Química
Prof: María Fernanda Fuentes Peralta
Guía Resumen Propiedades periódicas
Nombre:____________________________________________________________________________ Curso : ______________ Fecha: __/___/___
Objetivo: Recordar los conceptos más importantes de las propiedades periódicas y aplicarlas a través de ejercicios.
Ciertas propiedades de los elementos pueden predecirse en base a su posición en la tabla periódica, sobre todo en forma comparativa entre los elementos. Todas las propiedades físicas y químicas de los elementos se basan en las configuraciones electrónicas de sus átomos.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef):
Los electrones más externos de un átomo se encuentran sometidos a la atracción de los protones del núcleo, que tiene carga eléctrica opuesta, pero esta acción del campo que nace del núcleo se ve disminuida por la repulsión que ejercen los electrones de los niveles mas internos, a este fenómeno se le denomina Efecto Pantalla o Apantallamiento.
Efecto pantalla (S): Es la disminución de la fuerza atractiva neta sobre el electrón, debido a la presencia de otros electrones en capas inferiores y cercanas.
El efecto que ejercen los electrones de un átomo se puede determinar mediante la siguiente expresión:
Donde S = efecto pantalla
Nn = número de electrones del nivel mas externo
N(n-1) = número de electrones del nivel subyacente
N = número de electrones restantes
Ejemplo:
En el núcleo del átomo se 11Na, hay 11 protones que generan atracción apara los 11 electrones de la zona
externa al núcleo; electrones que se distribuyen: 1s2 2s2 2p6 3s1. Un electrón que se sitúe en las proximidades del átomo en cuestión, será afectado por el campo que nace del núcleo, pero esta acción es disminuida por el efecto pantalla que ejercen los 11 electrones del átomo.
Ahora calculemos el efecto pantalla para el 11Na:
Su configuración es:
1s
22s
22p
63s
1N = 2 N(n-1) = 8 Nn = 1
Entonces su efecto pantalla es:
S = 0,35 * 1 + 0,85 * 8 + 2 S = 9,15
En el átomo de Sodio, entonces, el efecto pantalla que ejercen sus electrones anula el campo generado por “9,15 protones”, por lo que un electrón que se encuentre en las proximidades del átomo, será afectado por la acción de los 1,85 protones restantes. A esta diferencia entre la carga eléctrica del núcleo (Z) y el efecto pantalla (S) se le llama Carga nuclear efectiva (Zef).
Así consideraremos que:
S = 0,35 * N
n+ 0,85 * N
(n-1)+ N
Zef es la carga nuclear efectiva, Z es el numero atómico del elemento (es decir, la carga nuclear real) y S se llama efecto pantalla. El efecto pantalla es mayor que cero pero menor que Z.
La carga nuclear efectiva (Zef), depende de dos factores:
1. Número atómico (Z). A mayor Z mayor Zef, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más protones.
2. Apantallamiento o efecto pantalla (S) de electrones interiores o repulsión electrónica. A mayor apantallamiento menor Zef.
Carga nuclear efectiva: es la atracción real que actúa sobre un electrón distante.
Ejercicios:
1. Determina el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva de los elementos del periodo 3. Completa la siguiente tabla.
Elemento Na Mg Al Si P S Cl
Z 11 12 13 14 15 16 17
S
Zef
Con los resultados obtenidos de la tabla, ¿Cómo varía S y Zef a medida que aumenta Z en un mismo periodo?
... ...
2. Determina el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva para los elementos de los grupos IA y IIA. Completa la siguiente tabla.
Grupo 1 Grupo 2
Con los resultados obtenidos de las tablas, ¿Cómo varía S y Zef a medida que aumenta Z en un mismo
grupo?
... ...
VOLUMEN ATÓMICO MOLAR
El volumen atómico corresponde al espacio que ocupa un átomo en el universo.
Dentro de un grupo el volumen atómico aumenta desde arriba hacia abajo, y en un periodo aumenta de derecha a izquierda.
Elemento Z S Zef
Na
K
Rb
Cs
Elemento Z S Zef
Mg
Ca
Sr
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RADIO ATÓMICO
El espacio ocupado por un átomo no está delimitado, su nube electrónica es la zona donde es más probable encontrar sus electrones, los que están en continuo movimiento. Por esta razón es que para determinar el radio atómico se hace a partir de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos.
