est atómica-tp-prop periódicas

8/19/2019 Est Atómica-TP-Prop Periódicas

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Clase I U Í M I C A

I N O R G Á N I C A

En la Ingeniería Química,

la Química Inorgánica aporta:

• Principios básicos para entender las propiedades deelementos y sus compuestos.

• El conocimiento de las estructuras lo que permite deducir laspropiedades de nuevos materiales y así proyectar

aplicaciones de utilidad para la ciencia y el desarrollotecnológico.

• Conceptos de conservación, deterioro y posibles formas decontaminación ambiental.


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Un átomo neutro tiene

igual número de protones y de electrones

Modelo mecánico cuántico

Schrödinger (1926) proponerepresentar el comportamientodel e- con una ecuación deondas.

El e- aprisionado en el campoeléctrico del núcleo onda

estacionaria. Las ondas estacionarias se

pueden caracterizar mediante unnúmero cuántico.

El e- se mueve en un espacio de3 dimensiones 3 númeroscuánticos

a) Onda no estacionaria; b) ondaestacionaria, en los extremos A=0

Ondas estacionarias estables sepueden caracterizar con un

número cuántico.

Físico austríacoNaturalizado irlandés


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Ecuación de Schrödinger (1926):

Ψ

+

Ψ

+

Ψ

+ 8

ℎ

( − )Ψ= 0

Ψ(x): función que define la amplitud de una onda estacionariaen un punto del espacio.

Ψ : función de onda. Contiene la información dinámica sobrela posición del e-. También se denomina orbital.

E: es el valor de la energía total del electrón.

V: representa la energía potencial del electrón un punto (x, y,z).

(E-V) es el valor de la energía cinética cuando el electrónestá en el punto (x, y, z).

Ecuación de Schrödinger :

◦ Permite que el e- ocupe un espacio tridimensional. Requiere tresnúmeros cuánticos para describir los orbitales.

◦ Predijo fenómenos espectrales que el modelo de Bohr no podíaexplicar.

◦ Max Born Ψ describe los posibles estados del electrón,permite calcular la probabilidad de encontrar un electrón encualquier posición dada alrededor del núcleo.

Ψ: densidad de probabilidad relativa del electrón.

◦ representa la probabilidad de encontrar al electrón en un puntodel espacio (x, y, z).

Ψ es la probabilidad de encontrar un electrón en un elementode volumen . La integral = 1


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Números cuánticos

TipoSignificado

Para el electrón Para el orbital

Principal (n) Nivel de energía Tamaño o volumen

Azimutal (l) Subnivel de energíaForma de distribución

de probabilidad

Magnético (ml)Número de orbitales

por subnivelOrientación espacial

Spin (ms)Movimiento intrínseco

del electrón (“giro”)-

Función de onda Ψ Las soluciones de la ecuación de

Schröndinger se puede expresar encoordenadas polares (r, ,ϕ)

Ψ,, = , Θ, Φ ϕ

Ψ = , ϕ

R(r) se denomina función de onda radial

solo depende del radio r.

No varia con

, ϕ es la función de onda angular

solo depende de los ángulos.

No varia con


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Función de onda radial Variación del orbital con la distancia partiendo del

núcleo.

Nodo radial donde la función de onda radial pasa a

través de cero. Orbitales s

◦ 1s nunca pasa por 0, decaimiento exponencial

◦ 2s pasa por 0 una vez: nodo radial

◦ 3s pasa por 0 dos veces: 2 nodos radiales

◦ Cada orbital s una amplitud ≠ 0 en el núcleo.

Orbitales p

◦ Amplitud = 0 en el núcleo R(r) = 0 para r = 0,para todos los orbitales que no sean de tipo s.

◦

2p (n = 2, l = 1) carece de nodos radiales, no pasapor 0.

◦ 3p un nodo radial, como corresponde por susvalores de n (3) y l (1)

Nodos angulares o planos nodales: Planos en los quela función de onda angular pasa a través de cero.

Función de densidad radial y dedistribución radial La función de onda Ψ no tiene significado físicoalguno;

Ψ probabilidad de encontrar al electrón.

