Universidad de La Frontera Fac. Ing. Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas

Uniones Interatómicas Clasificación Elementos

Prof. Josefina Canales

La Materia puede clasificarse ampliamente en 3 tipos:

Elemento: Tipo de materia mas simple con propiedades físicas y químicas unidas. Consiste en una clase de Atomo.

Compuesto: Tipo de materia constituida por 2 o mas elementos diferentes.

Mezcla: Es un grupo de 2 o mas sustancias (elemento o compuesto ) que están físicamente intermezclados.

La Teoría Atómica de Dalton (1808) 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 2. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o fracción sencilla. 3. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

El oxígeno en CO y CO2 Monóxido de carbono

Dióxido de carbono

2

Teoría atómica de Dalton

Átomos del elemento Y

Átomos del elemento X

16 X

+

8Y

Compuesto formado por los elementos X y Y

8 X2Y

Partículas Subatómicas

Partícula

Masa (g)

Carga (Coulombs)

Electrón (e-) 9.1 x 10-28 -1.6 x 10-19 +

Protón (p )

-24

1.67 x 10

Neutrón (n) 1.67 x 10-24

-19

+1.6 x 10 0

Carga (unitaria) -1 +1 0

masa p = masa n = 1840 x masa e-

Número atómico (Z) = número de protones en el núcleo Número de masa (A) = número de protones + número de neutrones = número atómico (Z) + número de neutrones Isotópos son átomos del mismo elemento (X) con diferente número de neutrones en su núcleo Número de masa

A ZX

Número atómico

1 1H 235 92

2 1H

U

Símbolo del elemento

(D) 238 92

3 1H

U

(T)

¿Sabes qué son los isótopos?

¿Cuántos protones, neutrones y electrones están en 6 protones, 8 (14 - 6) neutrones, 6 electrones

14 6

C

¿Cuántos protones, neutrones y electrones están en 6 protones, 5 (11 - 6) neutrones, 6 electrones

11 6

C

Tabla periódica moderna

No metales

Gases nobles

Metaloides

Halógenos

Metales

Grupo

Metales alcalinos

Metales alaclinotérreos

Periodo

¿Sabes qué son los iones?

¿Cuántos protones y electrones están en

27 3+ 13 Al

13 protones, 10 (13 – 3) electrones 2¿Cuántos protones y electrones están en 78 Se 34

34 protones, 36 (34 + 2) electrones

Un Ión es un átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. Catión es un ion con carga positiva Si un átomo neutro pierde uno o más electrones se vuelve un catión.

Na

11 protones 11 electrones

Na+

11 protones 10 electrones

Anión es un ion con una carga negativa Si un átomo neutro gana uno o más electrones se vuelve un anión.

Cl

17 protones 17 electrones

Cl-

17 protones 18 electrones

Un ion monoatómico contiene solamente un átomo + 2+ 23+ 3-

Na , Cl , Ca , O , Al , N

Un ion poliatómico contiene más de un átomo

OH-, CN-, NH4+, NO3-

Iones Monoatómicos

Una molécula es un agregado de dos o más átomos en una colocación definitiva que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas

H2

H2O

NH3

CH4

Una molécula diatómica contiene sólo dos átomos H2, N2, O2, Br2, HCl, CO

Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos O3, H2O, NH3, CH4

Tipos estandar de Fórmulas y Modelos Fórmula molecular Fórmula estructural Modelo de esferas y barras Modelo espacial

Hidrógeno

Agua

Amoniaco

Metano

Una fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Una fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos. molecular

empírica

H2O

H2O

C6H12O6

CH2O

O3

O

N2H4

NH2

Los compuestos iónicos son una combinación de cationes y aniones • La fórmula siempre es la misma que la fórmula empírica • La suma de las cargas en el catión(es) y anión(es) en cada una de las fórmulas debe ser igual a cero

El compuesto iónico NaCl

Configuración Electrónica y Periodicidad Química

Números Cuánticos 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.

Números Cuánticos 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: 0 • n=1 ,l=0 • n=2,l =0y1 • n=3,l=0,1,2

( n-1 )

Números Cuánticos 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 0 +l) • l = 0 , ml = 0 • l =1 , ml = -1,0,+1 • l = 2 , ml = -2,-1,0,1,2

Números Cuánticos 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 = 0 • n=2 l=0 l=1 •

ms = +1/2 y -1/2 ml = 0 ml = 0 ms = +1/2 y -1/2 ml = -1 ms = +1/2 y -1/2 ml = 0 ms = +1/2 y -1/2 ml = +1 ms = +1/2 y -1/2

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 angular

l

Enteros desde 0 hasta n - 1

Magnético

ml

Enteros desde -l a 0 a +l

Spin

ms

+ 1/2 o -1/2

Forma del orbital (los valores de l 0, 1, 2, y 3 corresponden a los orbitales s, p, d, y f respectivamente) Orientación orbital

Dirección del espin de e-

Energía

Orden para el llenado de subniveles de energía con electrones

Principio de Exclusión de Pauli:

Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de números cuánticos

Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos electrones deben tener un espín opuesto.

