Propiedades Periódicas Docente: Raquel Villafrades Torres

Química General

UPB

Introducción Las propiedades periódicas son aquellas que varían de forma regular por la posición que ocupan los elementos en la tabla periódica.

Para comprender las propiedades periódicas es necesario introducir el concepto de carga nuclear efectiva.

Carga nuclear efectiva Carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la “carga positiva” que siente un electrón.

Zefectiva = Z - σ

(σ = constante de apantallamiento)

Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos En otras palabras, la carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones externos.

Carga nuclear efectiva Calc lemos la carga nuclear Calculemos n clear efectiva efecti a de alg algunos nos elementos del período dos Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos

3Li

1s2 2s1

Zefectiva ≈ 3 -2 = +1

5B

1s2 2s2 2p1

Zefectiva ≈ 5 -2 = +3

7N

1s2 2s2 2p3

Zefectiva ≈ 7 -2 = +5

9F

1s2 2s2 2p5

Zefectiva ≈ 9 -2 = +7

Carga nuclear efectiva (Zefectiva)

c o n s t a n t e

incrementando Zefectiva

A lo l largo l d un mismo de i período, í d la l carga nuclear l efectiva f ti aumenta de izquierda a derecha A lo largo de un mismo grupo, la carga nuclear efectiva permanece aproximadamente constante

Carga nuclear efectiva y efecto pantalla A qué se debe esta variación c o n s t a n t e

incrementando Zefectiva

Existe un fenómeno f denominado efecto f pantalla, dicho efecto f consiste en el apantallamiento o protección que le brindan los electrones internos a los externos de la fuerza de atracción del núcleo.

Carga nuclear efectiva y efecto pantalla Efecto pantalla: apantallamiento o protección que le brindan los electrones internos a los externos de la fuerza de atracción del núcleo. 3Li

1s 1 2 2s 2 1

Zefectiva ≈ 3 -2 2 = +1 1

Para el Li, dos electrones internos protegen muy bien a un solo electrón externo:

D electrones Dos l t IInternos t

Núcleo del Litio

Buen efecto pantalla ⇒ Baja carga nuclear Un electrón externo

9F

1s2 2s2 2p5

Zefectiva ≈ 9 -2 2 = +7 f ti

Para el Flúor, dos electrones internos deben proteger a siete electrones externos: B j efecto Bajo f t pantalla t ll ⇒ Alta Alt carga nuclear l

Primera propiedad periódica: Radio atómico

(a) En los metales (Fe), el radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos adyacentes. (b) Para el caso de moléculas diatómicas (Cl2), el radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los centros de los dos átomos que constituyen la molécula.

¿ Y como varía el radio atómico?

incre ementando o el radio a atómico

incrementando el radio atómico

¿ A que se debe esta variación en el radio atómico? A lo largo de un mismo periodo, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda como consecuencia de la disminución en la carga nuclear, o sea, de la disminución en la fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones externos.

A lo largo de un mismo grupo, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo como consecuencia del incremento en el numero cuántico principal, factor que contribuye en el incremento del tamaño del orbital y de la distancia entre el núcleo y los electrones externos.

¿ A que se debe la variación en el radio atómico? A continuación se muestra la relación entre la carga nuclear y ell radio di atómico tó i en cuatro t elementos l t del d l tercer t período í d

Z

e- internos

Na

11

10

1

186

Mg

12

10

2

160

Al

13

10

3

143

Si

14

10

4

132

Zefectiva

Radio (pm)

¿ Qué pasa cuando el átomo gana o pierde electrones? Cuanto un átomo pierde electrones se convierte en un catión,, veamos: 11Na

+ Na 11

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6

Na

Na+

El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó debido a la disminución en e e el numero u e o cuá cuántico t co p principal c pa e en su configuración electrónica (desaparición de un nivel de energía)

¿ Qué pasa cuando el átomo gana o pierde electrones? Cuanto un átomo gana electrones se convierte en un anión, veamos: 9F

F 9

1s2 2s2 2p5

1s2

2s2

2p6

F

F-

El anión siempre p es más g grande q que el átomo a partir del cual se formó debido a la incorporación de electrones en el ultimo subnivel, fenómeno que ocasiona la expansión de la nube electrónica al aumentar las fuerzas de repulsión entre e-

