Configuración electrónica y periodicidad química

Universidad de La FronteraFac. Ing. Cs. y Adm.Dpto. Cs. Químicas

Prof. Josefina Canales

Predicciones de Mendeleev de las propiedades del germanio (“eka Silicon”) y sus propiedades reales

Propiedad Propiedades predichas Propiedades reales

Masa atómica 72 72.59Apariencia Metal gris Metal grisDensidad 5.5 g/cm3 5.35 g/cm3

Volumen molar 13 cm3 /mol 13.22 cm3/molCapacidad calórica específica 0.31 J/g K 0.32 J/g KDensidad del óxido 4.7 g/cm3 4.23 g/cm3

Fórmula del sulfuro y ES2; insoluble en GeS2; insoluble en solubilidad H2O; soluble en H2O; soluble en (NH4)S acuoso (NH4)S acuoso

Fórmula del cloruro ECl4 GeCl4

(punto de ebullición) < 100oC 84oCDensidad del cloruro 1.9 g/cm3 1.844 g/cm3

Preparación del elemento reducción de K2EF6 reducción de K2GeF6

con sodio con sodio

Observación del efecto del espín del electrón

Fig. 8.1

Fuente de átomos de H

Haz de átomos de H

Pantalla detectora

Dirección del campo magnético externo no uniforme

Imán

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 l Enteros desde 0 hasta n - 1 Forma del orbitalangular (los valores de l 0, 1,

2, y 3 corresponden a los orbitales s, p, d,

y f respectivamente)Magnético ml Enteros desde -l a 0 a +l Orientación orbital

Spin ms + 1/2 o -1/2 Dirección del espin de e-

Tabla 8.2

Números cuánticos - I• 1) 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 - II• 2) 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 )

• n = 1 , l = 0 n = 2 , l = 0 y 1 n = 3 , l = 0 , 1 , 2

Números cuánticos - III• 3) 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 - IV

• 4) 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 ml = 0 ms = +1/ 2 y -1/ 2• n = 2 l = 0 ml = 0 ms = +1/ 2 y -1/ 2

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

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

Evidencia espectral de la división de niveles de energía en átomos con muchos electrones

Fig. 8.2

Espectro He

Espectro H

Fig. 8.3

Efectos electrostáticos y energías orbitalesE

ner

gía

En

ergí

aE

ner

gía

En

ergí

a

En

ergí

a

Pro

bab

ilid

ad r

adia

l Penetración de 2s

A Carga nuclear B Protección C Electrón interno protegido

D Penetración

Fig. 8.4

Orden para el llenado de

subniveles de energía con electrones

En

ergí

a

Principio de exclusión de Pauli:

Cada electrón en un átomo debe tener un conjunto único de númertos 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 - V

• n = 1 l = 0 ml = 0 ms = + 1/ 2 y - 1/ 2• n = 2 l = 0 ml = 0 para todos los orbitales• l = 1 ml = -1 , 0 , +1• n = 3 l = 0 ml = 0• l = 1 ml = -1 , 0 , +1• l = 2 ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2• n = 4 l = 0 ml = 0• l = 1 ml = -1 , 0 +1• l = 2 ml = - 2 , -1 , 0 , +1 , +2• l = 3 ml = - 3 , - 2 , - 1 , 0, +1,+2 ,+3

Números cuánticos - VI

n

l

ml

ms

Valores permitidos

1 2 3 4

0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

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

Todos espín + o - 1/2+1/2 -1/2

1s2 2 He

1s2 2s22p6 10 Ne

Orbitales de electrones Número de electrones Elemento

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 118 ? 7s25f146d10

Números cuánticos - VII Gases Nobles

Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital - I

1) El efecto de la carga nuclear (Z) sobre la energía del orbital

He+ y H tienen un electrón pero He+ tiene 2 protones, lo que duplica la fuerzas de atracción sobre los electrones:

Energía de ionización para los dos: He+ = - 5250 kJ / mol H = - 1311 kJ / mol

2) El efecto de un electrón adicional sobre la energía del orbital

He tiene dos electrones, visto que He+ tiene sólo uno, la repulsión resultante de los electrones en el orbital de He da una mayor energía de orbital (número negativo más pequeño).

E para He+ = -5250 kJ / mol E para He = -2372 kJ / mol

3) El efecto de electrones internos sobre la energía de orbitales externos

4) El efecto de la forma del orbital (valor de l) sobre su energía

Los electrones internos (1s) protegen a los electrones externos (2s) de la fuerza de atracción completa del núcleo, haciendo al orbital 2s más alto en energía. Este escudo significa que la carga nuclear efectiva (Zef), la carga nuclear que realmente experimenta un electrón, es menor para un electrón que se encuentra en un orbital externo.

