Descarga la aplicación para disfrutar aún más
Vista previa del material en texto
UNIDAD II TABLA PERIODICA Ley periódica de Mendeleiev. Ley Periódica de Moseley: tabla periódica moderna.Aplicación del principio de estructuración: configuración electrónica. Periodo y Grupo. Propiedades periódicas: relaciones de tamaño (radioatómico, radio iónico); potencial atómico, efecto de pantalla, regla de Slater, potencial atómico efectivo, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico. Relación entre el potencial atómico y energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico. Potencial iónico. Influencia del potencial iónico sobre la energía de hidratación, el carácter acido base y el tipo de enlace. Polarizabilidad y poder polarizante. Propiedades eléctricas y estructurales. Estados de oxidación. 1-ATOMOS MULTIELECTRONICOS. Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Principio de estructuración(Aufbau) El siguiente cuadro corresponde a un repaso de los tema de Química I. Establecer las configuraciones electrónicas (CEE) en el estado fundamental de un átomo es clave para comprender sus propiedades. 2 TABLA PERIODICA 2.1) Ley Periódica de Moseley Ordeno los elementos según Z creciente .Si los elementos se colocan según aumenta su númeroatómicose observa una variaciónperiódica de sus propiedades físicas y químicas. Consideremos ahora las configuraciones electrónicas (CE) en elestado fundamental de átomos aislados de los elementos, para los diferentes periodos H Tiene un solo electrón 1s 2 Primer periodo He Tiene dos electrones 1s 2 Li Tiene tres electrones 1s 2 2p 1 Segundo periodo Be Tiene 4 electrones 1s 2 2p 2 B Tiene 5 electrones 1s 2 2p 3 C Tiene 6 electrones 1s 2 2p 4 N Tiene 7 electrones 1s 2 2p 5 Ne Tiene 8 electrones 1s 2 2p 6 En el tercer periodo el llenado de los orbitales atómicos 3s y 3p tienen lugar en una secuencia análoga desde el Na al Ar siendo el Argón el último elemento de la serie, tiene configuraciónelectrónicaNe 3s 2 3p 6 o Ar. En el cuarto periodo con K y Ca los siguientes electrones van al orbital 4s en el K y en el Ca será Ar 4s 2 . Aquí el patrón cambia, hay 10 electrones para los 10 elementos siguientes desde el Sc al Zn con configuración electrónica Ar 4s 2 3d 10 . Hay algunas irregularidades como es el caso del Cr=Ar4s 2 3d 4 sin embargo la configuraciónelectrónica del cromo es Ar4s 1 3d 5 con esta configuración es más estable el átomo, mayor estabilidad menor energía.Lo mismo ocurre con el cobre Cu=Ar4s 0 3d 10 . Desde el Rb al Xe la secuencia de llenado de los orbitales es la misma que desde el K al Kr aunque también haya irregularidades en la distribución de los electrones entre los orbitales atómicos s y d. En el periodo 6 se llenan los niveles 6s y comienza el llenado de los 4f, estos elementos constituyen el grupo de los lantánidos o tierras raras (elementos de transición interna). El cerio Ce tiene configuración electrónica Xe 4s 1 6s 2 5d 1 y el llenado de los orbitales 4f sigue hasta completar los 14 electrones de losorbitales 4f para el Lu =.Xe 4f 1 46s25d 1 . La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) ha dado pautas para nombrar los bloques y los grupos de los elementos de la tabla periódica. Resumiendo: Los bloques de elementos se pueden designar utilizando las letras s,p,d,o,f Nombres recomendados por la IUPAC para los grupos de elementos de la tabla periódica NUMERO DE GRUPO NOMBRE RECOMENDADO 1 Metales alcalinos 2 Metales alcalinotérreos 15 Pnictogenos* 16 Calcógenos 17 Halógenos 18 Gases nobles *pendiente de ser aprobada por IUPAC Los elementos (excepto H) de los grupos 1, 2 