Cap8 Chang Q105 Verano 2012 full size

Relaciones Periódicas entre los
Elementos
Capítulo 8
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¿Cuándo los elementos fueron descubiertos?
8.1
La tabla periódica
• Siglo XIX muchos avances en la química permitió
aislar elementos elementos conocidos aumentaron de
31 en 1800 a 63 en 1865.
• Los científicos comenzaron a buscar formas de
clasificarlos de acuerdo a su utilidad.
– Un ruso, Dmitri Mendeleev
– Un alemán, Lothar Meyer
– Publicaron esquemas de clasificación casi idénticos, en 1869,
sin trabajar juntos.
• Las propiedades de los elementos similares ocurrian
periódicamente si se arreglaban en orden creciente de
peso atómico.
– Los científicos de aquella época no tenían conocimiento del
número atómico.
La tabla periódica
• Aunque ambos científicos llegaron basicamente a las
mismas conclusiones, el crédito siempre se le ha dado a
Mendeleev, ya que promovió sus ideas incansablemente
y estimuló mucho trabajo en química.
• Su insistencia en que los elementos con características
similares debían ordenarse en las mismas familias lo
obligó a dejar varios espacios en blanco en su tabla, para
acomodar elementos que no se habían aislado, pero que
“tenían” que existir.
• Mendeleev propuso el eka-aluminio y el eka-silicio para
los elementos que conocemos hoy día como Galio (Ga) y
Germanio (Ge). ¿Cuán buena fué su predicción?
Veamos…
http://www.news.cornell.edu/stories/June06/Me
ndeleev.jpg
Propiedad a
describir
Predicción de eka-silicio
hecha en el 1871
Propiedades del Germanio
descubierto en 1886
Peso atómico
72
72.59
Densidad (g/cm3)
5.5
5.35
Calor específico
(J/g-K)
0.305
0.309
Punto de fusión
(oC)
Alto
947
Color
Gris oscuro
Blanco grisáceo
Fórmula del óxido
XO2
GeO2
Densidad del óxido
(g/cm3)
4.7
4.7
Fórmula del cloruro
XCl4
GeCl4
Punto de ebullición
del cloruro
poco menor de 100
84
Francio: ¿El 3er elemento líquido?
113 elementos, 2 son líquidos a 250C – Br2 y Hg
223Fr,
t1/2 = 21 minutos
¿Líquido?
d10
d5
d1
ns2np6
ns2np5
ns2np4
ns2np3
ns2np2
ns2np1
ns2
ns1
Configuración electrónica de estado raso
4f
5f
8.2
Configuraciones electrónicas de cationes y aniones
ee elementos representativos
Na [Ne]3s1
Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2
Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1
Al3+ [Ne]
Los átomos ganan
electrones de manera
tal que el anión tiene
configuración
electrónica externa de
gase noble.
Los átomos pierden
electrones de manera tal
que el catión tiene
configuración electrónica
externa de gas noble.
H 1s1
H- 1s2 or [He]
F 1s22s22p5
F- 1s22s22p6 o [Ne]
O 1s22s22p4
O2- 1s22s22p6 o [Ne]
N 1s22s22p3
N3- 1s22s22p6 o [Ne]
8.2
-1
-2
-3
+3
+2
+1
Cationes y Aniones de elementos representativos
8.2
Na+: [Ne]
Al3+: [Ne]
O2-: 1s22s22p6 or [Ne]
F-: 1s22s22p6 o [Ne]
N3-: 1s22s22p6 o [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2-, and N3- son todos isoelectrónicos con Ne
¿Qué átomo neutral es isoelectrónico con H- ?
H-: 1s2
Misma configuración electrónica de He
8.2
Configuraciones electrónicas de cationes de
metales de transición
Cuando un catión se forma de un átomo de un metal de
transición, los electrones siempre son removidos primero del
orbital ns y luego de los orbitales (n – 1)d
Fe:
[Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 o [Ar]3d6
Mn:
[Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5
Fe3+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5
8.2
Carga nuclear efectiva (Zeff) es la “carga positiva” que
siente un electrón.