E of H 1s = - 1311 kJ/mol and E of Li 2s = - 520 kJ/mol

Debido a su forma diferente, un electrón 2s está, en promedio, un poco más lejos del nucleo que uno 2p, por lo tanto, deberíamos esperar que un electrón 2s sea atraído con menos fuerza y que tenga más energía. Pero debido a que un electrón 2s también tiene una probabilidad más pequeña de “penetrar” muy cerca del nucleo, se reduce la energía del electrón 2s, y lo hace de menor energía que un electrón 2p.

Conclusiones principales de los estudios de estabilidad orbital - II

Configuración electrónica del Helio y el Litio

• He 1s2

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2

• Li 1s2 2s1

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = + 1/ 2

• n = 1 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2

• n = 2 L = 0 mL = 0 ms = - 1/ 2

Diagrama de orbital de caja - I H Be

Elemento Símbolo Configuración Diagrama de caja del orbital electrónica

Hidrógeno H 1s1

Helio He 1s2

Litio Li 1s22s1

Berilio Be 1s22s2

1s

1s

1s

1s

2s

2s

2s

2s

Fig. 8.5

En

ergí

a

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

Fig. 8.6

Periodo

Periodo

Diagrama de orbital de caja - II B Ne

B (5 e-) 1s2 2s2 2p1

1s 2s 2px 2py 2pz

C (6 e-) 1s2 2s2 2p2

N (7 e-) 1s2 2s2 2p3

O (8 e-) 1s2 2s2 2p4

F (9 e-) 1s2 2s2 2p5

Ne (10 e-) 1s2 2s2 2p6

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

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 [Ne] 3s 1 --- uno• Electrones centrales 1s 2 2s 2 2p 6 --- diez• Cloro 17 electrones• Electrones de valencia [Ne] 3s 2 3p 5---- siete• Centrales 1s2 2s 2 2p 6 ---- diez

Números cuánticos y el número de electrones

• n L m s # e- ##• ==========================================================

• 1 0 0 (1s) +1/2 - 1/2 2 2*• 2 0 0 (2s) +1/2 -1/2 2 4• 1 -1,0,+1 (2p) +1/2-1/2 6 10*• 3 0 0 (3s) +1/2-1/2 2 12• 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 18*• 2 -2,-1,0,+1,+2(3d) +1/2-1/2 10 28• 4 0 0 (4s) +1/2-1/2 2 30• 1 -1,0,+1 (3p) +1/2-1/2 6 36*

* Denota un gas noble

Orden del llenado de electrones

7s 7p

6s 6p 6d

5s 5p 5d 5f

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s

Configuración electrónica - I

• H 1s 1

• He 1s 2 [He]• Li 1s2 2s 1 [He] 2s 1

• Be 1s2 2s 2 [He] 2s 2

• B 1s2 2s 2 2p 1 [He] 2s 2 2p 1

• C 1s 2 2s 2 2p 2 [He] 2s 2 2p 2

• N 1s 2 2s 2 2p 3 [He] 2s 2 2p 3

• O 1s 2 2s 2 2p 4 [He] 2s 2 2p 4

• F 1s 2 2s 2 2p 5 [He] 2s 2 2p 5

• Ne 1s 2 2s 2 2p 6 [He] 2s 2 2p6 = [Ne]

• Na [Ne] 3s 1

• Mg [Ne] 3s 2

• Al [Ne] 3s 2 3p 1

• Si [Ne] 3s 2 3p 2

• P [Ne] 3s 2 3p 3

• S [Ne] 3s 2 3p 4

• Cl [Ne] 3s 2 3p 5

• Ar [Ne] 3s 2 3p6 == [Ar]

Configuración electrónica - II

Configuraciones electrónicas condensadas en estado basal en los tres primeros períodos

Per

iod

o

Diagramas de orbital de caja - III Na ArNúmero atómico Diagrama de orbital Configuración elec- Elemento de caja (3s y 3p) trónica condensada

