quimica inorganica

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Quimica Inorganica
Material del curso
● Tema 1 (volver): 
❍ Transparencias del fichero PowerPoint (4*4)(pdf) 
❍ Cuestiones 
❍ Ejercicios 
❍ Cuestiones tipo test (se realizan a través de tu navegador). Si descargas la 
versión pdf los puedes realizar abriéndolos desde Acrobat Reader. 
■ Test 1: periodicidad de las propiedades atómicas 
❍ Visualización de algunos conceptos: 
■ Isótopos 
■ Decaimiento radiactivo 
❍ Movies: 
■ Separación de partículas alfa, beta y gamma 
■ Propiedades periódicas 
■ Radios atómicos 
■ Energía de ionización 
■ Variación periodica de la energía de ionizacion 
■ Afinidad electrónica 
■ Variación periódica de la afinidad electrónica 
❍ Lecturas complementarias (J. Chem. Ed. agosto 2003) 
■ Configuración electrónica de los gases nobles 
■ Energía de ionizacion de átomos e iones 
■ La situación del hidrógeno en la TP 
■ La posición del Zn, Cd y Hg en la TP 
● 
● 
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/QI_index.html
30/09/2005 3:15:47
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tests_autoaprendizaje/tema_1/tema_1.htm
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tests_autoaprendizaje/test_auto_pdf/tema_1_forma_2.pdf
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/Seperationofalpha-beta.MOV
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/044_PeriodicProper.MOV
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/046_AtomicRadii.MOV
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/047_IonizationEner.MOV
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/048_PeriodicIoniza.MOV
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/049_ElectrAffinity.MOV
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/050_PeriodElectron.MOV
http://jchemed.chem.wisc.edu/
Tema 1: Tabla Periódica y
Propiedades Periódicas
Módulo 12555- Química Inorgánica
Título: Ingeniería Química
Responsable: Juan José Borrás
http://www.uv.es/~borrasj
Química Inorgánica _ Ingenieros T-2Curso 2005-06
Contenido
1. La Tabla Periódica
1. Antecedentes históricos
2. Tabla Periódica moderna: organización
2. Algunos aspectos sobre los elementos químicos:
1. Isótopos y radiactividad
2. Abundancia y relevancia
3. Clasificación de los elementos: metales y no metales
3. Propiedades periódicas
1. Carga nuclear efectiva
2. Radio atómico y radio iónico
3. Energía de ionización
4. Afinidad electrónica
5. Comportamiento global
Química Inorgánica _ Ingenieros T-3Curso 2005-06
La Tabla Periódica es el marco que sirve como base a gran
parte de nuestra comprensión de la Química Inorgánica. En
este tema ofrecemos la información básica para el estudio
detallado posterior de los elementos químicos y su
reactividad
Química Inorgánica _ Ingenieros T-4Curso 2005-06
 La Tabla Periódica. 
Antecedentes históricos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-5Curso 2005-06
Antecedentes
• J. Döbereiner (1817)
– Similitudes entre conjuntos de tres elementos
(Tríadas): Ca, Sr, Ba; Cl, Br, I; S, Se, Te.
• J. Newlands (1863)
– Ordenó los elementos por su masa atómica, y
observó que se repite un ciclo de propiedades
comunes cada 8 elementos. Ley de las octavas
(escala musical).
• Mendeleiev y Meyer (1869)
– Sugieren el mismo patrón organizando los
elementos conocidos en grupos de 8 elementos
en orden de masa atómica creciente.
J. Döbereiner 
(1780-1849)
J. Newlands 
(1837-1898)
Química Inorgánica _ Ingenieros T-6Curso 2005-06
Clasificación de los elementos. La ley
periódica
• 1869, Dimitri Mendeleev
Lother Meyer
La ley periódica: Cuando los elementos se
organizan en orden creciente de sus masas
atómicas, algunos conjuntos de propiedades se
repiten periódicamente
Química Inorgánica _ Ingenieros T-9Curso 2005-06
Tabla Periódica de Mendeleiev
— = 44
— = 72— = 68
— =100
A fin de asegurar que los patrones de propiedades se ajustaran a
la estructura de la tabla fue necesario dejar espacios vacíos.