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.

Números Cuánticos • • • • • • • • • •

n=1 n=2 n=3

n=4

l=0 l=0 l=1 l=0 l=1 l=2 l=0 l=1 l=2 l=3

ml = 0 ms = + 1/ 2 y - 1/ 2 ml = 0 para todos los orbitales ml = -1 , 0 , +1 ml = 0 ml = -1 , 0 , +1 ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2 ml = 0 ml = -1 , 0 +1 ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2 ml = - 3 , - 2 , - 1 , 0, +1,+2 ,+3

Números cuánticos Valores permitidos

n

1

l

0

0

ml

0

0 -1 0 +1 0 -1 0 +1

2

3

1

0

1

4

2

0

+1/2 -1/2

Todos espín + o - 1/2

2

3

0 -1 0 +1

-2 -1 0 +1 +2

ms

1

-2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3

Orden del llenado de electrones

1s 2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

7s

7p

Números Cuánticos Gases Nobles Orbitales de electrones

Número de electrones

1s2

Elemento 2

He

1s2 2s22p6

10

Ne

1s2 2s22p6 3s23p6

18

Ar

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6

36

Kr

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6

54

Xe

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f14 5d106p6

86

Rn

1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s25f146d10

118

?

Números Cuánticos y el número de electrones • • • • • • • • • •

n

L

m

s

# e-

##

==========================================================

1 2 3

4

0 0 (1s) +1/2 - 1/2 0 0 (2s) +1/2 -1/2 1 -1,0,+1 (2p) +1/2-1/2 0 0 (3s) +1/2-1/2 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 2 -2,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/2 0 0 (4s) +1/2-1/2 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2

* Denota un gas noble

2 2 6 2 6 10 2 6

2* 4 10* 12 18* 28 30 36*

Configuración electrónica del Helio y el Litio • He • •

1s2 n=1 n=1

L=0 L=0

mL = 0 mL = 0

• Li • • •

1s2 2s1 n=1 n=1 n=2

L=0 L=0 L=0

mL = 0 ms = + 1/ 2 mL = 0 ms = - 1/ 2 mL = 0 ms = - 1/ 2

ms = + 1/ 2 ms = - 1/ 2

Diagrama de orbital de caja Elemento Símbolo Configuración electrónica

Hidrógeno

Helio

Litio

Berilio

H

He

Li

Be

H

Be

Diagrama de caja del orbital

1s1 1s

2s

1s

2s

1s

2s

1s

2s

1s2

1s22s1

1s22s2

Energía

Diagrama de orbital vertical para el estado basal del Li

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.

Ocupación de orbitales para los 10 primeros elementos, del H al Ne Periodo

Periodo

Diagrama de orbital de caja B (5 e-) C (6 e-) N (7 e-) O (8 e-) F (9 e-) Ne (10 e-)

B

Ne

1s2 2s2 2p1 1s

2s

2px

2py

2pz

1s

2s

2px

2py

2pz

1s

2s

2px

2py

2pz

1s

2s

2px

2py

2pz

1s

2s

2px

2py

2pz

1s

2s

2px

2py

2pz

1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6

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 • Electrones centrales Cloro 17 electrones • Electrones de valencia • Electrones centrales

[Ne] 3s 1 --- uno 1s 2 2s 2 2p 6 --- diez [Ne] 3s 2 3p 5---- siete 1s2 2s 2 2p 6 ---- diez

Configuración electrónica • • • • • • • • • •

H He Li Be B C N O F Ne

1s 1 1s 2 1s2 2s 1 1s2 2s 2 1s2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6

[He] [He] 2s 1 [He] 2s 2 [He] 2s 2 2p 1 [He] 2s 2 2p 2 [He] 2s 2 2p 3 [He] 2s 2 2p 4 [He] 2s 2 2p 5 [He] 2s 2 2p6 = [Ne]

Configuración electrónica

• • • • • • • •

Na Mg Al Si P S Cl Ar

[Ne] 3s 1 [Ne] 3s 2 [Ne] 3s 2 3p 1 [Ne] 3s 2 3p 2 [Ne] 3s 2 3p 3 [Ne] 3s 2 3p 4 [Ne] 3s 2 3p 5 [Ne] 3s 2 3p6 ==