11 Na [He] 3s1

12 Mg [He] 3s2

13 Al [He] 3s23p1

14 Si [He] 3s23p2

15 P [He] 3s23p3

16 S [He] 3s23p4

17 Cl [He] 3s23p5

18 Ar [He] 3s23p6

3s

3s

3s

3s

3s

3s

3s

3px

3px

3px

3py

3py

3py

3py

3py

3py

3py

3px

3px

3px

3px

3pz

3pz

3pz

3pz

3pz

3pz

3pz

Reactividades similares dentro de un grupo

A: Reacción de los metales de la Familia I A con el agua que reaccionan enérgicamente desplazando al HidrógenoB: Reacción del Cloro (Familia VII A) con el Potasio (Familia I A), para formar haluros iónicos

Configuración electrónica - III

• K [Ar] 4s 1

• Ca [Ar] 4s 2 o este orden es correcto• Sc [Ar] 4s 2 3d 1 [Ar] 3d 1 4s 2

• Ti [Ar] 4s 2 3d 2 [Ar] 3d 2 4s 2

• V [Ar] 4s 2 3d 3 [Ar] 3d 3 4s 2

• Cr [Ar] 4s 1 3d 5 • Mn [Ar] 4s 2 3d 5

• Fe [Ar] 4s 2 3d 6 El orden puede ser correcto• Co [Ar] 4s 2 3d 7 Pero normalmente es mejor• Ni [Ar] 4s 2 3d 8 poner el último en llenarse• Cu [Ar] 4s 1 3d 10 • Zn [Ar] 4s 2 3d 10

Anomalías en el llenado

Anomalías en el llenado

Diagrama de orbital de caja - IV Sc Zn

4s 3d

Z = 21 Sc [Ar] 4s2 3d1

Z = 22 Ti [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

Configuración electrónica - IV

• Ga [Ar] 4s 2 3d 10 4p 1

• Ge [Ar] 4s 2 3d 10 4p 2

• As [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3

• Se [Ar] 4s 2 3d 10 4p 4

• Br [Ar] 4s 2 3d 10 4p 5

• Kr [Ar] 4s 2 3d 10 4p 6 = [Kr]

Configuración electrónica - V

• Rb [Kr] 5s 1

• Sr [Kr] 5s 2

• Y [Kr] 5s 24d 1

• Zr [Kr] 5s 2 4d 2

• Nb [Kr] 5s 1 4d 4 • Mo [Kr] 5s 1 4d 5 • Tc [Kr] 5s 2 4d 6

• Ru [Kr] 5s 1 4d7 • Rh [Kr] 5s 1 4d 8 • Pd [Kr] 4d 10 • Ag [Kr] 5s 1 4d 10 • Cd [Kr] 5s 2 4d 10

Anomalías en el llenado

Configuración electrónica - VI

• In [Kr] 5s 2 4d 10 5p 1

• Sn [Kr] 5s 2 4d 10 5p 2

• Sb [Kr] 5s 2 4d 10 5p 3

• Te [Kr] 5s 2 4d 10 5p 4

• I [Kr] 5s 2 4d 10 5p 5

• Xe [Kr] 5s 2 4d 10 5p 6 = [Xe]

• Cs [Xe] 6s 1

• Ba [Xe] 6s 2

• La [Xe] 6s2 5d 1

• Ce [Xe] 6s 2 5d 1 4f 1 • Pr [Xe] 6s 2 4f 3

• Nd [Xe] 6s 2 4f 4

• Pm [Xe] 6s 2 4f 5

• Sm [Xe] 6s 2 4f 6

• Eu [Xe] 6s 2 4f 7

• Gd [Xe] 6s 2 3d 1 4f 7 • Tb [Xe] 6s 2 4f 9

• Dy [Xe] 6s 2 4f 10

• Ho [Xe] 6s 2 4f 11

• Er [Xe] 6s 2 4f 12

• Tm [Xe] 6s 2 4f 13

• Yb [Xe] 6s 2 4f 14

• Lu [xe] 6s 2 3d 1 4f 14

Anomalías en el llenado

Configuración electrónica - VII

• Hf [Xe] 6s 2 4f 14 5d 2

• Ta [Xe] 6s 2 4f 14 5d 3

• W [Xe] 6s 2 4f 14 5d 4

• Re [Xe] 6s 2 4f 14 5d 5

• Os [Xe] 6s 2 4f 14 5d 6

• Ir [Xe] 6s 2 4f 14 5d 7

• Pt [Xe] 6s 1 4f 14 5d 9 • Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 • Hg [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10

• Tl [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1

• Pb [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2

• Bi [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3

• Po [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 4

• At [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 5

• Rn [xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 = [Rn]

