Presentacion Opt. Ii Prop.per.2 [modo De Ad

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO F. E. S. CUAUTITLAN

M. A. D. E. M. S. OPTATIVA DISCIPLINARIA II

PROPIEDADES PERIODICAS PRESENTA: I.A. ZAIRA VARGAS SOLANO

SEPTIEMBRE 2008

ORDEN DEL DÍA • OBJETIVO • ANTECEDENTES • CONCEPTO DE PROPIEDADES PERIÓDICAS








VOLUMEN ATÓMICO RADIO ATÓMICO RADIO IÓNICO ENERGÍA DE IONIZACIÓN AFINIDAD ELECTRÓNICA ELECTRONEGATIVIDAD METALES Y NO METALES

• CONCLUSIONES • BIBLIOGRAFÍA

OBJETIVO • Estudiar al Sistema periódico como una herramienta clave para conocer las propiedades de los electrones de valencia y en consecuencia las de los átomos y elementos para entender e incluso “predecir” sus reacciones químicas .

ANTECEDENTES • Los químicos siempre han sentido la necesidad de clasificar los elementos para facilitar su estudio y el de los compuestos. • Se intentaron varias clasificaciones.

ANTECEDENTES 1829

1862 1829

1864 1829

1869 1829

1869 1829

Anillo de Chancourtois La clasificación deLa Tabla Periódica Actual Octavas de Newlands Triadas de Döbereiner Moseley elementos los en elementos en ordenMendeleiev Buscaba tríosColocadelos ordenar creciente sus pesos atómicos quedelos Clasificó los 63 elementosOrdenó los elementos de la elementos en losespiral que lade forma (prescindiendo del hidrógeno), el que tienen parecidas tabla periódica usando como masa del elemento octavo elemento a conocidos partir de hasta entonces queden unos criterio de clasificación el utilizando intermedio es lapropiedades media cualquier otro tenía unas el criterio de masa encimadede otros. número atómico. atómica al usado hasta entonces. propiedades muy similares aritmética de la masa los otros dos. primero

Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

La Tabla Periódica Actual • Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma... • Se clasifica en cuatro bloques: – Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) – Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) – Bloque “d”: (En el centro de la tabla) – Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

Orbitales en la Tabla Periódica 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 He

H s1 s2

p1 p2 p3 p4 p5 p6 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

Bloque “s” Bloque “d” Bloque “p” Bloque “f”

PROPIEDADES PERIÓDICAS • Así cuando nos movemos en un determinado sentido en la tabla periódica, estas varían de forma gradual cumpliendo con patrones periódicos . “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de la configuración electrónica y varían con el incremento de los números atómicos”.

PROPIEDADES PERIÓDICAS Patrones periódicos.

Patrones específicos

PROPIEDADES PERIÓDICAS • Dentro de estas propiedades tenemos :
Volumen Atómico
Radio Atómico
Radio Iónico
Energía de Ionización
Afinidad Electrónica
Electronegatividad
Carácter Metálico

CARGA NUCLEAR EFECTIVA “Zef” • En un átomo polielectrónico cada electrón (e-) es al mismo tiempo:  Atraído por los protones (p+) del núcleo.  Repelido por los otros electrones ( e-).

CARGA NUCLEAR EFECTIVA “Zef” •Es la carga neta que atrae a un eal núcleo (carga positiva). Depende de:  Número atómico (Z)  Efecto pantalla (S ) de e- interiores .

EFECTO PANTALLA “σ σ” • Los electrones (e-) más internos “apantallan”(sienten la atracción nuclear menguada) la carga nuclear a los electrones más externos,

CARGA NUCLEAR EFECTIVA “Zef” •En 1930 J.C. Slater representa la relación de Zef y σ:

Zef= Z-σ σ •Y esta es puntual para cada e-. •Planteó una serie de reglas empíricas para la determinación aproximada σ.

DETERMINACIÓN EMPÍRICA DE

“σ”

DETERMINACIÓN EMPÍRICA DE

“σ”

DETERMINACIÓN EMPÍRICA DE

“σ”

•Así por ejemplo para los e- del nivel 3 los que estén en el orbital 3s mostrarán un apantallamiento menor que los que estén en un orbital 3d. •Por ello la carga nuclear efectiva de los e- de 3s será mayor que la carga de los 3d.

