2BCN_QUI_14b_propied_periodi_y_conf_electronica

IES – POLITÉCNICO – SORIA
Departamento de Física y Química
PROPIEDADES PERIÓDICAS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se conocen con el nombre de propiedades periódicas a aquellas propiedades
relacionadas con la actividad química de los elementos y que varían de forma
periódica con el sistema periódico.
1. Radio atómico. 2. Energía de ionización (EI). 3. Afinidad electrónica (AE). 4.
Electronegatividad (EN) 5. Carácter metálico. 6. Número de oxidación.
La comprensión de la variación de las propiedades periódicas es fundamental en
química. Permitirá entender y predecir la reactividad de los elementos.
El comportamiento
químico de un elemento
se debe básicamente a la
estructura de la última
capa (capa de valencia).
Con modificaciones
debidas a las capas
interiores.
Para entender y analizar el comportamiento de las propiedades periódicas, deben de tenerse en cuenta,
fundamentalmente, tres características del átomo:
* La carga del núcleo, su número de protones o número atómico.
* El número de niveles, que determina la distancia al núcleo y el efecto pantalla que ejercen los electrones
internos sobre los exteriores. Es decir, como las capas internas interfieren en la interacción del núcleo y los
electrones de la última capa.
* La configuración electrónica, que determinará la tendencia que tiene un átomo a ganar o perder electrones
para adquirir la configuración electrónica más estable posible. (1s2, o ns2np6 en general subniveles llenos o
semillenos).
1. RADIO ATÓMICO. Se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos
unidos por enlace covalente (no metales), o bien por enlace metálico (metales)
1. Carga del núcleo
2. Número de niveles
3. Config.
Variación
electrónica
En un grupo Hacia debajo,
hacia debajo, aumenta nº de
Hacia debajo,
aumenta la carga →
niveles (nº cuántico principal),
predomina el efecto
mayor atracción
→ aumenta apantallamiento →
del número de
aumenta el volumen
niveles → radio
aumenta según
descenso
En un
Hacia derecha,
Hacia derecha, no aumenta el
Hacia derecha,
periodo
aumenta carga →
nº de niveles.
como aumenta
mayor atracción →
Pero en periodos largos,
carga y no el
disminuye radio
aumentan repulsiones capas
número de nivel →
internas, esto genera
mayor atracción →
irregularidades en periodos
disminuye el radio.
En general
Variación global en la Tabla Periódica:
AUMENTO (general, salvo irregularidades) DEL RADIO
ATÓMICO ...
Observaciones: El radio de un ion positivo es menor que el del átomo neutro. Especialmente importante en
alcalinos y alcalinotérreos, ya que disminuye el nº de nivel.
El radio de un ion negativo suele ser mayor que el del átomo neutro. El e- entrante es repelido por el resto de
los electrones, aumentando el radio.
Entre dos iones de igual número de electrones (isoelectrónicos) tendrá menor radio el que tenga mayor número
atómico (es mayor la fuerza que las cargas positivas del núcleo, ejercen sobre los electrones)
Li
1,23
Na
1,57
K
2,03
Be
0,89
Mg
1,36
Ca
1,74
B
0,80
Al
1,25
Ga
1,25
C
0,77
Si
1,17
Ge
1,22
N
0,70
P
1,10
As
1,21
O
0,66
S
1,04
Se
1,17
F
0,64
Cl
0,99
Br
1,14
Radios atómicos (Å)
pag. 1
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2. ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE UN ÁTOMO (EI) (también Potencial de ionización), se define como
la energía intercambiada cuando a un átomo aislado,
neutro, gaseoso y en estado fundamental se le extrae un
eV 1,6·10 −19 J N A átomos 1kJ
kJ
1
·
·
·
= 96,4
electrón y transformarlo en un ion monopositivo gaseoso:
átomo
1eV
mol
1000 J
mol
X(g) → X+ (g) + 1e- ; ∆E=EI
* A la energía para arrancar un 2º electrón: segundo potencial de ionización, y etc...
* Unidades habituales: eV/átomo o kJ/mol.
* Como EI es la energía que hay que suministrar al sistema para arranca un electrón, EI será tanto mayor
cuanto más fuertemente unido esté el electrón al átomo.