Configuración electrónica - VIII

Anomalías en el llenado

• Fr [Rn] 7s 1

• Ra [Rn] 7s 2

• Ac [Rn] 7s 2 6d 1 • Th [Rn] 7s 2

6d 2 • Pa [Rn] 7s 2 5f 2 6d 1 • U [Rn] 7s 2 5f 3 6d 1 • Np [Rn] 7s 2 5f 4 6d 1 • Pu [Rn] 7s 2 5f 6

• Am [Rn] 7s 2 5f 7

• Cm [Rn] 7s 2 5f 7 6d 1 • Bk [Rn] 7s 2 5f 9

• Cf [Rn] 7s 2 5f 10

• Es [Rn] 7s 2 5f 11

• Fm [Rn] 7s 2 5f 12

• Md [Rn] 7s 2 5f 13

• No [Rn] 7s 2 5f 14

• Lr [Rn] 7s 2 5f 14 6d 1

Configuración electrónica - IX

Anomalías en el llenado

He

NeAr

Kr

Xe

Rn

ZnCu

Cd

Hg

Ag

Au

Ni

Pd

Pt

Co

Rh

Ir

Fe

Ru

Os

Mn

Tc

Re

Cr

Mo

W

V

Nb

Ta

Ti

Zr

Hf

Sc

Y

La

Ac

La tabla periódica de los elementos

Orbitales “s“

Rf Ha

Estructura electrónicaF

Cl

Br

I

At

O

S

Se

Te

Po

N

P

As

Sb

Bi

C

Si

Ge

Sn

Pb

B

Al

Ga

In

Tl

H

Li Be

NaMg

K Ca

Rb Sr

Cs Ba

Fr Ra

Ce Pr Nd

Sg

PmSmEuGd Tb DyHo Er Tm Yb Lu

Th Pa U Np PuAmCm Bk Cf Es FmMd NoLr

Orbitales “d“

Orbitales “p“

Orbitales “f“

Pr Nd PmSmEu Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

PuAm Bk Cf Es FmMd No Lr

Ce Gd

Th Pa U Np Cm

Llenado anómalo de electrones

H

Li Be

NaMg

K Ca Sc

Rb

Cs

Fr

Sr

Ba

Ra

Ti V Mn Fe

Y

Co Ni Zn

Zr

Hf

Ta

Rf Sg

W

Tc

Re Os

Ir

Cd

Hg

B C N O F

He

Ne

ArAl Si P S Cl

Ga Ge As Se Br Kr

Xe

Rn

ITe

At

Sb

PoBi

SnIn

PbTl

Ac

La

Cu

Nd Mo Ru Rh Pd Ag

Pt Au

Anomalías en el llenado de electrones

Cr

Du Bo HaMe

La tabla periódica de los elementos

Tabla periódica de las configuraciones parciales en estado basal

Fig. 8.9

Grupos principales de

elementos (bloque s)

Grupos principales de elementos(bloque p)

Elementos de trancisión(bloque d)

Elementos de trancisión(bloque f)

Núm

ero

de p

erio

do: m

áxim

o de

niv

el d

e en

ergí

a oc

upad

o

*Lantánidos

**Actínidos

Fig. 8.10

Relación entre el llenado de orbitales y la tabla periódica

bloque s bloque f bloque dbloque p

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

Fig. 8.11

Definición de los radios metálico y covalente

Radio covalente del Cl

Radio covalente del Cl

Radio metálico del Al

Radio covalente del C

Longitud de enlace

Enlace C-Cl

Enlace Cl - Cl

Radios atómicos de los grupos principales y elementos de transición

Fig. 8.12

Per

iodo

Fig. 8.13

Periodicidad del radio atómicoR

adio

ató

mic

o (p

m)

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, RbPlan: 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.

Periodicidad de la primera energía de ionización (EI1)

Fig. 8.14

Pri

mer

a en

ergí

a d

e io

niz

ació

n (

kJ/

mol

)

Número atómico

Fig. 8.15

Energías de primera ionización de los elementos de grupos principales

Grupo

Energía de

ionización

(kJ/mol)

Periodo

Fig. 8.16

Las tres primeras energías de

ionización del berilio (en MJ/mol)

Energía de

ionización

(MJ/mol)