DETERMINACIÓN EMPÍRICA DE

“Zef”

Ejemplo: Calcular la Zef para un electrón de valencia del Br=35. Se específica su configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Reacomodo de la configuración: [1s]2

[2s,2p]8

[3s,3p]8

[3d]10

[4s,4p]7

σ= [0] + [6 (0.35)] + [18(0.85) ] + [10 (1.0)] σ=27.4 σ=35−27.4=7.4

RADIO ATÓMICO Ambos efectos son contrapuestos: •A mayor Z mayor Zef. •A mayor apantallamiento menor Zef. •Así consideraremos que: Zef = Z - Σ

CARGA NUCLEAR EFECTIVA Zef

Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo. Debido al menor efecto pantalla de los e– y al mayor Z.

TAMAÑO DEL ÁTOMO DEFINICIÓN •El Volumen Atómico es la relación que existe entre la masa de un átomo del elemento y su densidad. •Representa el volumen ocupado por un mol de átomos (6,023·1023 átomos) del elemento. •Si la masa de un elemento es m y su densidad d, su volumen será

UNIDADES

Va=m/d.

Se mide en unidades de volumen por mol, por ejemplo, cm3/mol

CONSIDERACIONES

•En elementos gaseosos, se toma la densidad del líquido en su punto de ebullición. •En sólidos con estructuras moleculares alotrópicas (azufre, carbono), se elige la más estable.

DETERMINACIÓN •La variación en el tamaño de los átomos fue observada por Lother Meyer (1870) . •Consideró el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los elementos . Además de que cada peso tenía el mismo número de átomos.

PERIODICIDAD

Al descender en un grupo aumenta el volumen, pues los electrones mas externos se sitúan en niveles mas alejados del núcleo.

Inverso Z ef , al aumento en el número de protones del núcleo la atracción sobre los e- es mayor y el volumen disminuye

DEFINICIÓN • La mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí.

DEFINICIÓN • El radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales .Por ello, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos.

DEFINICIÓN • Radio covalente (la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos vecinos de un mismo elemento que no se encuentran enlazados).

DEFINICIÓN • Radio metálico la mitad de la distancia determinada experimentalmente, entre los números de los átomos vecinos del sólido.

UNIDADES

•Generalmente es expresado en Angstrom (Aº= 1*10-10 m) o bien en picómetros (pm=1* 10-12 m)

PERIODICIDAD Al descender en un grupo aumenta el radio , pues existen más capas de electrones.

En un mismo periodo aumentar al disminuir la carga nuclear efectiva (hacia la derecha) Ya que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

DEFINICIÓN •

Se entiende por ion a todo átomo o grupo de átomos que presenta carga eléctrica.

•Un átomo neutro al ganar é se transforma en un ion negativo y se llama anión y a los iones positivos de les llama cationes.

DEFINICIÓN •Es el radio de un átomo que ha perdido o ganado electrones.

UNIDADES •Generalmente es expresado en Angstrom (Aº= 1*10-10 m) o bien en picómetros (pm=1* 10-12 m)

CONSIDERACIONES Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva .

CONSIDERACIONES Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica).

TAMAÑO DEL ÁTOMO DETERMINACION •El desarrollo de métodos de rayos X permitió calcular el tamaño de los átomos, iones y moleculas. •El físico alemán Max Von Laune (18??) sugirió que si los rayos X eran un tipo de radiación electromagnética similar a la luz y que sus longitudes de onda deberían ser de la magnitud adecuada para ser difractados por los átomos o iones.

DEFINICIÓN • Es la mayor o menor facilidad con la que un átomo neutro puede perder un e-. • Es un factor que habla aunque parcialmente de la poca o mucha reactividad del elemento frente a otras especies. • Su símbolo es la letra I

DEFINICIÓN

•Su definición formal es:

A(g) → A+ + e-

;

∆E= I1

•Donde el e- que sale es el menos ligado al átomo A.