1. Carga del núcleo
2. Número de niveles 3. Config. electrónica
Variación
En un
Hacia debajo, aumenta la Hacia debajo,
No influye en la
Predomina efecto
grupo
carga → mayor atracción aumenta nº de
variación en el grupo,
combinado del nº de
niveles, aumenta
todos tienen la misma. niveles, esto es, EI
distancia al núcleo y
baja según
apantallamiento →
descenso en Tabla
menor atracción
El nivel (última capa) Factor importante,
En un
Según derecha, aumenta
Los tres efectos
no cambia en un
según se avanza se
periodo carga núcleo → mayor
coinciden → EI
periodo, la distancia
aproxima a config. de
atracción sobre eaumenta a lo largo
será parecida, el
gas inerte → más
del periodo
efecto de pantalla
energía para arrancar etambién y como
aumenta carga núcleo
→ mayor atracción
En
CONSIDERANDO EL AUMENTO DE LA EI EN LA TABLA ....
general Observaciones: La energía de ionización siempre es una energía que hay
que sumistrar desde el exterior (el sistema absorbe energía, aumenta su
energía, ∆E+), por tanto la EI siempre es positiva.
La 2ª EI es mayor que la 1ª, ya que se arranca un electrón a un ion con una
carga positiva.
Energía de ionización (eV)
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
5,4
9,3
8,3
11,2 14,5
13,6 17,34
21,6
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
5,1
7,6
6,0
8,2
10,5
10,4 12,95
15,8
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
4,3
6,1
6,0
7,9
9,8
9,8
11,80
14,0
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
4,2
5,7
5,8
7,3
8,6
9,0
10,60
12,12
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
3,9
5,2
6,1
7,4
7,3
8,4
9,6
10,7
2
2
3
ns
ns np
Irregularidades: Subniveles llenos o semilleros, implica
estabilidad.
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3. AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) , se define como la energía intercambiada en el proceso de
incorporación de un electrón a un átomo en estado gaseoso para originar un ion negativo (anión), también en
estado gaseoso.
X(g) + 1e- → X- (g) ; ∆E=AE; así AE +, significa que el sistema absorbe energía (endotérmico); AE -,
significa que el sistema emite energía (exotérmico, se estabiliza).
La variación se analizará en VALOR ABSOLUTO de AE. Significando así que a mayor AE, mayor
estabilización al entrar un electrón.
Carga del núcleo
Número de niveles
Config. electrónica
Variación
En un grupo Hacia debajo,
Hacia debajo,
Hacia debajo,
aumenta la carga →
aumenta nº de
predomina el efecto
mayor atracción del
niveles, aumenta
del número de
electrón entrante.
distancia al núcleo y
niveles, y con ello
apantallamiento →
la tendencia a ganar
menor atracción
un e- → disminuye
AE.
En un
Según derecha,
El nivel (última capa) Factor importante,
Hacia la derecha
según se avanza se
periodo
aumenta carga núcleo no cambia en un
(salvo excepciones)
periodo, la distancia
aproxima a config. de
→ mayor atracción
AE aumenta.
sobre eserá parecida, el
gas inerte → mayor
efecto de pantalla
tendencia a ganar etambién y como
aumenta carga núcleo
→ mayor atracción
En general
Variación global en la Tabla Periódica:
CONSIDERANDO EL AUMENTO DE LA AE EN LA TABLA
....
Observaciones: EI, siempre es positiva (proceso endotérmico), AE puede ser positiva (proceso endotérmico), o
negativa (proceso exotérmico), ya que en algunas ocasiones la entrada de un electrón supone un estado más
estable que el átomo neutro.
Niveles electrónicos llenos (ns2, como el Be, nd10, como Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg,, ns2np6, para gases inertes) o
semillenos (np3 como el N) son particularmente estables y tanto las EI y las AE tienen valores más elevados
que la norma general.
* El FLUOR, tiene un valor de la AE, menor que el esperado (siempre considerando valores absolutos),
esto se debe a su pequeño tamaño. El electrón entrante debe soportar una gran repulsión de los demás
electrones presentes.
Afinidad electrónica (eV)
Li
Be
B
C
N
O
F
-0,54
0,60
-0,20
-1,25
0,10
-1,47
-3,45
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
-3,61
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
-3,36
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
-3,06
pag. 3
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4. ELECTRONEGATIVIDAD (EN) se define la EN como la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí
los electrones de un enlace.