EI3

EI2

EI1

Energías de ionización sucesivas

# Electrones

Z Elemento de valencia EI1 EI2 EI3 EI4 EI5 EI6 EI7

3 Li 1 0.52 7.30 11.81

4 Be 2 0.92 1.76 14.85 21.01

5 B 3 0.80 2.43 3.66 25.02 32.82

6 C 4 1.09 2.35 4.62 6.22 37.83 47.28

7 N 5 1.40 2.86 4.58 7.48 9.44 53.27 64.36

8 O 6 1.31 3.39 5.30 7.47 10.98 13.33 71.33

9 F 7 1.68 3.37 6.05 8.41 11.02 15.16 17.87

Ordenamiento de elementos por su primera energía de ionización

Problema: Usando sólo la tabla periódica, ordene ascendentemente los elementos en cada uno de los siguientes conjuntos de acuerdo con su EI.

a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, ArPlan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendenciaSolución:

a) Rn, Ar,Ne Estos elementos son todos gases nobles y su EI disminuye.

b) Bi, Po, At Estos elementos son todos del periodo 6 y la EI aumenta de izquierda a derecha.

c) Na, Mg, Be Estos elementos están cerca uno de otro, el Be y el Mg están en el mismo grupo, el Be es más alto que el Mg y el Na está enseguida del Mg y es más bajo en EI.

d) K, Cl, Ar Estos elementos encierran al gas noble Ar, y el Cl sería más bajo que el Ar y el K sería más bajo todavía.

Identificación de elementos por sus energías de ionización sucesivas

Problema: Dadas las siguientes series de energías de ionización (en kJ/mol) para un elemento en el periodo 3, nombre el elemento y escriba su configuración electrónica:

EI1 EI2 EI3 EI4

580 1,815 2,740 11,600Plan: Examine los valores para encontrar el salto más largo en la

energía de ionización, el cual ocurre después de que todos los electrones de valencia han sido removidos. Use la tabla periódica

Solución:El salto más grande ocurre después de EI3, entonces el elemento tiene 3 electrones de valencia; por lo tanto se trata del Aluminio ( Al, Z=13), su configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Afinidades electrónicas de loselementos de grupos principales

Fig. 8.17

Tendencias en tres propiedades atómicas

Fig 8.18

Tamaño atómico

Energía de ionización

Afinidad electrónica

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 } K+ Ca+2 Sc+3 Ti+4

• As- 3 Se- 2 Br- { Kr } Rb+ Sr+2 Y+3 Zr+4

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

Tendencias en el comportamiento metálico

Fig. 8.19

Fig. 8.20

El cambio en el comportamiento

metálico en el grupo 5A (15) y el

periodo 3

Gupo 5A (15)

Per

iod

o 3

Fig. 8.21

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

Fig. 8.22

Fig. 8.23

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

Electrones perdidos

Electrones ganados

Per

iodo

Periodo

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:

a) S [Ne] 3s23p4 + 2 e - S2- [Ne] 3s23p6 (como el Ar)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 -

Fig. 8.24Número atómico, Z

En

ergí

a, E

Entrecruza-mientos en

los niveles de energía del periodo 4

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 Sn4+ [Kr] 4d10 + 4 e -

Sn [Kr] 5s24d105p2 Sn2+ [Kr] 5s24d10 + 2 e -

Pb [Xe] 4f145d106s26p2 Pb+2 [Xe] 4f145d106s2 + 2 e-

Pb [Xe] 4f145d106s26p2 Pb+4 [Xe] 4f145d10 + 4 e-

As [Ar] 3d104s24p3 As3+ [Ar] 3d104s2 + 3 e-

As [Ar] 3d104s24p3 As5+ [Ar] 3d10 + 5 e-

Sb [Kr] 4d105s25p3 Sb3+ [Kr] 4d105s2 + 3 e-

Sb [Kr] 4d105s25p3 Sb5+ [Kr] 4d10 + 5 e-

Propiedades magnéticasPropiedades 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

Fig. 8.25

Balanza

Muestra diamagnética

Muestra paramagnética

Electroimán Electroimán

Ejemplos de iones y elementos que son paramagnéticos

Ti [Ar]4s23d2 Ti+2 [Ar] 3d2 + 2 e -

4s 3d 4s 3d

a)

b) Fe [Ar] 4s2 3d 6 Fe+3 [Ar] 3d 5 + 3 e -

4s 3d 4s 3d

c) Cu [Ar] 4s1 3d10 Cu+1 [Ar] 3d10 + 1 e -

Zn [Ar] 4s2 3d10 Zn+2 [Ar] 3d10 + 2 e -

Cu+ or Zn+2 4s 3d

Fig. 8.26

Ilustración del radio iónico

Fig. 8.27

GRUPO

PE

RIO

DO

Radio atómico contra radio iónico

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- < O2-

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