DEFINICIÓN •Primera Energía de Ionización (I1)

A(g) → A+ + e-

;

∆E= I1

Donde:

∆E= I1 → E+ - E0

E0 = Energía total del átomo neutro E+ =Energía total del ión positivo

DEFINICIÓN •Segunda Energía de Ionización (I2) Una vez ionizado el primer e- se extrae el segundo. A+ → A2+ + e-

La emergía necesaria es:

I2 = E2+ - E+

DEFINICIÓN • Cuando el primer e- abandona el çatomo desaparece el apantallamiento que ejercçia sobre los demás. • Por lo tanto los e- remanentes son atraçidos con mayor fuerza por el núcleo.

I1
• Así I3 representa la energía para extraer el 3er euna vez que los otros dos e- han sido eliminados. • Por lo tanto la energía necesaria para quitar los 3e- no es I3 sino la suma de:

I3 = I1+ I2+I3 UNIDADES

MJ/mol

KJ/mol

DETERMINACIÓN •En los últimos 25 años se ha desarrollado una técnica denominada ESCA (Electron Spectroscopy for Chemical Analysis) •Sobre un atomo o molecula que posee un e- unido se hacen incidir fotones de alta energía.

PERIODICIDAD

Al descender en un grupo se presenta menor conforme aumenta el numero atómico.

En un mismo periodo aumenta al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha) Ya que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

DEFINICIÓN • Energía del proceso de aceptación por un átomo dado. • Complementa a la I y entre los dos definen la facilidad relativa con la que un átomo pierde un e-. • Formalmente se define como: • La diferencia de las energías totales del átomo A y la de su ión negativo A-

DEFINICIÓN

• Así:

∆EA=E total (A) - Etotal (A-) e- +

A (g) → A- (g)

DEFINICIÓN

•

La afinidad electrónica del (0.33MJ/mol) representa la energía con que el núcleo de 9e- liga al 100 e- y de misma forma la I1 corresponde a energía de amarre del 90 e- y la corresponde al 80 e-.

• Por esta razón como I0.

F la la la I2

también se le conoce

UNIDADES

MJ/mol

DETERMINACIÓN Dutante mucho tiempo se determinó indirectamente mediante el ciclo de Born-Haber que indica la energía requerida para pasar del cristal de los iones gaseosos a los átomos gaseosos y de ahí a los elementos en su estado natural y para finalizar el ciclo , formar el cristal iónico. Mas recientemente se realiza a través de la fotonización de un ión requiriendo una fuente de iones negativos, una fuente de luz (rayos laser) y un sistema de detección adecuado. (Espectroscopía de fotoeliminación electrónica).

PERIODICIDAD

•Los elementos con AE muy negativas ganan e- con facilidad para formar aniones. •AE> 0

Endotérmico

•AE< 0

Exotérmico

PERIODICIDAD

Al descender en un grupo se presenta menor conforme aumenta el numero atómico. Más negativa

En un mismo periodo aumenta al aumentar la carga nuclear efectiva . Ya que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. Más Negativa

DEFINICIÓN • Capacidad que tiene un çatomo de atraer electrones en una molécula. • Aunque la AE y la I son parámetros que permiten estimar la relativa facilidad de perder o ganar e-, no pueden usarse para construir la electronegatividad (χ χ) debido a que ambas propiedades se refieren a átomos aislados.

DEFINICIÓN • Los diferentes valores de Χ se clasifican según diferentes escalas. (Escala de Pauling y la escla de Mulliken). Escala de Pauling Según Pauling la χ de un elemneto dpende de su estado de oxidación y por lo tanto no es una propiedad invariable.

DETERMINACIÓN

• La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos. En ella, el elemento más electronegativo (Flúor), tiene un índice de 4.0, mientras que el menos electronegativo (Francio) lleva un valor de 0.7. Los demás átomos llevan asignados valores intermedios.