Esos espacios corresponderían a elementos desconocidos.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-10Curso 2005-06
Éxitos de Mendeleiev
• Dejó huecos que corresponderían a elementos por
descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc)
• Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I,
Te, In, U).
Química Inorgánica _ Ingenieros T-11Curso 2005-06
Problemas
• Siguiendo el orden de masas atómicas crecientes los
elementos no siempre encajaban en el grupo con
propiedades coincidentes.
– Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te
• Se estaban descubriendo elementos nuevos como
holmio y samario para los que no había hueco previsto.
• En algunos casos elementos del mismo grupo eran
muy diferentes en cuanto a su reactividad química.
– Grupo 1: contiene metales alcalinos (muy reactivos) y metales
de acuñación (Cu, Ag y Au; muy poco reactivos)
Para establecer un grupo, al menos se tenía que conocer un elemento :
No se conocían los gases nobles y no se dejó espacio para ellos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-12Curso 2005-06
H. Moseley 1913
(1887-1915)
murió a los 28 años
Contribución de Moseley
• Llevó a cabo experimentos con Rayos X,
descubriendo que:
– Al incidir un haz de RX en un elemento, los
átomos de éste emiten rayos X de una
frecuencia característica de cada elemento.
– Las frecuencias están correlacionadas con las
cargas nucleares Z.
• Permitió predecir nuevos elementos [Z=43
(descubierto en 1937), 61(1945), 75(1925)].
• Probó la bondad de la ley periódica entre
Z=13 y 79 afirmando que NO podría haber
otros elementos en esta región.
 
 
! = A Z "b( )
2
Encontró que al ordenar los elementos con respecto a Z se eliminaban las
irregularidades de la tabla de Mendeleiev basada en la masa atómica y se
definían con exactitud los huecos para los que era necesario encontrar
elementos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-13Curso 2005-06
Tabla Periódica
Moderna
Química Inorgánica _ Ingenieros T-14Curso 2005-06
Tabla periódica de los elementos
UubUuuUunMtHsBhSgDbRfLrRaFr7
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLaLantánidos
Actínidos
5
4
3
2
1
Cs
Rb
K
Na
Li
1
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
2
Ac
Lu
Y
Sc
3
Th
Hf
Zr
Ti
4
Pa
Ta
Nb
V
5
U
W
Mo
Cr
6
Np
Re
Tc
Mn
7
H
Pu
Os
Ru
Fe
8
Am
Ir
Rh
Co
9
Cm
Pr
Pd
Ni
10
Bk
Au
Ag
Cu
11
Cf
Hg
Cd
Zn
12
Es
Tl
In
Ga
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B
13
Fm
Pb
Sn
Ge
Si
C
14
Md
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Sb
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P
N
15
No
Po
Te
Se
S
O
16
At
I
Br
Cl
F
17
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
18
http://www.webelements.com/
Los elementos químicos se ordenan según su número atómico. Los
elementos de una columna constituyen un grupo. Los elementos de una
fila horizontal constituyen un periodo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-15Curso 2005-06
Tabla Periódica Moderna
Ac
La
Th
Ce
Pa
Pr
U
Nd
Np
Pm
Pu
Sm
Am
Eu
Cm
Gd
Bk
Tb
Cf
Dy
Es
Ho
Fm
Er
Md
Tm
No
Yb
UubUuuUunMtHsBhSgDbRfLrRaFr7
5
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3
2
1
Cs
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K
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P
N
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At
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Br
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Xe
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Ne
He
Forma extra larga 
Forma larga 
UubUuuUunMtHsBhSgDbRfLrRaFr7
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLaLantánidos
Actínidos
5
4
3
2
1
Cs
Rb
K
Na
Li
1
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
2
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Y
Sc
3
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Hf
Zr
Ti
4
Pa
Ta
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V
5
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Mo
Cr
6
Np
Re
Tc
Mn
7
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Ru
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Cm
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Ni
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Bk
Au