[Ar]

Periodo

Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos

Diagramas de orbital de caja Número atómico Elemento 11 Na

Diagrama de orbital de caja (3s y 3p) 3s

12

3px

3py

3pz [He] 3s23p2

3px

3py

3pz [He] 3s23p3

P 3px

3py

3pz [He] 3s23p4

S Cl 3s

18

3pz

Si

3s 17

3py

[He] 3s23p1

3s 16

3px

Al

3s 15

3pz [He] 3s2

3s 14

3py

Ar

Ar

Configuración electrónica condensada [He] 3s1

Mg 3s

13

3px

Na

3px 3px

3py 3py

3pz 3pz

[He] 3s23p5 [He] 3s23p6

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

Configuración electrónica • • • • • • • • • • • •

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

[Ar] 4s 1 [Ar] 4s 2 [Ar] 4s 2 3d 1 [Ar] 4s 2 3d 2 [Ar] 4s 2 3d 3 [Ar] 4s 1 3d 5 [Ar] 4s 2 3d 5 [Ar] 4s 2 3d 6 [Ar] 4s 2 3d 7 [Ar] 4s 2 3d 8 [Ar] 4s 1 3d 10 [Ar] 4s 2 3d 10

o este orden es correcto [Ar] 3d 1 4s 2 [Ar] 3d 2 4s 2 [Ar] 3d 3 4s 2 Anomalías en el llenado El orden puede ser correcto Pero normalmente es mejor poner el último en llenarse Anomalías en el llenado

Diagrama de orbital de caja Sc 4s Z = 21 Z = 22

Sc Ti

[Ar] 4s2 3d1 [Ar] 4s 2 3d 2

Z = 23

V

[Ar] 4s 2 3d 3

Z = 24

Cr

[Ar] 4s1 3d 5

Z = 25 Mn

[Ar] 4s 2 3d 5

Z = 26 Fe

[Ar] 4s 2 3d 6

Z = 27

Co

[Ar] 4s 2 3d 7

Z = 28

Ni

[Ar] 4s 2 3d 8

Z = 29

Cu

[Ar] 4s 1 3d 10

Z = 30

Zn

[Ar] 4s 2 3d 10

Zn 3d

Configuración electrónica • • • • • • • • • • • •

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

[Kr] 5s 1 [Kr] 5s 2 [Kr] 5s 24d 1 [Kr] 5s 2 4d 2 [Kr] 5s 1 4d 4 [Kr] 5s 1 4d 5 [Kr] 5s 2 4d 6 [Kr] 5s 1 4d7 [Kr] 5s 1 4d 8 [Kr] 4d 10 [Kr] 5s 1 4d 10 [Kr] 5s 2 4d 10

Anomalías en el llenado

Configuración electrónica • • • • • • • • • • • • •

Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho

[Xe] 6s 1 [Xe] 6s 2 [Xe] 6s2 5d 1 [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 [Xe] 6s 2 4f 3 [Xe] 6s 2 4f 4 [Xe] 6s 2 4f 5 [Xe] 6s 2 4f 6 [Xe] 6s 2 4f 7 [Xe] 6s 2 3d 1 4f 7 [Xe] 6s 2 4f 9 [Xe] 6s 2 4f 10 [Xe] 6s 2 4f 11

Anomalías en el llenado

Configuración electrónica • • • • • • • • • • • •

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi

[Xe] 6s 2 4f 14 5d 2 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 3 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 4 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 5 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 7 [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9 [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3

Anomalías en el llenado

H

La tabla periódica de los elementos Estructura electrónica

Li Be NaMg K Ca Sc Ti Rb Sr Y Zr Cs Ba La Hf Fr Ra Ac Rf

B C N Al Si P V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As NbMo Tc R Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Ta W Re uOs Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Ha Sg

O S Se Te Po

F Cl Br I At

Ce Pr Nd PmSm EuGd Tb DyHo Er Tm Yb Lu Th Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es FmMd NoLr Orbitales “s“

Orbitales “p“

Orbitales “d“

Orbitales “f“

He Ne Ar Kr Xe Rn

La tabla periódica de los elementos Anomalías en el llenado de electrones H He Li Be B C N O F Ne NaMg 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 HaMe Ce Pr Nd PmSm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es FmMd No Lr Llenado anómalo de electrones

Número de periodo: máximo de nivel de energía ocupado

Grupos principales de elementos (bloque s)

Tabla periódica de las configuraciones parciales en estado basal Elementos de trancisión (bloque d)

