Estudio acerca de la reacción entre el anión dicromato y ...
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1
1515
16161818
33--
1515
3131
VV
2323
002323
5151
2626
NiNi2+2+
2828
5959
AgAg++
11++
107107
4747
PbPb SeSe22--VV2+2+
1919
8282
5353
20201919
001919
3939
2020
20201818
2020
4040
3434
7979 5151
232322++11-- 00
5353
130130
8282
34347777 1251255454
22++
Relaciones periódicas entre los elementos
Capítulo 8
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Ψ=Ψ
Ζ−∇−∇−
Te
e
NE
r
e
m
h
M
h2
2
2
2
2
22κ
Ecuación de Schrödinger (1926)
1887-1961
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2
Ecuación de Schrödinger (1926)
Describe la naturaleza de partícula y de onda de un electrón.
Nos dice:
1. La energía de un e- con base en un Ψ dado
2. La probabilidad de encontrar un e- en un espacio definido
La cantidad de energía contenida en un e- en un átomo,puede ser descrita por su única función de onda, Ψ.
Principio de exclusión de Pauli – cada electrón en un átomo tiene sus propios números cuánticos, y no puedenexistir dos e- en el mismo átomo con los mismos valores
Ecuación de onda de Schrödinger
7.6
Conjunto de soluciones a la ecuación de Shrödinger
Las soluciones son funciones de onda s para loselectrones de un átomo. Se pueden calcular losnúmeros cuánticos
Ψ=Ψ
Ζ−∇−∇−
Te
e
NE
r
e
m
h
M
h2
2
2
2
2
22κ
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3
s2
p6
d10
f14
Conjunto de soluciones a la ecuación de Shrödinger
Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
1s2 2s2 2p6 3s2
¿Qué sigue?
3p6
Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales
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4
8.2
ns1
ns2
ns2 n
p1
ns2 n
p2
ns2 n
p3
ns2 n
p4
ns2 n
p5
ns2 n
p6
d1
d5 d10
4f
5f
Configuración electrónica de los elementos en su estado natural
La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo.
1s1
Número cuántico n Momento angular delnúmero cuántico l
Número de electrones en el orbital o subnivel
Diagrama de un orbital
H
1s1
¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?
Mg 12 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones
Abreviándolo… [Ne]3s2
[Ne]: 1s22s22p6
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Último subnivel de energía para los elementos
7.8
Configuraciones electrónicas de cationes y aniones
H 1s1 H- 1s2 ó [He]
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ó [Ne]
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ó [Ne]
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ó [Ne]
Los átomos aceptan electrones de modo que los aniones adquieren la configuración electrónica de un gas noble.
de elementos representativos
8.2
Configuraciones electrónicas de cationes y aniones
Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]
Los átomos ceden electrones de modo que los cationes adquieren la configuración electrónica de un gas noble.
de elementos representativos
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+1 +2 +3 -1-2-3
Aniones y cationes de los elementos representativos
8.2
Na+: [Ne] Al3+: [Ne] F-: 1s22s22p6 ó [Ne]
O2-: 1s22s22p6 or [Ne] N3-: 1s22s22p6 ó [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2-, y N3- son todos isoelectrónicos con Ne
¿Qué átomo neutro es isoelectrónico con H- ?
H-: 1s2 La misma configuración electrónica que el He.
8.2
Configuración electrónica de cationes de metales detransición
8.2
Cuando un átomo metálico se transforma en un catión los electrones primeramente son retirados del orbital ns y después de los orbitales (n – 1)d.
Fe: [Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 ó [Ar]3d6
Fe3+: [Ar]4s03d5 ó [Ar]3d5
Mn: [Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 ó [Ar]3d5
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Carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la “carga positiva” que siente un electrón.
Na
Mg
Al
Si
11
12
13
14
10
10
10
10
1
2
3
4
186
160
143
132
ZefectivaBaseZ Radio (pm)
Zefectiva = Z - σ 0 < σ < Z (σ = constante de shielding)
Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos o de base
8.3
Carga nuclear efectiva (Zefectiva)
8.3
incrementando Zefectiva
incr
emen
tand
o Z
efec
tiva
Tamaño atómico
+
-
-
-
-
-
--
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8
8.3
Radio atómico
8.3
incrementando el radio atómico
incr
emen
tand
o el
radi
o at
ómic
o
Radios atómicos
8.3
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8.3
Comparación de radios atómicos con radios iónicos
El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó.El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó.
8.3
8.3
Radios de iones (en pm) de elementos familiares
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10
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-
I2 + X+(g) X2+
(g) + e-
I3 + X2+(g) X3+
(g) + e-
I1 primera energía de ionización
I2 segunda energía de ionización
I3 tercera energía de ionización
I1 < I2 < I3
Lleno n=1
Lleno n=2
Lleno n=3
Lleno n=4 Lleno n=5
8.4
Variación de la primera energía de ionización con número atómico
Tendencia general en la primera energía de ionización
8.4
Al incrementar la primera energía de ionización
Al i
ncre
men
tar l
a pr
imer
a en
ergí
a de
ioni
zaci
ón
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Afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un átomo en estado gaseoso para formar un anión.