DETERMINACIÓN

• Según esta escala de acuerdo a la χ de los átomos se determina el tipo de enlace que se formará. ENLACE

DIFERENCIA

IÓNICO COVALENTE

> 1.7 =1.7 - 0.4 <0.4

COVALENTE NO POLAR

DETERMINACIÓN •Escala de Mulliken Propuso el cálculo de χde un elemento a través del promedio de la energía de ionización de sus e- de valencia y la afinidad electónica.

DETERMINACIÓN •Escala de Mulliken Propuso el cálculo de χde un elemento a través del promedio de la energía de ionización de sus e- de valencia y la afinidad electónica.

CONSIDERACIONES •Las diversas escalas parecen reflejar un comportamiento relativo similar. Sin embargo la recomendación para aplicar al concepto de electronegatividad a alguna interpretación específica. •Si se desea estimar las energías de enlace se usará la de Pauling, si se requiere comparar reactividades de diferentes estados de oxidación se empleará la de Mulliken.

PERIODICIDAD

Al descender en un grupo se presenta menor conforme aumenta el numero atómico.

En un mismo periodo aumenta al aumentar la carga nuclear efectiva .

DEFINICIÓN

• Es una magnitud electronegatividad.

inversa

a

la

• Un elemento se considera metálico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos.

• Los elementos con mayor carácter metálico, son, pues, los menos electronegativos.

DEFINICIÓN

•Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muy electronegativo. •Los metaloides (parecido a un metal) que tienen las propiedades de los metales y no metales no tienen muy definido su carácter, se sitúan bordeando la divisoria.

DEFINICIÓN

•Los elementos a la izquierda de la línea zig-zag son metales (excepto el hidrógeno); mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. •Los elementos adyacentes a la línea marcada por el zig-zag.

PROPIEDADES FÍSICAS METALES

NO METALES

•Elevada conductividad eléctrica. •Alta conductividad térmica. •Generalmente colores grises o brillos plateados. •Generalmente sólidos. •Maleables (formar placas). •Dúctiles (formar alambres). •Estado sólido caracterizado por enlaces metálicos.

•Mala conductividad eléctrica. •Buenos aislantes térmicos. •Sin brillo metálico. •Sólidos ,líquidos y gases. •Quebradizos en estado sólido. •No dúctiles. •Moléculas con enlaces covalentes.

Fuente: Whitten (1992)

PROPIEDADES QUÍMICAS METALES

NO METALES

• Las capas externas contienen pocos e-. (≤3) • Bajas Energías de Ionización. • Afinidades electrónicas positivas o ligeramente negativas. • Bajas electronegatividades. • Forman cationes. • Forman compuestos iónicos con los no metales.

•Las capas externas tienen cuatro o más e-. •Altas Energías de Ionización. •Afinidades electrónicas muy negativas. •Electronegatividades altas. •Forman aniones. •Forman compuestos iónicos con los metales y covalentes con otros no metales.

Fuente: Whitten (1992)

PERIODICIDAD

Al descender en un grupo se presenta mayor conforme aumenta el numero atómico.

Tienden a tener menor número de electrones en el último orbital

1

18

IA 2

13

14

15

IIA

IIIA

IVA

VA

4

5

6

7

9

11

12

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIIIB

IB

IIB

SEMIMETALES

VIIIA

VIA VIIA

NOBLES

M E T A L E S

17

GASES

3

16

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

•Cruz G.,Chamizo J.A. y Garritz A.(2002). Estructura Atómica Enfoque Químico, Person Educación, México pp.805. •Brescia F. y Arents J.(1980).Fundamentos de química Compañía Editorial Continental, México, pp456 •Silberg M.S. (2002) Química General City University of New York ;Mc Graw Hill México, pp.893 •Whitten K.W. y Galey K.D.(1992) Química general ,Mc Graw Hill , España, 2ª Edición,pp1002 •Garritz A. y ChamizoJ.A.(2001), Tú y la Química, Pearson Education, Mëxico pp884. • Holum J.(2007) Fundamentos de química general ,orgánica y bioquímica para ciencias de la salud ,Limusa Wiley, México, pp 866 •Jimenez Díaz Antonio Sistema periódico de los elementos (2006-2008) Disponible en:http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/conmarcos/elementos/marcos.html