A diferencia de la EI y la AE, la EN no es una energía. Es un número. Define de forma relativa la “apetencia”
de los átomos para captar electrones. La escala más utilizada se debe a Linus Pauling (1901-1994) (Nobel
Química en 1954, y Nobel de la Paz en 1962), asignando valores comprendidos entre 0 y 4, tomando para el
hidrógeno el valor arbitrario de 2,1.
Carga del núcleo
Número de niveles
Config. electrónica
Variación
En un grupo Hacia debajo,
Hacia debajo,
Hacia debajo,
aumenta la carga →
aumenta nº de
disminuye EN.
mayor atracción sobre niveles, aumenta
Hacia arriba,
e- entrantes
distancia al núcleo y
aumenta EN
apantallamiento →
menor atracción
En un
Según derecha,
El nivel (última capa) Según se avanza se
Hacia la derecha
aproxima a config. de
periodo
aumenta carga núcleo no cambia en un
(salvo excepciones)
periodo, la distancia
gas inerte → mayor
→ mayor atracción
EN aumenta.
sobre eserá parecida, el
tendencia a ganar eefecto de pantalla
también y como
aumenta carga núcleo
→ mayor atracción
En general
Variación global en la Tabla Periódica:
Observaciones: Su variación es por tanto, igual a la de EI y a la de la AE, aumentando hacia la derecha y hacia
arriba en el sistema periódico.
ELECTRONEGATIVIDAD (Escala de Pauling)
Li
Be
B
C
N
O
0,98
1,85
2,04
2,55
3,04
3,44
F
3,98
Na
0,93
K
0,82
Rb
0,82
Cs
0,79
Cl
3,16
Br
2,96
I
2,66
At
2,2
Mg
1,31
Ca
1,0
Sr
0,95
Ba
0,89
Al
1,61
Ga
1,81
In
1,78
Tl
2,04
Si
1,9
Ge
2,01
Sn
1,96
Pb
2,33
P
2,19
As
2,18
Sb
2,05
Bi
2,02
S
2,58
Se
2,55
Te
2,10
Po
2,0
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5. CARÁCTER METÁLICO.
Los elementos metálicos son aquellos que tienen tendencia a ceder los electrones de las capas externas,
es decir, tienen baja AE, baja EI y poca EN.
En general
Los elementos con pocos electrones en su última capa son metales porque los ceden con
facilidad, salvo que, debido a su pequeño tamaño, estos electrones sean fuertemente atraídos
por el núcleo. El Boro es un elemento químico que se encuentra en esta situación.
Los elementos con 4 electrones en su última capa se comportan como metales en caso de gran
tamaño (Sn y Pb). Los electrones están alejados.
Los elemntos con más de 4 electrones suelen comportarse
como no metales. Solo el Bi por su gran tamaño se comporta
como metal.
Entre metales y no-metales se encuentran los semimetales (o
anfóteros), como el B, Ge, Sb, con propiedades intermedias.
Variación global en la Tabla Periódica:
Un elemento es reductor si tiene tendencia a CEDER electrones. → METALES
Un elemento es oxidante si tiene tendencia a COGER electrones. → NO METALES
Por tanto, lo elementos reductores serán los de baja EN, esto es los METALES.
Y los elementos oxidantes serán los de elevada EN, esto es, los NO METALES
pag. 5
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6. NÚMERO DE OXIDACIÓN.
El número de oxidación de un átomo, en un compuesto químico, es el número de electrones ganados o
perdidos (total o parcialmente) por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado.
En
Existe una relación directa entre el nº de oxidación y la configuración electrónica.
general Todo elemento químico tiende a estabilizarse en el “juego de electrones” (captación-cesióncompartición) que supone un enlace químico. La máxima estabilidad es la estructura electrónica de
un gas inerte.
Los elementos de un mismo grupo poseen iguales sus números de oxidación más representativos.
La estabilidad de capas completas también influye en los números de oxidación.
* NUMERO DE OXIDACIÓN IÓNICO (también llamado VALENCIA IÓNICA):
Número de electrones que un átomo neutro ha de ganar o perder para formar su ion más
estable.
Ejemplos:
- Alcalinos ns1 ---- su nº de oxidación +1
- Halógenos ns2np5 --- su nº de oxidación -1
- Carbonoideos, pueden ganar o perder 4 electrones. C, Si y Ge debido a su pequeño tamaño no
ceden electrones con facilidad, pero su pequeña carga no es suficiente para atraer electrones ajenos,
por tanto no forman iones. El Sn y el Pb, con los electrones de la ultima capa muy alejados, pueden
perder los 2 electrones p (iones +2), o los 4 de la última capa (iones +4).