Función de densidad radial (R2) su valor esproporcional a la densidad electrónica:

Para s: máxima densidad electrónica seproduce en el núcleo, y va descendiendo al

aumentar r, Para p, d, f …, es nula para r = 0, pues R(r) =

0 en dicho punto.

Función de distribución radial o función deprobabilidad radial (r 2R2) probabilidad deencontrar al electrón en un de una esfera deradio r y espesor

= 4

Orbital 1s. decaeexponencialmente con la distancia alnúcleo mientras aumenta. Lafunción de probabilidad radial( 4 ) posee un máximo en/.


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Función de distribución radial 1s de un átomo hidrogenoide máxima

probabilidad en r máx = 52,9 pm (radiode Bohr)

2p está más cerca del núcleo,

máximo más próximo.

2s tiene más probabilidad de

mantenerse cerca del núcleo gracias

a su máximo interno.

¿Cómo puede "pasar" el electrón

desde la zona de la izquierda del

nodo a la de la derecha, si la

probabilidad de que esté en el nodo

es cero?

La respuesta es simple: la naturaleza

ondulatoria del electrón le hace

"existir" en los dos lados del nodo a la

vez.

La función de distribución radial

(4πr 2R2) para los orbitales atómicos1s, 2s, 2p del átomo de H.

Representación de las soluciones de laecuación de Schrödinger para = 0 La parte angular de la función de onda y su cuadrado son constantes. Los

orbitales s son esféricos por lo que se dice que NO SON DIRECCIONALES

Gráfica de la parte radial de la función de onda versus la distancia al núcleoLa función de onda tiene n-1 nodos (lugares donde la función se hace 0)

Gráfica de la densidad radial versus la distancia al núcleo. Para los orbitales s,la densidad de probabilidad es máxima en el núcleo. Además de este máximoabsoluto, cada orbital s tiene otros n-1 máximos relativos y n-1 distancias a lasque la densidad de probabilidad es nula .

Representación de un corte ecuatorial de la nube de probabilidad electrónica.En un espacio en 3D, los nodos de la función radial se convierten ensuperficies nodales esféricas.

Grafica de la función de distribución radial. Proporcional a la probabilidad deencontrar el e- a una distancia dada del núcleo. Para el e- en un orbital 1s, lamayor probabilidad de encontrar el e- es a una distancia igual al radio de Bohr (ao=52,9 pm).


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Representación de las soluciones dela ecuación de Schrödinger para = 0

Representación de la las soluciones de

la ES cuando ≠ 0 (orbitales p, d, f)

Parte angular para los orbitales p y d(los orbitales f no se muestran). En loslóbulos en blanco A es positiva mientrasque en los oscuros es negativa

Para los orbitales p,d, f , etc., la parteangular no esesférica, por lotanto, los orbitalesson:DIRECCIONALES.


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Los orbitales f ( = 3) también tienen un aspecto multilobular.Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1,

0, +1, +2, +3).

= 3

Número cuántico espin

Al pasar a través de un campo magnético inhomogéneo los átomos de hidrógenoen el estado fundamental se orientan de dos formas, con igual valor del momento ysigno contrario. El momento magnético sólo puede venir del espín, ya que l=0

Experimento de Stern-Gerlach


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Carga nuclear efect iva (Zef ) es la “carga positiva” que siente un e-.

Un electrón a una distanciar del núcleo experimentauna repulsión coulómbicade todos los otroselectrones dentro de unaesfera de radio r . El efectoneto de este apantallamien-to es reducir la carganuclear aparente del núcleode Z a Zef .

Zef = Z - σconstante de apantallamiento

o constante de protección

carga nuclear real

Átomos polielectró

nicos

1s

2p2s

2s más difuso que 1s,

densidad electrónica másextendida

2s más penetrante que 2p,mayor concentración electrónicaen zonas cercanas al núcleo

Penetración y difusión de orbitales


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Reglas de Slater (1930) (empíric as)

Los electrones ubicados en un orbital de mayor nivel contribuyen

en 0 (para la sumatoria que da como resultado la constante deapantallamiento ).

Para un electrón ns o np

1) Los electrones del mismo nivel contribuyen en 0,35 cada uno a

excepción de los del orbital 1s que contribuyen con 0,30.

2) Los electrones en los niveles (n-1) (orbitales s,p,d) contribuyen con

0,85 cada uno.