y 13 -18 se denominan elementos de los grupos principales o representativos. A excepción del grupo 18, los dos primeros elementos de cada grupo principal se llaman elementos típicos Los elementos de los grupos 3-11 es decir los que tienen orbitales d parcialmente llenos) se denominan elementos de transición La IUPAC hace una diferencia entre elementos de transición y elementos del bloque d. Los elementos de los grupos 3-12 inclusive se denominan en conjunto elementos del bloque d pero, según la IUPAC un metal de transición es un elemento cuyos átomos poseen una capa d incompleta o que origina un catión con capa d incompleta. 3. CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef) La carga nuclear efectiva es la carga positiva que siente un electrón de un átomo poli electrónico La carga nuclear efectiva Zef que experimentan los electrones en diferentes orbitales atómicos puede estimarse utilizando las reglas de Slater. Estas reglas se basan en datos experimentales. De que depende el apantallamiento? 4. REGLA DE SLATER La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores aumenta a medida que pasamos de un elemento al siguiente a lo largo de un período de la tabla periódica. Aunque el número de electrones internos no cambia cuando avanzamos en un período, la carga nuclear real si aumenta. Los electrones de la capa exterior que se añaden para equilibrar la carga nuclear creciente se escudan mutuamente de manera poco eficaces. Por lo tanto la carga nuclear aumenta continuamente, en general, en un período. Al bajar por una familia la carga nuclear efectiva que los electrones de la capa exterior experimentan cambian mucho menos que a lo ancho de un período. La realidad es que la carga nuclear efectiva aumenta un poco al bajar por una familia porque las nubes de los electrones internos no pueden escudar bien de la carga nuclear a los electrones exteriores. https://youtu.be/q28ig-P1Eos Sobre carga nuclear efectiva y apantallamiento CORRECCIÓN: Br 4p: Z= 35 - 27,4 = 7,6 CORRECCIÓN: en el cálculo de Zef, cuando dice “masa atómica”, debe decir “número atómico” CORRECCIÓN: Br 3d: 1*2 + 1*8 + 1*8 + 9*0,35 = 21,35 Ejercicio2 2b) Utilizando las reglas de Slater, calcule la carga nuclear efectiva para un electrón: i) 4s del Fe Z=26 De la tabla periódica: CEE Fe: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Para aplicar Slater, conviene escribir la CEE Fe: (1s) 2 (2s, 2p) 8 (3s, 3p) 8 (3d) 6 (4s) 2 https://youtu.be/q28ig-P1Eos n(nivel) N°electrones (cte. apantallamiento) Zef = 2622,25 = 3,75 1 2 10 x 1 10 2 8 3 14 14 x 0,85 11,9 4 1 1 x 0,35 0,35 = 22,25 Observe: Partimos de n = 4, pues nos piden para un electrón de ese orbital 10 x 1: corresponde los electrones del nivel n ─ 2 (n= 1 y 2) donde cada electrón contribuye con 1, como son diez electrones en total se multiplica por 10 14 x 0,85: corresponde los electrones del nivel n ─ 1 ( n =3), donde cada electrón contribuye con 0,85, como son 14 electrones en total se multiplica por 14 1 x 0,35: corresponde a un electrón en el mismo ns (4s), contribuye con 0,35, como tenemos un solo electrón se multiplica por uno. ii) 3d del Fe Z=26 De la tabla periódica: CEE Fe: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Para aplicar Slater, escribimos la CEE Fe: (1s) 2 (2s, 2p) 8 (3s, 2p) 8 (3d) 6 (4s) 2 () Los electrones de niveles posteriores, n = 4, NO contribuyen al apantallamiento En el primer caso, la constante de apantallamiento es mayor (los electrones de los orbitales d no apantallan efectivamente) La Zef del electrón 4s es menor que la Zef del electrón 3d. Es por esta razón que al ionizar un átomo de Fe se pierden primero los electrones 4s. El siguiente grafico muestra la variación de la carga nuclear efectiva en función del númeroatómico. 