Comparación de radios atómicos con radios iónicos

Radios de iones (en pm) de elementos familiares

2. Energía de Ionización La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.

I1 + X (g)

X+(g) + e-

I1 primera energía de ionización

I2 + X+(g)

X2+(g) + e-

I2 segunda seg nda energía de ionización ioni ación

I3 + X2+(g)

X3+(g) + e-

I3 tercera energía g de ionización

I1 < I2 < I3

Energías de ionización de los primeros 20 elementos

Al iincrementtar la prim mera enerrgía de ion nización

¿ Y como varía la energía de ionización? Al incrementar la primera energía de ionización

¿ A que se debe esta variación en la energía de ionización? A lo largo de un mismo periodo, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha como consecuencia de la disminución en el tamaño de los átomos o sea, átomos, sea entre mas pequeño sea un átomo mas difícil será removerle un electrón.

A lo largo de un mismo grupo, la energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba, ya que los electrones externos de los átomos ubicados en los primeros periodos se encuentran más cerca al núcleo que los electrones de elementos ubicados en periodos superiores. La cercanía al núcleo dificulta la remoción de los electrones. electrones

Excepciones a las tendencias generales en la energía de ionización Las configuraciones electrónicas terminadas en s2, p3, p6, d5, d10 son simétricas y corresponden a elementos estables, lo que les confiere una alta energía de ionización. Las excepciones mas notables se presentan entre los tres primeros elementos de los grupos IIA y IIIA y de igual forma entre los tres primeros elementos de los grupos VA y VIA

Variación de la primera energía de ionización con el número atómico

Lleno n=1 Lleno n=2

Los elementos de la tabla periódica con mas altas lt energías í de d ionización i i ió son los gases nobles.

Lleno n=3 Lleno n=4 Lleno n=5

3. Afinidad electrónica La afinidad L fi id d electrónica l tó i mide id la l facilidad f ilid d con que un átomo át recibe un electrón Cuanto más estable se hace un átomo al recibir un electrón, mayor es su afinidad electrónica. Los halógenos o elementos del grupo VIIA son los que presentan t l las afinidades fi id d electrónicas l tó i más á altas lt ( á (más positivas) de toda la tabla periódica.

X + 1e- → X-

3. Afinidad electrónica Cuando C d no es favorable f bl energéticamente éti t recibir ibi un electrón, l t ó la l afinidad electrónica es NEGATIVA* . Por ejemplo, la adición de un electrón a un gas noble requeriría que el electrón residiera en una nueva subcapa de mayor energía un caso similar se presenta en el Be y el Mg . energía, 10Ne

Ne 10

1s2 2s2 2p6

1s2 2s2 2p6 3s1

* Nota: Dependiendo p del texto en el q que usted consulte,, la afinidad electrónica se expresa de forma positiva o negativa cuando el proceso no es favorable. En nuestro caso seguiremos la convención propuesta en el texto Química, Raymond Chang.

Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementos representativos y de los gases nobles

4. Electronegatividad La electronegatividad puede considerarse una propiedad periódica, iódi CONSULTAR EN QUE CONSISTE

5. Carácter metálico Representa la capacidad de un elemento para exhibir propiedades de metal (lustre, maleabilidad, ductilidad, buena conductividad eléctrica y térmica).

5. Características de los metales Aparte de las propiedades previamente mencionadas para los metales, se debe tener en cuenta que: * Los L metales t l tienen ti radios di atómicos tó i elevados l d * Tienen bajas energías de ionización, es decir, se les pueden d remover electrones l t con mucha h facilidad. f ilid d En E la l tabla se muestran algunos cationes comunes para los metales (Color celeste).

5. Características de los metales * Tienen bajas afinidades electrónicas, no se les facilita recibir electrones.

Por el contrario,, los NO METALES:

•Tienen Tienen radios atómicos pequeños como consecuencia de la fuerte atracción que ejerce el núcleo sobre sus electrones externos (alta carga nuclear) •Poseen altas energías de ionización, es muy complicado removerles un electrón •Poseen P afinidades fi id d electrónicas l tó i elevadas, l d reciben ib fá il fácilmente t electrones

Características de los NO METALES

GRACIAS POR SU ATENCION