3) Los electrones en los niveles (n-2) o inferiores contribuyen con

1,00 cada uno.

Para un electrón nd o nf

1) Los electrones del mismo nivel contribuyen cada uno con 0,35.

2) Los electrones ubicados a la izquierda contribuyen con 1,00 cada

uno.

Zinc (Z = 30), primero debemos ubicar los electrones en losorbitales atómicos correspondientes:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

Luego calcular el valor que cada electrón del mismo nivel y de

niveles inferiores va a restar a la carga nuclear total, esto es,

según la tabla de arriba:

1 electrón en el nivel 4s 0,35 x 1

18 electrones en el nivel 3 s, 3 p y 3 p 0,85 X 18

8 electrones en el nivel 2 s y 2 p 1,0 X 8

2 electrones en el nivel 1s 1,0 X 2

Entonces σ = , + , + + = ,

La carga nuclear efectiva para un electrón del orbital 4s de Zinc

sería

= – , = ,


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↑ Zef al avanzar en un período: débil apantallamiento de e- de un mismosubnivel.

Varía muy poco al avanzar en una serie de transición: nuevo e- se colocaen un orbital (n-1)d más interno apantalla bien al e- más externo ns.

Desciende al completar un período e iniciar uno nuevo. ↑ Zef al descender en un grupo.


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Principio de Exclusión de Pauli Dos e- de un átomo no pueden tener losmismos valores para los 4 números cuánticos.

Los e- están distribuidos en

los orbítales del átomo segúnel orden creciente del energíaPrincipio de Aufbau.

Regla de Hund Para unaconfiguración dada, el estadomás estable es aquel con elmáximo número de e-

desapareados cuando másde un orbital posee la mismaenergía, los e- ocuparánorbitales separados y lo haráncon espines paralelos.

4s en K y Ca efecto depenetración pronunciado

◦ Regla de Hund Efecto mecanocuántico correlación deespines dos e- con espines paralelos tienden a apartarseentre sí y repelerse menos los estados con niveles semi-completos mayor estabilidad

◦ Poca diferencia de E entre los niveles ( − 1) y

◦ Lantánidos y actínidos − 2 y ( − 1)

◦ Cationes: se sacan , luego y finalmente los ( − 1)


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La Tabla Periódica


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• Principios del siglo XIX Medición de las masas atómicas de unagran cantidad de elementos Ciertas propiedades variabanperiódicamente en relación a su masa.

• 1869 Mendeleev y Meyer publicaron en forma independiente unordenamiento de los elementos muy similar a la actual TP .

Mendeleev Clasificó lo 63 elementos conocidos por entonces utilizando como criterio la masa atómica de losmismos. Dejaba espacios vacíos, que él consideró quese trataba de elementos que aún no se habíandescubierto Aún los protones no se habíandescubierto.

Dmitri Mendeleev

Moseley (1913) Ordenó los elementos dela TP usando como criterio de clasificaciónel número atómico (Z).

Henry Moseley

« Moseleyenuncia la “LEY PERIÓDICA” »

"Si los elementos se colocan según aumenta su número

atómico, se observa una variación periódica de sus

propiedades físicas y químicas" .

Versión Junio 2012


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COLUMNADENTRO DEL

BLOQUE:

GRUPO

BLOQUE DELA TP

PERÍODO

Período 3 – Grupo 1 Na

Propiedades que varían de forma regular a lo largo de la TP repitiéndose periódicamente.

Su variación depende de los siguientes factores: Número de niveles ocupados Más niveles ocupados

mayor distancia de los e- al núcleo menor atracciónnuclear .

Carga nuclear (Z) Mayor número de p+ en el núcleo mayor atracción sobre los e-.

Efecto de pantalla (apantallamiento) de los electronesinternos Carga nuclear aparente menor Carga nuclear efectiva.

P R O P I E D A D E S P E R I Ó D I C A S


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P r o p i e d a d e s P e r i ó d i c a s

Radio atómico y radio iónico

Energía de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad

Carácter metálico y no metálico

P r o p i e d a d e s P e r i ó d i c a s

d e I n t e r és


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M itad de la distancia de dos átomos iguales que están

enlazados entre sí .