Elementos de trancisión(bloque f)

*Lantánidos

**Actínidos

Grupos principales de elementos (bloque p)

Relación entre el llenado de orbitales y la tabla periódica

bloque p bloque s

bloque f

bloque d

Configuración electrónica de iones • Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Na+

1s 2 2s 2 2p 6

• Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

Mg+2 1s 2 2s 2 2p6

• Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Al+3 1s 2 2s 2 2p 6

• O 1s 2 2s 2 2p 4

O- 2

1s 2 2s 2 2p 6

• F 1s 2 2s 2 2p 5

F- 1

1s 2 2s 2 2p 6

• N 1s 2 2s 2 2p 3

N- 3

1s 2 2s 2 2p 6

Iones y átomos isoelectrónicos

•

H- 1 { He } Li+ Be+2

•

N- 3

O- 2 F- { Ne } Na+ Mg+2 Al+3

•

P- 3 S- 2 Cl- { Ar }

•

As- 3 Se- 2 Br- { Kr } Rb+ Sr+2

•

Sb- 3 Te- 2

K+ Ca+2

Sc+3 Ti+4 Y+3

Zr+4

I- { Xe } Cs+ Ba+2 La+3 Hf+4

Tendencias en el comportamiento metálico

Periodo 3

Gupo 5A (15)

El cambio en el comportamiento metálico en el grupo 5A (15) y el periodo 3

Comportamiento ácido – base de un óxido metálico (iónico) y un óxido no metálico (covalente)

La Tendencia en el comportamiento ácido – base para óxidos de elementos

Iones de los grupos principales y la configuración electrónica de un gas noble

Periodo

Periodo

Electrones perdidos

Electrones ganados

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: S2- [Ne] 3s23p6 (como el Ar) a) S [Ne] 3s23p4 + 2 e b) Ba ([Xe] 6s2) Ba2+ [Xe] + 2 e c) Sb [Kr] 4d105s25p3 Sb3+ [Kr] 4d105s2 + 3 e Sb [Kr] 4d105s25p3 Sb5+ [Kr] 4d10 + 5 e -

Energía, E

Entrecruzamientos en los niveles de energía del periodo 4

Número atómico, Z

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] 5s24d105p2 Sn [Kr] 5s24d105p2 Pb [Xe] 4f145d106s26p2 Pb [Xe] 4f145d106s26p2

Sn4+ [Kr] 4d10 + 4 e Sn2+ [Kr] 5s24d10 + 2 e Pb+2 [Xe] 4f145d106s2 + 2 ePb+4 [Xe] 4f145d10 + 4 e-

As [Ar] 3d104s24p3 As [Ar] 3d104s24p3

As3+ [Ar] 3d104s2 + 3 eAs5+ [Ar] 3d10 + 5 e-

Sb [Kr] 4d105s25p3 Sb [Kr] 4d105s25p3

Sb3+ [Kr] 4d105s2 + 3 eSb5+ [Kr] 4d10 + 5 e-

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.

Aparato para medir el comportamiento magnético de una muestra

Balanza

Muestra diamagnética

Electroimán

Muestra paramagnética

Electroimán

Ejemplos de iones y elementos que son paramagnéticos a)

Ti [Ar]4s23d2

Ti+2 [Ar] 3d2 + 2 e 4s

4s b)

3d Fe [Ar] 4s2 3d 6

4s c)

3d

Fe+3 [Ar] 3d 5 + 3 e -

3d

4s

Cu [Ar] 4s1 3d10

3d

Cu+1 [Ar] 3d10 + 1 e -

Cu+ or Zn+2 4s Zn [Ar] 4s2 3d10

3d Zn+2 [Ar] 3d10 + 2 e -

Propiedades de Tamaño y Energía

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

Periodo

Radios atómicos de los grupos principales y elementos de transición

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- < O2c) Fe+2 tiene una carga más baja que Fe+3, por lo tanto es más grande: Fe+3 < Fe+2

Ilustración del radio iónico

GRUPO

PERIODO

Radio atómico contra radio iónico

Radio atómico (pm)

Periodicidad del Radio Atómico

Numero atómico, Z

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.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Afinidad electrónica medible, Cl es más alta

X (g) + e-

X-(g)

Electronegatividad relativa, F es más alta

Electronegatividad de los elementos comunes

Aumento de electronegatividad

Aumento de electronegatividad

Electronegatividad y tamaño atómico

A: Muestra Menor Periodo tamaño Mayor Electronegatividad

Grupo

Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia

Tipo de enlace

0

Covalente

≥2 0 < y