5. PROPIEDADES PERIODICAS Las propiedades periódicas son propiedades que presentan los elementos químicos y cuyos valores pueden predecirse por la ubicación del elemento en la tabla periódica.. Como estas propiedadessufren una variación periódica al ir desplazándonos a lo largo de un grupo o período podremos conocer el comportamiento químico del elemento a partir de ellas. Son aquellos que tienen una cierta capacidad predictiva, estudiaremos Covalente Radio atómico( ra) Metálico V Waals Relaciones de tamaño Radio Iónico (*) r r I(Energía o Potenciald eIonización) Potencial atómico efectivo A (Afinidad electrónica) Permite explicar CM (Carácter Metálico) (*) Relacionado con el radio iónico y la carga del ion estudiaremos el Potencial Iónico, otra propiedad periódica. Ejercicio1 4. a) RADIO ATOMICO Se define como la media de la distancia que existe entre dos núcleos de átomos iguales unidos por enlace químico. Radio atómico(ra), es la media de la distancia entre dos núcleos de dos átomos y es distinta dependiendo el tipo de unión de los átomos Radio covalente, si la unión es covalente, el radio es es la media de la separación internuclear en un enlace sencillo homonuclear .Ej. radio de cloro en Cl2 Radio metálico, es la mitad de la distancia entre dos átomos vecinos más cercanos en una redmetálica en estado sólido Ej. Radio del Au (en su red) Radio Van der Waals es lamitad de la distanciaa la que hay una mayor proximidad entre dos átomos enlazados. Ej radio del Argón En un período disminuye hacia la derecha porque en ese sentido aumenta la fuerza culómbica de atracción del núcleo con respecto a los electrones periféricos. En un periodo (n = constante) el radio disminuye, ya que para los mismos electrones internos (), la carga nuclear aumenta conforme se adiciona un electrón en la última capa. En un grupo aumenta hacia abajo porque en ese sentido aumenta el número de niveles principales. 4. b) RADIO IONICO Los compuestos iónicos se forman entre dos elementos uno electropositivo y otro electronegativo. Na(g) Na(g) e F (g) e F (g) El radio iónico se puede determinar por varios métodos: Difracción de RX, son datos experimentales , dan solo la distancia internuclear y por lo general se toma esta como las suma de los radios iónicos del catión y del anión cercanos a la red Distancia internuclear entre un catión y el anión más próximo en una red = r r (1) Lande, en este método tomo la media de la distancia entre dos aniones(supuso que estaban en contacto) de la red (r) y reemplaza en (1), permitiendo así encontrar r+ Pauling considero una serie de haluros de metales alcalinos NaCl; KCl, RbBr, CsI. Supuso que el radio de cada ion es inversamente proporcional a Zef. Radios de iones isoeléctricos(tienen la misma configuraciónelectrónica) Un catión es apreciablemente más pequeño que el átomo neutro del mismo elemento, debido al aumento de Zef, mientras que el radio del anión es mayor que el del átomo neutro. En una serie de iones isoeléctricos, los radios disminuyen al aumentar la carga positiva, pero hay un aumento comparable de tamaño aumentar la carga negativa Ejercicio 8 Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: a) N 3– (Z = 7), Mg 2+ (Z = 12), Cl – (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z 18) b) Indique los que son isoeléctricos, compare sus tamaños y justifique. Corrobore calculando Zef a) N 3– CEE: 1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne] b) Mg 2+ CEE: 