Según el tipo de enlace: * Radio metálico

* Radio covalente

R a d i o A t ó m i c o

Radio metálico

Red tridimensional

Radio covalente

Molécula diatómica

Variación del radio atómico en la TP

Período 2 Radio atómico disminuye en un

período de izquierda a derecha:Zef aumenta en ese sentido y lose- de la última capa estarán másfuertemente atraídos.

Radio atómico aumenta al

descender en un grupo: los e-

externos ocupan niveles conmayor número cuántico principal"n" . Dado que el tamaño de losorbitales crece a medida queaumenta "n" , el radio atómico sehace más grande.

Grupo 1


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R a d i o A t ó m i c o ( p m )

Número Atómico Z

Ne

Ar Kr

Xe

↓ suavemente en los metales de transición. ↑ al final de la serie repulsión interelectrónica.

No ↑ casi al descender de la 2º a la 3º serie de los metales detransición contracción lantánida orbitales 4f propiedades deapantallamiento precarias.

↑ marcadamente al completar un período e iniciar uno nuevo.


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Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado e-,

adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

R a d i o I ó n i c o

Los cationes son menores quelos átomos neutros Se reduce larepulsión e--e- al quitar un electrón(es) yaumenta la atracción de los e- por elnúcleo, favoreciendo la contracción dela nube electrónica.

Los aniones son mayores quelos átomos neutros Aumenta larepulsión por la adición de unelectrón(es) incrementando el dominiode la nube electrónica.

Comparación de radios atómicos e iónicos


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N3- O2- Na+ Mg2+ Al3+

Radio iónico(pm) 171 140 95 65 50

Número de e- 10 10 10 10 10

Carga nuclear +7 +8 +11 +12 +13

1s2 2s2 2p6 [Ne]

Com paración de radios iónicos entre

iones isoelectrónicos

Mínima energía requerida para desprender un e- de un

átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental

(energía necesaria para quitar un mol de e- a un mol de

átomos en estado gaseoso ).

Su magnitud es una medida de la fuerza con que esta unido elelectrón al átomo. Unidades usuales: kJ/mol, kcal/mol, eV/mol.1eV=1,602x10-19 J. Es un proceso endotérmico.

E n e r g í a d e I o n i z a c i ó n ( E I )

Energía


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EI2 siempre es mayor que EI1

EI 1 < EI 2 < EI 3Cuando se quita un e- de un átomo neutro, disminuye la repulsión de los e-

restantes. Dado que Z permanece constante, se necesita más energía paraquitar otro e- del ión cargado (+).

EI 1 + X(g) X+(g) + e- EI 1 primera energía de ionización

EI 2 + X+(g) X2+(g) + e- EI 2 segunda energía de ionización

EI 3 + X2+(g) X3+(g) + e- EI 3 tercera energía de ionización

EI 1 + Mg(g) Mg+(g) + e- EI 1 = 738,1 KJ/mol

EI 2 + Mg+(g) Mg2+(g) + e- E I 2 = 1450 KJ/mol

EI 2 (Mg) versus EI 3 (Mg)

7733

1451

EI 1 (Mg) versu s EI 1 (Al)

737,7 577,6

EI 1 (P) versus EI 1 (S)

1012 999,6

Energías de ionización de los elementosdel tercer período (en KJ/mol)

* La eliminación del tercer e- del subnivel “p” lleno del Mgprovoca un gran salto en EI.

* El valor de EI1 para el Al es menor que para el Mg porqueun e- del subnivel “s” se elimina de Mg y un electrón “ p” se elimina de Al.

* EI1 del S es menor que EI1 del P. Esto se debe ala repulsión e--e- del cuarto e-.


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Número atómico

E I 1 ( k J / m o l )

Variación de EI 1 con el número atómico

* Las EI disminuyen al aumentar los radios atómicos.

* Los gases nobles Difíciles de ionizar.

* Los metales alcalinos Grupo que mejor ioniza.

EI1 aumenta en un período de izquierda a derecha:

Zef aumenta en ese sentido y el e- externo esta más fuertementeatraído.

EI1 disminuye al descender en un grupo: los e- externosocupan niveles más alejados del núcleo, estando menosfuertemente atraídos.

Las diferencias en los valores de EI, explica por que los metalesforman cationes y los no metales forman aniones.