Los valores de los radios atómicos variaran si los átomos vecinos están o no enlazados. Si los átomos de un mismo elemento no se encuentran enlazados, la distancia internuclear (Dxx) será igual al doble de los radios atómicos.
En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo.
En los periodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.
Radio atómico: corresponde a la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos
iguales enlazados entre si.
RADIO IÓNICO
Es el radio de un anión o un catión. Cuando el átomo neutro se ha convertido en un ión, se espera un cambio de tamaño.
Ejemplo:
El 3Li cuya estructura atómica se representa como 1s 2
2s1 tiende a perder su electrón del orbital 2s para alcanzar la configuración electrónica del 2He (1s2, que es muy estable), con ello se convierte en un catión
3Li+, quedando con 2 electrones distribuidos de igual forma que en el átomo neutro 2He.
Si el átomo neutro forma un catión, su radio (o tamaño) disminuye debido al aumento de la carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión electrónica)
A continuación se muestra los cambios de tamaño que ocurren cuando reacciona un átomo de Litio con uno de Flúor formando una unidad de LiF.
Ejemplo:
ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION
Es la energía mínima necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. El átomo se convierte en un ión. Esta magnitud puede medirse en kilocalorías por mol (Kcak/mol) o en kilojoules por mol (kJ /mol). En otras palabras la energía o Potencial de Ionización es la cantidad de energía necesaria para quitar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso. En dicha definición se especifica el estado gaseoso de los átomos porque en un átomo en estado gaseoso no hay influencia de los átomos vecinos y no existen fuerzas intermoleculares que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de la energía de ionización.
La magnitud de la energía de ionización es una medida de que tan fuertemente se encuentra unido el electrón
al átomo. Cuando mayor es la energía de ionización es más difícil quitar el electrón.
X (g) + energía X+ + e
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segunda energía de ionización, y así sucesivamente según el número máximo de electrones que se puedan retirar del átomo.
X+ (g) + energía X2+ + e- Segundo potencial de Ionización
X2+ (g) + energía X3+ + e- Tercer potencial de Ionización
Después de que un electrón se ha quitado de un átomo neutro, la repulsión entre electrones remanentes disminuye. Dado que el número atómico (carga nuclear real) permanece constante, se necesita mayor energía para sacar el otro electrón del ión cargado positivamente.
En los elementos de un mismo grupo el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba hacia abajo.
En los elementos alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, pues el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, a su vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracción nuclear sobre los electrones periféricos.
En los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha.
Esto se debe a que el electrón diferencial o último de los elementos de un período está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a su vez, el número de capas interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.
AFINIDAD ELECTRONICA O ELECTROAFINIDAD
Es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso.
X(g) + 1e
X(g) +1
+ AE
Se asigna un valor negativo a la afinidad electrónica (AE) cuando se libera energía. Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.
La afinidad electrónica aumenta en los periodos hacia la derecha. Las afinidades electrónicas de los metales son por lo general más positivas (o menos negativas) que las de los no metales.
Los valores de la afinidad electrónica varían poco en un grupo. Los halógenos (grupo VIIA) tienen los valores de afinidad electrónica más negativos, esto no sorprende se observa que al aceptar un electrón, cada átomo de halógeno adquiere la configuración electrónica del gas noble que le sigue de inmediato.
ELECTRONEGATIVIDAD
Es una medida de la atracción que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones del enlace.
potencial de ionización (EI): los átomos que poseen altos valores de EI y AE, serán altamente electronegativos y viceversa.
Aun cuando existen varias escalas de electronegatividad la más utilizada es la Escala de Pauling, la cual se basa en las energías de enlace de un átomo con otros. En dicha escala los valores para cada elemento varían entre 0 y 4.
En la tabla periódica la electronegatividad en los periodos aumenta hacia la derecha y en los grupos aumenta hacia arriba.
RESUMEN
A continuación se presenta la variación de las propiedades periódicas de acuerdo a la posición del elemento
en la tabla periódica.
Aumentan las propiedades de Electronegatividad, potencial de ionización, electroafinidad y carga nuclear
efectiva
Aumenta el Radio y volumen atómico