1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne] c) Cl – CEE: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 p 6 = [Ar] d) K CEE: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 =[Ar]4s 1 e) Ar CEE: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 p 6 = [Ar] b) Isoelectronicos a y b; c y e Para el cálculo de Zef se tomará como ejemplo el par c y e Cl – CEE: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] n N°electrones 1 2 2 x 1 2 2 8 8 x 0,85 6,8 Zef= 1711,6= 5,4 3 8 8 x 0,35 2,8 = 11,6 Para el Ar Zef= 18 11,6 = 6,4 Zef del Cl – es menor que Zef del Ar. Sabemos que a menor Zef, mayor efecto de pantalla, mayor es el radio, el Argón es mayor en tamaño que el Cl – 4. c) POTENCIAL ATOMICO EFECTIVO (ef) Es la relación entre el número atómico efectivo (Zef) (también llamada carga nuclear efectiva) y el radio atómico (r). El potencial atómico efectivo es una medida del campo eléctrico creado por el núcleo, tomando en cuenta el efecto de pantalla de los electrones de los niveles completos principalmente. r Z efef Aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo según la variación del radio y del número atómico efectivo. El potencial atómico efectivo explica las siguientes propiedades: a) carácter metálico, b) electronegatividad, c) energía de ionización y d) afinidad electrónica. Por ejemplo, cuanto menor es el potencial atómico efectivo el elemento es más metálico, menos electronegativo, tiene menor energía de ionización y menor afinidad electrónica. 4. d) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION Es la energía necesaria para arrancar un electrón a una especie al estado gaseoso. X 0 (g) + I1 X + (g) + e – I1 representa la primera energía de ionización Su valor indica la fuerza con que el átomo atrae al electrón que se quiere extraer. X (g) + I2 X + (g) + e – I2 representa la segunda energía de ionizacion En un periodo aumenta hacia la derecha porque en ese sentido aumenta la carga nuclear efectiva Zef. En un grupo, hacia abajo aumenta la Zef, y también aumenta el número de niveles, por lo tanto varía poco. Ejercicio 3 En relación a la energía de ionización, explique el por qué de la variación general y de algunas excepciones, es decir b) IP(1012 kJ/mol) IS(999,5kJ/mol) Analicemos la CEE de ambos átomos y sus Zef P: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 3p 3 Z=15 N N°electrones 1 2 2 x 1 2 2 8 8 x 0,85 6,8 Zef= 1510,2= 4,8 3 4 4 x 0,35 1,4 = 10,2 S: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 3p 4 Z=16 N N°electrones 1 2 2 x 1 2 2 8 8 x 0,85 6,8 Zef= 1610,55= 5,45 3 5 5 x 0,35 1,75 = 10,55 Observamos que Zef P Zef S, la I(P) debería ser menor que I(S), sin embargo la energía de ionización del P es mayor que la del S, esto es debido a la repulsión de los pares de electrones del orbital 3p (con 4 electrones) del S. Un electrón apareado requiere menos energía, se pierde con mayor facilidad, menor energía de ionización. c) La del Al es aproximadamente igual a la del Ga En este caso, si calculamos las cargas nucleares efectivas tenemos: la Zef del Al es 3,15 y la del Ga 5 . La Zef del Galio es mayor que la del aluminio, debería tener mayor energía de ionización. El apantallamiento realizado por los electrones internos en el Galio incluye a los electrones 3d, y es deficiente, se compensa el aumento de carga nuclear con el apantallamiento, en consecuencia las primeras energías de Ionización del Al y el Ga son aproximadas. Ejercicio 4 b) La primera energía de ionización del sodio es 493 kJ/mol y la segunda es 4556 kJ/mol. Justifique con Zef Escribimos la configuración electrónica del Na, y calculamos