- Los elementos de transición tienen posibilidades mas variadas, su última capa es del tipo:
(n-1)d1...10ns2 con ambos niveles próximos en energía.
Así el Fe: 3d64s2 ... puede perder los 2 electrones s .... (ion +2); o los 2 s y uno de los d, quedándose
con el subnivel d semilleno, con 5 electrones (situación que estabiliza, quedando un electrón
desapareado en cada uno de los orbitales d), formándose el ion +3.
* NUMERO DE OXIDACIÓN COVALENTE (también llamado COVALENCIA):
Viene determinado por el número posible de enlaces covalentes que puede formar, y por tanto
por el número de electrones desapareados.
Carbono
2s
↑↓
↑
2p
↑
↑
↑
↑
2 e- desapareados .. nº oxidación 2 ... en el CO (C nº ox. +2)
↑
4 e- desapareados .. nº oxidación 4 ... en el CO2 (C nº ox. +4)
Oxígeno (No hay subnivel d)
2s
↑↓
↑↓
2p
↑
↑
2 e- desapareados .. nº oxidación 2 ... en el H2O (O nº ox. -2)
Azufre (posibilidad de promoción a subnivel d)
3s
↑↓
↑↓
↑
↑↓
↑
↑
3p
↑
↑
↑
3d
↑
↑
↑
↑
↑
en el SO (S nº ox. +2)
en el SO2 (S nº ox. +4)
↑
en el SO3 (S nº ox. +6)
pag. 6
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Recordar:
Niveles llenos o semillenos
aumentan la estabilidad
Variación E.I. - 2º período
25
Ne; 21,6
energía (eV)
20
F; 17,34
15
N; 14,5
O; 13,6
C; 11,2
10
Be; 9,3
B; 8,3
Li; 5,4
5
0
Li
Be
B
C
N
O
elementos 2º período
F
Ne
Variación E.I. - Grupo IA (Alcalinos)
6
energía (eV)
5,5
En la recta de ajuste se observa:
Be más de lo esperado por tener
s2 lleno. Energía extra para
arrancar un e-.
B menos de lo esperado. Al salir
e- (p1)se queda con s2 (subnivel
lleno ↑ estabilidad)
N más de lo esperado por p3,
subnivel semilleno.
O menos de lo esperado. Al salir
un e- se queda con p3, subnivel
semilleno.
Ne más de lo esperado por
estructura s2p6.
Li; 5,4
Na; 5,1
5
4,5
K; 4,3
Rb; 4,2
4
Cs; 3,9
3,5
3
Li
Na
K
Rb
elementos 2º período
Cs
Variación A.E. - 2º período
1
En la recta de ajuste se observa:
Be; 0,6
0,5
energía (eV)
0
-0,5
-1
-1,5
Li Li; -0,54
Be
B
B; -0,2
N; 0,1
C
N
C; -1,25
O
F
O; -1,47
-2
-2,5
-3
F; -3,45
-3,5
-4
elementos 2º período
En algunos textos definen la AE como: la energía que desprende un
elemento en su estado fundamental y como gas, cuando recibe un electrón.
X(g) + e- ---> X- (g) + AE
Considerando la energía desprendida como +. Lo cual, no está de acuerdo
con el criterio de signos termodinámico. Según el cual, cuando un sistema
cede energía significa que su Efinal<Einicial, y por tanto, ∆E es negativo.
Lo correcto es definir AE como la energía intercambiada en el proceso:
X(g) + e- ---> X- (g)
Así AE será – (negativa) en los procesos que el sistema ceda energía
(exotérmicos), que tiendan a mayor estabilidad. Y al revés, AE será +
(positiva) en los procesos que el sistema absorba energía (endotérmicos).
Li (AE –, cede energía, se
estabiliza al meter e- ), metiendo
un e- se queda con s2, subnivel
lleno.
Be (AE +, hay que dar energía)
por tener s2 lleno. Cuesta meter
un e- extra.
C (AE –, cede energía) al entrar
un e-, logra un subnivel
semilleno p3 .
N (AE +, hay que dar energía
para meter un e-) por tener p3,
subnivel semilleno.
F (AE –, alta) más de lo
esperado por tender a estructura
s2p6 y justo con e- que entra, la
logra.
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pag. 8