [Xe] 6s 1 Ba [Xe] 6s 2 La [Xe] 6s2 5d 1 Ce [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 Pr [Xe] 6s 2 4f 3 Nd [Xe] 6s 2 4f 4 Pm [Xe] 6s 2 4f 5 Sm [Xe] 6s 2 4f 6 Eu [Xe] 6s 2 4f 7 Gd [Xe] 6s 2 3d 1 4f 7 Tb [Xe] 6s 2 4f 9 Dy [Xe] 6s 2 4f 10 Ho [Xe] 6s 2 4f 11 Er [Xe] 6s 2 4f 12 Tm [Xe] 6s 2 4f 13 Yb [Xe] 6s 2 4f 14 Lu [xe] 6s 2 3d 1 4f 14 Anomalías en el llenado

39 Configuración electrónica - VIII
Hf [Xe] 6s 2 4f 14 5d 2 Ta [Xe] 6s 2 4f 14 5d 3 W [Xe] 6s 2 4f 14 5d 4 Re [Xe] 6s 2 4f 14 5d 5 Os [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6 Ir [Xe] 6s 2 4f 14 5d 7 Pt [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9 Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 Hg [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 Tl [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1 Pb [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 Bi [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3 Po [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 4 At [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 5 Rn [xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 = [Rn] Anomalías en el llenado

40 Configuración electrónica - IX
Fr [Rn] 7s 1 Ra [Rn] 7s 2 Ac [Rn] 7s 2 6d 1 Th [Rn] 7s 2 6d 2 Pa [Rn] 7s 2 5f 2 6d 1 U [Rn] 7s 2 5f 3 6d 1 Np [Rn] 7s 2 5f 4 6d 1 Pu [Rn] 7s 2 5f 6 Am [Rn] 7s 2 5f 7 Cm [Rn] 7s 2 5f 7 6d 1 Bk [Rn] 7s 2 5f 9 Cf [Rn] 7s 2 5f 10 Es [Rn] 7s 2 5f 11 Fm [Rn] 7s 2 5f 12 Md [Rn] 7s 2 5f 13 No [Rn] 7s 2 5f 14 Lr [Rn] 7s 2 5f 14 6d 1 Anomalías en el llenado

41 La tabla periódica de los elementos Estructura electrónica
H He Li Be B C N O F Ne Ar Na Mg Al Si P S Cl Kr K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Xe Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Rn Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Fr Ra Ac Rf Ha Sg Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Orbitales “s“ Orbitales “p“ Orbitales “d“ Orbitales “f“

42 La tabla periódica de los elementos
Anomalías en el llenado de electrones H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nd Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Du Sg Bo Ha Me Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Llenado anómalo de electrones

43 Grupos principales de elementos (bloque s)
Tabla periódica de las configuraciones parciales en estado basal Grupos principales de elementos (bloque p) Elementos de trancisión (bloque d) Número de periodo: máximo de nivel de energía ocupado Elementos de trancisión(bloque f) *Lantánidos **Actínidos Fig. 8.9

44 Relación entre el llenado de orbitales y la tabla periódica
bloque p bloque s bloque f bloque d Fig. 8.10

45 Configuración electrónica de iones
Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s Na+ 1s 2 2s 2 2p 6 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s Mg+2 1s 2 2s 2 2p6 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p Al+3 1s 2 2s 2 2p 6 O 1s 2 2s 2 2p O s 2 2s 2 2p 6 F 1s 2 2s 2 2p F s 2 2s 2 2p 6 N 1s 2 2s 2 2p N s 2 2s 2 2p 6

46 Definición de los radios metálico y covalente
Radio metálico del Al Longitud de enlace Radio covalente del Cl Enlace Cl - Cl Radio covalente del C Radio covalente del Cl Enlace C-Cl Fig. 8.11