Zef para ambos iones aplicando las reglas de Slater CEE Na : [Ne]3s 1 Z=11 Para Na + [Ne] n N°electrones 1 2 12 2 2 8 8 0,85 6,8 Zef= 118,8= 2,2 3 --- = 8,8 Para Na 2+ CEE 1s 2 2s 2 2p 5 n N°electrones 1 2 12 2 2 7 7 0,35 2,45 Zef= 114,45= 6,55 3 --- = 4,45 Observe como en el segundo caso (Na 2+ ) el Zef es considerablemente mayor que en el primero, la fuerza de atracción efectiva que ejerce el núcleo sobre el electrón periférico es mucho mayor, el Na 2+ es de menor tamaño queNa + y la energía de ionización es mucho mayor. Analizandoel último grafico podemos afirmar Los elevados valores de I para gases nobles (He, Ne, Ar, Kr y Xe, todos los máximos de la gráfica) de CCE ns 2 np 6 , está en concordancia con su baja reactividad. La discontinuidad de la I entre un elemento del grupo 15 y su vecino del grupo 16 se debe a que en el grupo 15 el último nivel es del tipo ns 2 np 3 ,estando semiocupado. Con esta configuración es más difícil ionizar, requiere mayor energía debido a su estabilidad La disminución de los valores de I al pasar de un elemento del grupo 2 o del 12 a su vecino del grupo 13, como por ej Be (grupo 2) al Boro (grupo 13) hay un pronunciado descenso de la I, que puede atribuirse a la relativa estabilidad de la configuración 2s 2 (capa llena) comparada con la configuración 2s 2 2p 1 . Lo mismo ocurre al pasar del Zn (Grupo 12) al Galio (grupo 13), hay que considerar la diferencia entre las configuraciones electrónicas 4s 2 3d 10 y 4s 2 3d 10 4p 1 . 4e) CARACTER METALICO (CM) Está dado por la tendencia del átomo a perder electrones.Está relacionado con el potencial atómico efectivo. Cuanto menor es el potencial atómico efectivo mayor es el carácter metálico. En un período, disminuye hacia la derecha, y en un grupo aumenta hacia abajo. Ejercicio 5 Indique “verdadero” o “falso”. Justifique. a) El carácter metálico de los elementos de una misma familia disminuye al aumentar la masa atómica relativa Falso, el carácter metálico aumenta al aumentar el radio atómico, en consecuencia Zef ɸef, menor el campo eléctrico creado por el núcleo, mayor facilidad para perder electrones, mayor carácter metálico . 4f) AFINIDAD ELECTRONICA Es la energía puesta en juego para transformar un átomo neutro en un ion negativo, al estado gaseoso. Mide la tendencia de un anión a retener electrones externos adicionales. X 0 (g) + e – (g) X – (g) + A A es la primera afinidad electrónica En un periodo aumenta hacia la derecha, en un grupo disminuye hacia abajo. La adición de un electrón a un átomo normalmente es exotérmica. Dos fuerzas electrostáticas se oponen entre sí: la repulsión entre los electrones de la capa de valencia y el electrón adiciona, y la atracción entre el núcleo y el electrón que llega. Por el contario, las interacciones de repulsión son las que dominan cuando el electrón se añade a un anión, y en ese caso, el proceso es endotérmico https://www.youtube.com/watch?v=d7qnp8-dqgc A cerca de la tendencia periódica de la afinidad y las excepciones 4g) ELECTRONEGATIVIDAD Linus Pauling (1930) estableció el concepto de electronegatividad como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia si( E p . ). Pauling desarrollo por primera vez la idea como respuesta a la observación de que los valores de entalpia de disociación de enlaces determinados experimentalmente para enlaces heteronucleares no estaban de acuerdo con los obtenidos mediante reglas aditivas sencillas. La ecuación muestra la relación entre la entalpia de disociación de enlace, D, de una molécula diatómica homonuclear X2y la variación de entalpia de atomización ΔHa 0 de X. ΔHa 0 (X)=1/2*D(X