Variación de la primera energía de ionización en la TP


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Energía desprendida (si AE es positiva) o requerida (si AE

es negativa) cuando se añade un electrón a un átomogaseoso para formar un ión negativo gaseoso (cambio de

energía que ocurre cuando un mol de átomos en estado

gaseoso acepta un mol de e- para formar un anión).

Unidades usuales: kJ/mol, kcal/mol, eV/mol.

A f i n i d a d E l e c t r ó n i c a ( A E )

La AE resulta (+) si la reacción es exotérmica y(-) si la reacción es endotérmica.

Esta convención se basa en que un proceso de ganancia deun e- que libera energía representa una “afinidad” del átomopor el electrón adicionado El átomo se estabiliza, es decir libera energía, al ganar un e-.

F(g) + e- → F-(g) AE = 328 kJF(1s22s22p5) + e- → F-(1s22s22p6)

Li(g) + e- → Li-(g) AE = 59,6 kJ

Ne(g) + e- → Ne-(g) AE = -29 kJNe(1s22s22p6) + e- → Ne-(1s22s22p63s1)


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Número atómico (Z)

A f i n i d a d e l e c t r ó n i c a ( k J / m o l )

Variación de AE con el número atómico (de H a Ba)

Los halógenos son los elementos de mayor AE y los gases nobles son los de menor AE.

AE aumenta en un período de izquierda a derecha:Zef aumenta en ese sentido y el núcleo ejercerá mayor atracciónpore le- adicional.

AE disminuye al descender en un grupo: ya que aumenta elradio atómica y aunque Z aumenta, la atracción que ejercerá elnúcleo sobre e- adicional será menor por el efecto de pantalla delos e- internos.

Dichas tendencias presentan muchas irregularidades.

Variación de la afinidad electrónica en la TP


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Medida de la tendencia relativa de un átomo de atraer hacia sí los

electrones del enlace cuando está químicamente combinado con otro

átomo.

Está relacionada con la EI y la AE y su variación en la TP es semejante:

Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye al bajar enun grupo.

Los elementos más electronegativos son los halógenos y los menoselectronegativos los metales alcalinos.

E l e c t r o n e g a t i v i d a d

Diferencia entre afinidad electrónica y electronegatividad• La AE se refiere a la atracción de un e- adicional por átomo aislado.

• La electronegatividad se refiere a la habilidad de un átomo que esta

unido a otro átomo para atraer los e- compartidos.

Los elementos también se pueden clasificar en:* Metales

* No metales* Metaloides

* Gases nobles

M E T A L E S la mayoría de los elementos)

Brillo metálico, maleables (láminas) y dúctiles (hilos). Buenos conductores del calor y de la electricidad. Altos puntos de fusión y ebullición Sólidos a temperatura

ambiente (excepto Hg). Bajas E.I.y A.E. Ceden fácilmente

e- (electropositivos) Cationes. Óxidos iónicos y básicos.

Carácter metáli co y no metáli co

CARÁCTER METÁLICO


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2

N O M E T A L E S

Sin brillo, duros y quebradizos. Malos conductores del calor y de la electricidad. Bajos puntos de fusión y ebullición Sólidos, líquidos o gases

a temperatura ambiente. Altas E.I.y A.E. Tendencia a ganar

e- (electronegativos) Aniones. Óxidos covalentes y ácidos.

CARÁCTER NO METÁLICO

M E T A L O I D E S

Comportamiento intermedio:Estado libre y propiedades físicas Metales.

Propiedades químicas No metales.

G A S E S N O B L E S

Carecen de carácter metálico y no metálico. Extremadamente bajos puntos de fusión y ebullición Gases a

temperatura ambiente Subniveles s y p llenos Reactividad química baja Inertes.

Átomos o iones paramagnéticos

Tienen e- desapareados.

Los e- desapareados inducen uncampo magnético que hace que elátomo o ión sea atraído por uncampo magnético externo.

Átomos o iones diamagnéticos

Todos los e- están apareados.

Una especie diamagnética esdébilmente repelida por un campomagnético.

Prop ied ades Magnéticas


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¿ P a r a o d i a m a g n é t i c o

P

D

P

P

P

P

P

D

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