47 Radios atómicos de los grupos principales y elementos de transición
Periodo Fig. 8.12

48 Periodicidad del radio atómico
Radio atómico (pm) Numero atómico, Z Fig. 8.13

49 Ordenamiento de elementos por su tamaño
Problema: Ordene descendentemente los siguientes elementos en cada grupo, de acuerdo con su tamaño (el más grande al inicio): a) Na, K, Rb b) Sr, In, Rb c) Cl, Ar, K d) Sr, Ca, Rb Plan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendencia. Solución: a) Rb > K > Na Estos elementos son todos metales alcalinos los cuales incrementan su tamaño conforme bajan en el grupo. b) Rb > Sr > In Estos elementos están en el periodo 5 y su tamaño decrece conforme se avanza en el periodo. c) K > Cl > Ar Estos elementos son contiguos a un gas noble y éste es el de menor diámetro. d) Rb > Sr > Ca Estos elementos están cerca uno de otro, el Sr bajo el Ca por tanto es más grande y el Rb está enseguida del Sr y es más grande.

50 Periodicidad de la primera energía de ionización (EI1)
Primera energía de ionización (kJ/mol) Número atómico Fig. 8.14

51 Energía de ionización (kJ/mol)
Energías de primera ionización de los elementos de grupos principales Periodo Grupo Fig. 8.15

52 Las tres primeras energías de ionización del berilio (en MJ/mol)
Energía de ionización (MJ/mol) Las tres primeras energías de ionización del berilio (en MJ/mol) EI3 EI2 EI1 Fig. 8.16

53 Energías de ionización sucesivas
# Electrones Z Elemento de valencia EI1 EI2 EI EI EI EI6 EI7 Li Be B C N O F

54 Ordenamiento de elementos por su primera energía de ionización
Problema: Usando sólo la tabla periódica, ordene ascendentemente los elementos en cada uno de los siguientes conjuntos de acuerdo con su EI. a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, Ar Plan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendencia Solución: a) Rn, Ar,Ne Estos elementos son todos gases nobles y su EI disminuye. b) Bi, Po, At Estos elementos son todos del periodo 6 y la EI aumenta de izquierda a derecha. c) Na, Mg, Be Estos elementos están cerca uno de otro, el Be y el Mg están en el mismo grupo, el Be es más alto que el Mg y el Na está enseguida del Mg y es más bajo en EI. d) K, Cl, Ar Estos elementos encierran al gas noble Ar, y el Cl sería más bajo que el Ar y el K sería más bajo todavía.

55 Identificación de elementos por sus energías de ionización sucesivas
Problema: Dadas las siguientes series de energías de ionización (en kJ/mol) para un elemento en el periodo 3, nombre el elemento y escriba su configuración electrónica: EI EI EI EI4 , , ,600 Plan: Examine los valores para encontrar el salto más largo en la energía de ionización, el cual ocurre después de que todos los electrones de valencia han sido removidos. Use la tabla periódica Solución: El salto más grande ocurre después de EI3, entonces el elemento tiene 3 electrones de valencia; por lo tanto se trata del Aluminio ( Al, Z=13), su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

56 Afinidades electrónicas de los elementos de grupos principales
Fig. 8.17

57 Tendencias en tres propiedades atómicas
Tamaño atómico Energía de ionización Afinidad electrónica Fig 8.18

58 Iones y átomos isoelectrónicos
H- 1 { He } Li+ Be+2 N O- 2 F- { Ne } Na+ Mg+2 Al+3 P- 3 S- 2 Cl- { Ar } K+ Ca+2 Sc+3 Ti+4 As- 3 Se- 2 Br- { Kr } Rb+ Sr+2 Y+3 Zr+4 Sb- 3 Te I- { Xe } Cs+ Ba+2 La+3 Hf+4

59 Tendencias en el comportamiento metálico
Fig. 8.19

60 Gupo 5A (15) Periodo 3 El cambio en el comportamiento metálico en el grupo 5A (15) y el periodo 3 Fig. 8.20

61 Comportamiento ácido – base de un óxido metálico (iónico) y un óxido no metálico (covalente)
Fig. 8.21

62 La tendencia en el comportamiento ácido – base para óxidos de elementos
Fig. 8.22

63 Iones de los grupos principales y la configuración electrónica de un gas noble
Periodo Periodo Electrones perdidos Electrones ganados Fig. 8.23