X) Para el caso de una molécula heteronuclear XY https://www.youtube.com/watch?v=d7qnp8-dqgc D(X Y)=1/2*[D(X X)+D(Y Y) Electronegatividad de Mulliken (E m ) Uno de los enfoques más sencillos de la electronegatividad es el de Mulliken que toma el valor E M , para un átomo como la media de los valores de la primera energía de ionización y la primera afinidad E M = donde I, A están dadas en eV Electronegatividad de Allred-Rochow (E ar ) Ellos tomaron como medida de la electronegatividad de unátomo la fuerza electrostática ejercida por la carga nuclear Zef, estimada con la regla de Slater sobre los electrones de valencia. Dado que las reglas de Slater son empíricas y no se dispone de los radios covalentes para algunos elementos esta escala es menos rigurosa e incompleta que la de Pauling. A pesar de la dudosa base científica de los tres métodos, las tendencias de laselectronegatividades obtenidas según ellos, están de acuerdo en líneas generales. La escala más útil en Química Inorgánica es la de Pauling, al estar basada empíricamente en datos termoquímicos. En un período aumenta hacia la derecha, y en un grupo, aumenta hacia arriba. Ejercicio 5 c) La electronegatividad crece en una familia al crecer el número atómico Falso, en un grupo(familia) la Zef aumenta hacia abajo, aumenta el radio, en consecuencia disminuye el potencial atómico efectivo, disminuye la electronegatividad- Ejercicio 6 Ordene de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos y justifique: a) N, Na, Al y P Para poder ordenar, se debe estudiar el potencial atómico efectivo en cada caso, para ello es necesario el cálculo de Zef y buscar de tabla los radios atómicos en cada caso. CEE N: 1s22s22p3 n N°electrones 1 2 20,85 1,7 2 4 4 0,35 1,4 Zef= 73,1= 3,9 = 3,1 Φef═ ═ = 0,056 Siguiendo la misma metodología, para los otros átomos tenemos Φef N >Φef P >Φef Al >ΦefNa(0,056>0,025 >0,022 >0,0199) E N >E P >EAl>E Na Mayor potencial atómico efectivo, mayor es el campo eléctrico generado por el núcleo, mayor atracción de los electrones, mayor electronegatividad 4h) POTENCIAL IONICO Se define por la relación ionr ion del carga Se calcula como la relación entre la carga del ion, expresada como el número de electrones cedidos (catión) o ganados (anión) y el radio del ion. Es una medida del campo eléctrico generado por el ion. El potencial iónico crece con la carga del ion y cuando menor es el radio. Tiene una influencia directa sobre el tipo de enlace. A más elevado, mayor es la tendencia a formar enlace covalente, y a menor, mayor es la tendencia al enlace iónico. Empíricamente, se ha determinado que cuando él es mayor que 5, el compuesto es predominantemente covalente. En un grupo aumenta hacia arriba. El potencial iónico permita explicar ciertos comportamientos , veamos el cuadro siguiente: ΔH hid. Tipo de enlace iónico Φ± covalente Fuerza acida Ácidos binarios Ácidos ternarios Poder polarizante No se puede decir si en un período aumenta o disminuye, pues en un mismo período los elementos pueden formar iones positivos y negativos Ejercicio 9 ΔH hidratación La entalpia de hidrataciónes la energia puesta en juego cuando un ion en estado gaseoso, se transforma en un ion acuoso M(g) H2O M (ac) X(g) H2O X (ac) El siguiente grafico muestra un catión sodio rodeado de moleculas de agua, se ve como estas se orientan según densidad negativa de la misma. A mayor ± mayor será la fuerza atractiva hacia la carga de signo opuesto Ejercicio 10 Los valores de entalpía de hidratación están desordenados. Asigne a cada ion el que le corresponde Ion Li + Sr 2+ Al 3+ Mn 2+ Fe 3+ Cs + Fe 2+ Radio iónico 0,60 