Zeff = Z - σ
0 < σ < Z (σ = constante de apantallamiento)
Estimamos σ como el número de e– de capas internas
Zeff ≈ Z – número de electrones de capas internas
Z
Capa Zeff
interna
1
10
Radio atómico (pm)
186
Na
11
Mg
12
10
2
160
Al
13
10
3
143
Si
14
10
4
132
8.3
Carga nuclear efectiva (Zeff)
increasing Zeff
increasing Zeff
8.3
8.3
Comparación de radio atómico y radio iónico
El catión siempre es
mas pequeño que el
átomo del que se formó.
El anión siempre es
mas grande que el
átomo del que se formó.
8.3
El radio (en pm) de iones de elementos familiares
¿radio de series isoelectrónicas?
8.3
Energía de ionización es la cantidad mínima de energía (en
kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo en
estado raso en estado gaseoso.
I1 + X (g)
X+(g) + e-
I1 primera energía de ionización
I2 + X+(g)
X2+(g) + e-
I2 segunda energía de ionización
I3 + X2+(g)
X3+(g) + e-
I3 tercera energía de ionización
I1 < I2 < I3
8.4
Tendencias generales en primeras energías de ionización
Increasing First Ionization Energy
Increasing First Ionization Energy
8.4
Variación de la primera energía de ionización con Z
Capa n=1 llena
Capa n=2 llenal
Capa n=3 llena
Capa n=4 llena
Capa n=5 llena
8.4
8.4
Afinidad electrónica es el negativo del cambio en energía
que ocurre cuando un electrón es aceptado por un átomo en
estado raso en su forma gaseosa para formar un anión.
X (g) + e-
X-(g)
F (g) + e-
X-(g)
∆H = -328 kJ/mol
EA = +328 kJ/mol
O (g) + e-
O-(g)
∆H = -141 kJ/mol
EA = +141 kJ/mol
8.5
8.5
Propiedades de las familias de
elementos
• ¿Por qué todos los elementos alcalinos
forman cationes de +1?
• ¿Porqué todos forman soluciones básicas si
son disueltos en agua?
Elementos del grupo 1A (ns1, n ≥ 2)
M+1 + 1e-
2M(s) + 2H2O(l)
4M(s) + O2(g)
2MOH(ac) + H2(g)
2M2O(s)
Increasing reactivity
M
8.6
Elementos del grupo 1A (ns1, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 2A (ns2, n ≥ 2)
M
M+2 + 2e-
Be(s) + 2H2O(l)
No hay reacción
Mg(OH)2(ac) + H2(g)
M(s) + 2H2O(l)
M(OH)2(ac) + H2(g)
M = Ca, Sr, or Ba
Increasing reactivity
Mg(s) + 2H2O(g)
8.6
Elementos del grupo 2A (ns2, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2)
4Al(s) + 3O2(g)
2Al(s) + 6H+(ac)
2Al2O3(s)
2Al3+(ac) + 3H2(g)
8.6
Elementos del grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2)
Sn(s) + 2H+(ac)
Sn2+(ac) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+(ac)
Pb2+(ac) + H2 (g)
8.6
Elementos del grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2)
N2O5(s) + H2O(l)
P4O10(s) + 6H2O(l)
2HNO3(ac)
4H3PO4(ac)
8.6
Elementos del grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2)
SO3(g) + H2O(l)
H2SO4(ac)
8.6
Elementos del grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2)
X2(g) + H2(g)
X-1
2HX(g)
Increasing reactivity
X + 1e-
8.6
Elementos del grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2)
8.6
Elementos del grupo 8A (ns2np6, n ≥ 2)
Subcapas ns y np completamente llenas.
Mayor energía de ionización de todos los
elementos. No tienen tendencia a aceptar
electrones adicionales.
8.6
Propiedades de los óxidos a través de un periodo
básico
acídico
8.6