64 Configuraciones electrónicas de iones de elementos de los grupos principales – y su carga
Problema: Escriba las reacciones con las configuraciones electrónicas condensadas para mostrar la formación de los iones comunes de los siguientes elementos: a) Azufre (Z=16) b) Bario (Z=56) c) Antimonio (Z= 51) Plan: Identificamos la posición de los elementos en la tabla periódica, y mantenemos dos generalizaciones en mente: Los iones de elementos en los grupos 1A, 2A, 6A, y 7A son típicamente isoelectrónicos con el gas noble más cercano. Los metales de los grupos 3A a 5A pueden perder sus electrones ns o sus electrones ns y np. Solución: a) S [Ne] 3s23p e S2- [Ne] 3s23p6 (como el Ar) b) Ba ([Xe] 6s2) Ba2+ [Xe] + 2 e - c) Sb [Kr] 4d105s25p Sb3+ [Kr] 4d105s e - Sb [Kr] 4d105s25p Sb5+ [Kr] 4d e -

65 Entrecruza-mientos en los niveles de energía del periodo 4
Energía, E Número atómico, Z Fig. 8.24

66 Configuraciones electrónicas de pseudo gases - nobles
Los elementos de los grupos 3A, 4A, y 5A pueden formar cationes perdiendo suficientes electrones para dejar una configuración de “pseudo gas noble”. Pierden electrones y dejan un orbital d lleno, el cual es bastante estable. Sn [Kr] 5s24d105p Sn4+ [Kr] 4d e - Sn [Kr] 5s24d105p Sn2+ [Kr] 5s24d e - Pb [Xe] 4f145d106s26p Pb+2 [Xe] 4f145d106s2 + 2 e- Pb [Xe] 4f145d106s26p Pb+4 [Xe] 4f145d e- As [Ar] 3d104s24p As3+ [Ar] 3d104s e- As [Ar] 3d104s24p As5+ [Ar] 3d e- Sb [Kr] 4d105s25p Sb3+ [Kr] 4d105s e- Sb [Kr] 4d105s25p Sb5+ [Kr] 4d e-

67 Propiedades magnéticas
Paramagnética – Un átomo o ion que tiene electrones desapareados, lo cual resulta en un vector de espín, tiende a ser atraído por un campo magnético. Diamagnética – Un átomo o ion con todos sus electrones apareados y sin espín neto no es atraído por un campo magnético.

68 Aparato para medir el comportamiento magnético de una muestra
Balanza Muestra diamagnética Muestra paramagnética Electroimán Electroimán Fig. 8.25

69 Ejemplos de iones y elementos que son paramagnéticos
Ti [Ar]4s23d Ti+2 [Ar] 3d2 + 2 e - 4s d 4s d b) Fe [Ar] 4s2 3d Fe+3 [Ar] 3d e - 4s d c) Cu [Ar] 4s1 3d Cu+1 [Ar] 3d e - Cu+ or Zn+2 4s d Zn [Ar] 4s2 3d Zn+2 [Ar] 3d e -

70 Ilustración del radio iónico
Fig. 8.26

71 Radio atómico contra radio iónico
GRUPO Radio atómico contra radio iónico PERIODO Fig. 8.27

72 Ordenamiento de iones de acuerdo con su tamaño
Problema: Ordene ascendentemente cada conjunto de iones de acuerdo con su tamaño. a) K+, Rb+, Na+ b) Na+, O2-, F - c) Fe+2, Fe+3 Plan: Encontramos la posición de cada elemento en la tabla periódica y aplicamos las ideas sobre el tamaño: i) El tamaño crece conforme se baja en un grupo, ii) El tamaño decrece a través de un periodo, pero aumenta de catión a anión. iii) El tamaño disminuye cuando aumenta la carga positiva (o disminuye la negativa) en una serie isoelectrónica. iv) Los cationes del mismo elemento decrecen cuando se incrementa la carga. Solución: a) Como K+, Rb+, y Na+ son del mismo grupo (1A), aumentan de tamaño conforme bajan en el grupo: Na+ < K+ < Rb+ b) Los iones Na+, O2-, y F- son isoelectrónicos. O2- tiene Zef más bajo que F-, por lo tanto es más grande. Na+ es un catión, y tiene el más alto Zef, entonces es más pequeño: Na+ < F- < O2- c) Fe+2 tiene una carga más baja que Fe+3, por lo tanto es más grande: Fe+3 < Fe+2