1,13 0,50 0,80 0,64 1,69 0,76 Hhid (kcal/mol) -473,4 -1038 -455,4 -1135,3 -354,2 -70 -130,3 Para poder asignar la entalpia de hidratación a cada catión tenemos que calcular el potencialiónico en cada catión Ion Li + Sr 2+ Al 3+ Mn 2+ Fe 3+ Cs + Fe 2+ Radio iónico r+ 0,60 1,13 0,50 0,80 0,64 1,69 0,76 Carga z+ +1 +2 +3 +2 +2 +1 +2 ± ± 1,66 1,77 6,00 2,50 4,69 0,60 2,63 De acuerdo al valor del potencial iónico encontrado, asignamos las entalpias de hidratación, mayor potencial iónico, mayor es el campo eléctrico generado por el catión, mayor atracción a las moléculas de agua, mayor será la energía de hidratación Ion Li + Sr 2+ Al 3+ Mn 2+ Fe 3+ Cs + Fe 2+ ± 1,66 1,776,00 2,50 4,69 0,60 2,63 Hhid (kcal/mol) -473,4 -354,2 -1135,3 -455,4 -1038 -70 -473,4 Tipo de enlace Si bien la mayor parte de las combinaciones de metales y no metales tienen las características de los compuestos iónicos, cuando los electrones más externos del anión experimentan una atracción muy intensa hacia el catión, se genera un grado significativo de covalencia en el enlace. Es decir que la densidad electrónica del anión se deforma hacia el catión y esta deformación con respecto a la forma esférica del anión ideal, se conoce como polarización o polarizabilidad. El químico Kasimir Fajans definió las siguientes reglas que resumen los factores favorables a la polarización de un enlace iónico y por tanto el incremento en la covalencia: Un catión es más polarizante si es pequeño y tiene una carga positiva grande (mayor potencial iónico) Un anión se polariza con más facilidad si es grande y tiene una carga negativa grande Los cationes que no tienen una configuración de gas noble favorecen la polarización. A mayor + mayor poder polarizante. Es decir que mayor es la tendencia que tiene el ión positivo a inducir la polarización del ion de carga opuesta, por lo que mayor es la tendencia a formar un compuesto con más carácter covalente o lo que es lo mismo con menor porcentaje de carácter iónico. Polarizabilidad tiene que ver con la deformabilidad de la nube electrónica hacia el catión. El siguiente grafico ilustra el poder polarizante de un catión, deformando la nube del anión. Regla de Fajans Un catión es más polarizante r z Un anión se polariza más si rz Ejercicio 11 Ordene los iones anteriores de acuerdo a su poder polarizante creciente y justifique. Referido al ejercicio 10 Ion Al 3+ Li + Fe 3+ Fe 2+ Mn 2+ Sr 2+ Cs + Radio iónico 0,50 0,60 0,64 0,76 0,80 1,13 1,69 Cuanto más pequeño es el catión y mayor la carga Mayor poder polarizante Fuerza acida A mayor , mayor es la fuerza culómbica atractiva por partículas de carga opuesta, menor es la tendencia a disociarse en iones y en consecuencia, menor es la "fuerza" ácida (ácidos binarios) o básica (hidróxidos). Puede decirse entonces que: Los ácidos binarios o las bases son más fuertes cuanto menor sea . Un ácido binario es más fuerte cuanto más desplazado esté el elemento hacia la derecha en un período, y hacia abajo en un grupo. Una base es más fuerte, cuanto más a la izquierda y más abajo esté ubicado el elemento metálico en la Tabla Periódica fuerza atractivaácidos HX fuerza atractiva basicidad M(OH) En los ácidos ternarios se debilita el enlace XO H acidez en compuestos ternarios . Ejercicio 13 a) Dadas las siguientes bases ordénelas según fuerza básica creciente (de izquierda a derecha): RbOH, Ba(OH)2, Sc(OH)3. Justifique con potencial iónico Según la carga y el radio de los cationes el potencial iónico queda ± Sc +3 >± Ba +2 >± Rb + El potencial iónico es una medida del campo eléctrico que genera el catión, cuanto más alto es, menor