X (g) + e- X-(g)
F (g) + e- F-(g)
O (g) + e- O-(g)
∆H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol
∆H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol
8.5
Variación de la afinidad electrónica con elnúmero atómico (H – Ba)
Periodo 1 3 14 15 16 17
1H
-73
2Li
-60
B
-27
C
-122
N
0
O
-141
F
-328
3Na
-53
Al
-44
Si
-134
P
-72
S
-200
Cl
-349
4K
-48
Ga
-30
Ge
-120
As
-77
Se
-195
Br
-325
5Rb
-47
In
-30
Sn
-121
Sb
-101
Te
-190
I
-295
6Cs
-45
Tl
-30
Pb
-110
Bi
-110
Po
-180
At
-270
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Cl [Ne]3s23p5 + e- → Cl- [Ne]3s23p6
Li 1s22s1 + e- → Li1 1s22s2
- 349 kJ/mol
- 60 kJ/mol
B 1s22s22p1 + e- → B-1s22s22p2
F 1s22s22p5 + e- → F- 1s22s22p6
- 27 kJ/mol
- 328 kJ/mol
Periodo 1 3 14 15 16 17
1H
-73
2Li
-60
B
-27
C
-122
N
0
O
-141
F
-328
3Na
-53
Al
-44
Si
-134
P
-72
S
-200
Cl
-349
4K
-48
Ga
-30
Ge
-120
As
-77
Se
-195
Br
-325
5Rb
-47
In
-30
Sn
-121
Sb
-101
Te
-190
I
-295
6Cs
-45
Tl
-30
Pb
-110
Bi
-110
Po
-180
At
-270
Más reactivos
Más
reac
tivos
Más
reac
tivos
Más reactivos
9.5
La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace químico.
Aumenta la electronegatividad
Au
men
ta la
ele
ctro
neg
ativ
idad
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13
8.6
Relaciones diagonales en la Tabla Periódica
1 2 13 14
Elementos del Grupo 1 (ns1)
M M+1 + 1e-
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)
4M(s) + O2(g) 2M2O(s)
Incr
emen
to d
e la
rea
ctiv
idad
Elementos del Grupo 1 (ns1)
8.6
LITIO SODIO
POTASIO RUBIDIO CESIO
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14
Elementos del Grupo 2 (ns2)
M M+2 + 2e-
Be(s) + 2H2O(l) No hay reacción
Incr
emen
to d
e la
rea
ctiv
idad
Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(ac) + H2(g)
M(s) + 2H2O (l) M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, ó Ba
Elementos del Grupo 2 (ns2)
8.6
BERILIO CALCIOMAGNESIO
ESTRONCIO BARIO RADIO
Elementos del Grupo 13 (ns2np1)
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)
2Al(s) + 6H+(ac) 2Al3+
(ac) + 3H2(g)
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15
Elementos del Grupo 13 (ns2np1)
8.6
BORO ALUMINIO
GALIO INDIO
Elementos del Grupo 14 (ns2np2)
Sn(s) + 2H+(ac) Sn2+
(ac) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+(ac) Pb2+
(ac) + H2 (g)
Elementos del Grupo 14 (ns2np2)
8.6
CARBONO (grafito) CARBONO (diamante) SILICIO
GERMANIO ESTAÑO PLOMO
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16
Elementos del Grupo 15 (ns2np3)
8.6
N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(ac)
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(ac)
Elementos del Grupo 15 (ns2np3)
8.6
NITRÓGENO FÓSFORO
ARSÉNICO ANTIMONIO BISMUTO
Elementos del Grupo 16 (ns2np4)
8.6
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)
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17
Elementos del Grupo 16 (ns2np4)
8.6
AZUFRE SELENIO TELURIO
Elementos del Grupo 17 (ns2np5)
X + 1e- X-1
X2(g) + H2(g) 2HX(g)
Incr
easi
ng r
eact
ivity
8.6
Elementos del Grupo 17 (ns2np5)
8.6
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18
Elementos del Grupo 18 (ns2np6)
Niveles ns y subniveles np completamentellenos. Energías de ionización más altasque todos los elementos.NoNo tienden a aceptar electrones extras.
Elementos del Grupo 18 (ns2np6)
HELIO
(He)
NEÓN
(Ne)
ARGÓN
(Ar)
KRIPTÓN
(Kr)
XENÓN
(Xe)
Propiedades de los óxidos a través de un periodo
básicos ácidos
Algunas propiedades de los óxidos del tercer período
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COMPUESTOS INORGÁNICOSCOMPUESTOS INORGÁNICOS
METALES NO METALES
ÓXIDOS METÁLICOS
HIDRÓXIDOS
ÓXIDOS NO METÁLICOS
OXIÁCIDOS
SALES
OXISALES BINARIAS COMPLEJAS(Complejos)
TernariasCuaternarias (ácidas)
Básicas (OH)
HIDRUROS METÁLICOS HIDRUROS NO METÁLICOS
BB
TeTeSbSb
AsAsGeGe
SiSi
AtAt
METALES, NO METALES Y METALOIDES
TiTi FeFeMnMnCrCrVV
ZrZr
ZnZn
AlAl
AuAu
AgAg
CoCo GaGa GeGe AsAs
SiSi
SnSn
PbPb
SbSb TeTe
BeBe
ÁCIDOS, BASES Y ANFÓTEROS
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METALES NO METALES
• Brilllo• Conducen electricidad• Conducen calor• Bajas Energías de Ionización• Pierden electrones con facilidad• Se oxidan con facilidad• Baja Afinidad Electrónica• No aceptan electrones con facilidad• Baja Electronegatividad• Ceden electrones en los enlaces• Provocan reacciones de reducción (son reductores)•Forman cationes
• Opacos• No conducen electricidad• No conducen calor• Altas Energías de Ionización• Difícilmente pierden electrones• Alta Afinidad Electrónica• Aceptan electrones con facilidad• Provocan reacciones de oxidación (son oxidantes)• Se reducen con facilidad• Alta Electronegatividad• Atraen electrones en los enlaces