es el carácter básico de los hidróxidos, por retener con mayor fuerza a los oxidrilos. b) Dados el siguiente par de oxácidos: i) HBrO3, HIO3 señale cuál de ellos es el ácido más fuerte y justifique su respuesta usando los conceptos de potencial iónico. Rexordamos de Química I, el estado de oxidación del oxígeno y del hidrogeno en ambos oxácidos es ─2 y +1 respectivamente. Deducimos que el estado de oxidación de los halógenos es +5. Como el radio iónico aumenta hacia abajo en un grupo, claramente el radio del ion yodo es mayor que el del bromo. Por lo tanto ± Br +5 >± I +5 A mayor potencial iónico, mayor atracción sobre nube electrónica de los oxígenos, se desprenderá con mayor facilidad el hidrogeno y en consecuencia es mayor la fuerza acida PROPIEDADES ELECTRICAS Metales tendencia a perder e Buenos conductores del calor y electricidad ELECTRICAS No metales tendencia a ganar e Aislantes Semimetales tendencia ganar o perder e Conductividad intermedia, semiconductores Metales Compuestos de elevado número de coordinación* ESTRUCTURALES No metales Aislantes Numero de coordinación definido y bajo Semimetales Estructuras complejas, lamina, cadena de números de coordinación pequeño Se denomina así a el número de vecinos más próximos a un átomo ( o ion ) en una red ESTADOS DE OXIDACIÓN El estado de oxidación máximo en los bloques s y p coincide con el número de grupo Los elementos de los grupos 1y2 son electropositivos, tienen tendencia a perder electrones (agentes reductores), presentan un estado de oxidación +1y+2 respectivamente. Forman óxidos básicos Los elementos del grupo 13 tienen estados de oxidación característico +3, el estado de oxidación +1 se encuentra en todos los elementos excepto el B., y para el Tl estees el estado más estable.Los óxidos de boro son ácidos, los de aluminio y galio anfótero y los de indio y talio básicos. En el grupo 14 el estado +4 es el estado de oxidación común a todos los miembros del grupo, pero a medida que se desciende en el grupo, el estado +2 aumenta en estabilidad. A partir del grupo 15, los estados de oxidación varían por ejemplo en el nitrógeno desde +5 hasta -3 en medio acuoso. En el grupo 16 se acentúa también el carácter metálico al descender. El carácter básico de los óxidos se acentúa al descender .Son más estables los compuestos con números de oxidación más bajos. Respecto a los halógenos el F es incapaz de exhibir otro estado de oxidación diferente a -1. Los demásintegrantes del grupo varían desde -1,+1,+3,+5,+7 Os elementos de transición tienen una gran variedad de estados de oxidación, con los valores más elevados se comportan como óxidos ácidos, intermedios anfóteros y los más bajos básicos. El carácter acido aumenta con el número de oxidación, es más ávido de electrones, tiene tendencia a aceptar electrones (mejor agente oxidante). Ejemplo Mn2O7 oxido acido, mayor estado de oxidación,MnOoxido básico, menor estado de oxidación Ejercicio 12 Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros:MgO, SO3, Ga2O3. Justifique su respuesta Ion Mg +2 S 2─ Ga 3+ Radio iónico r+ 0,66 1,84 0,62 Carga z+ +2 ─2 +3 ± ± 3,03 1,086 4,83 ± Ga +3 >± Mg +2 >± S 2─ , en base a este orden concluimos MgO oxido básico SO3 oxido acido Ga2O3 oxido anfótero A mayor potencial iónico, mayor número de oxidación,mayor acidez BIBILOGRAFIA Housecroft C, Sharpe A: Química Inorgánica. Segunda Edición. Edit. Pearson Educación S.A.2005. Lic. Molina Ana C.: Apuntes recopilados de clases de Química II. Facultad de Ingeniería UNJu Guía de Trabajo Prácticos de Laboratorios 2020. Cátedra de Química II. Facultad de Ingeniería UNJu.
Compartir