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Cu
11
Cf
Hg
Cd
Zn
12
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In
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13
Fm
Pb
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C
14
Md
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Sb
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Se
S
O
16
At
I
Br
Cl
F
17
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
18
Química Inorgánica _ Ingenieros T-16Curso 2005-06
bloque f
AR
Lu
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
18
NoMdFmEsClBkCmAmPuNpUPaTh
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCe
AcRaFr7
AtPoBiPbTlHgAuPtIrRhReWTaHfLaBaCs6
ITeSbSnInCdAgPdRhRuTcMoNbZrYSrRb5
BrSeAsGeGaZnCuNiCoFeMnCrVTiScCaK4
ClSPSiAlMgNa3
FONCBBeLi2H1
bloque pbloque dbloque s
1716151413121110987654321
Química Inorgánica _ Ingenieros T-17Curso 2005-06
Estructura de la Tabla Periódica
Representativos
5f: Actinidos
4f: Lantánidos
Transición interna
6d7s
6s
5s
4s
3s
2s
Repre-
senta-
tivos
5d
4d
3d
Transición
6p
5p
4p
3p
2p
1s
Secuencia de ocupación de
los orbitales electrónicos
El número de elementos
de cada periodo corresponde
al número de electrones
necesarios para llenar esos
orbitales
Química Inorgánica _ Ingenieros T-18Curso 2005-06
Grupos de elementos
grupo 1 : Alcalinos
grupo 2: Alcalinotérreos
grupos 3-11: Transición
grupos 12, 13, 14, 15, 16
grupo 17: Halógenos
grupo 18: Gases nobles
Los lantánidos y actínidos no utilizan
designaciones numéricas.
La IUPAC recomienda utilizar los
términos lantanoides y actinoides
para referirnos a estos grupos
UubUuuUunMtHsBhSgDbRfLrRaFr7
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLaLantánidos
Actínidos
5
4
3
2
1
Cs
Rb
K
Na
Li
1
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
2
Ac
Lu
Y
Sc
3
Th
Hf
Zr
Ti
4
Pa
Ta
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V
5
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Mo
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6
Np
Re
Tc
Mn
7
H
Pu
Os
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Fe
8
Am
Ir
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Co
9
Cm
Pr
Pd
Ni
10
Bk
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Ag
Cu
11
Cf
Hg
Cd
Zn
12
Es
Tl
In
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B
13
Fm
Pb
Sn
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C
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Md
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Sb
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N
15
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Se
S
O
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At
I
Br
Cl
F
17
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
18
Los elementos de una columna constituyen un grupo.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-19Curso 2005-06
Los elementos de un grupo
• Los elementos de un
grupo tienen
configuraciones
electrónicas similares
• Aunque tienen
propiedades químicas
parecidas, cada
elemento tiene sus
peculiariedades:
– N: 2s22p3!N2 es una
molécula inerte
– P: 3s23p3!P4 es una
molécula muy reactiva
Química Inorgánica _ Ingenieros T-20Curso 2005-06
Bloques de elementos
s (grupos 1-2)
p (grupos 13-18)
d (grupos 3-11)
f (lantánidos y actínidos)
ElementosElementos
representa-representa-
tivostivos
UubUuuUunMtHsBhSgDbRfLrRaFr7
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLaLantánidos
Actínidos
5
4
3
2
1
Cs
Rb
K
Na
Li
1
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
2
Ac
Lu
Y
Sc
3
Th
Hf
Zr
Ti
4
Pa
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Nb
V
5
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W
Mo
Cr
6
Np
Re
Tc
Mn
7
H
Pu
Os
Ru
Fe
8
Am
Ir
Rh
Co
9
Cm
Pr
Pd
Ni
10
Bk
Au
Ag
Cu
11
Cf
Hg
Cd
Zn
12
Es
Tl
In
Ga
Al
B
13
Fm
Pb
Sn
Ge
Si
C
14
Md
Bi
Sb
As
P
N
15
No
Po
Te
Se
S
O
16
At
I
Br
Cl
F
17
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
18
Química Inorgánica _ Ingenieros T-21Curso 2005-06
Metales alcalinos
Metales
alcalinotérreos
Metales de transición
Grupos principales
Grupos Principales
Lantánidos y Actínidos
Halógenos
Gases nobles
Química Inorgánica _ Ingenieros T-22Curso 2005-06
Algunas precisiones sobre la TP
• He: 1s2. En vez de colocarlo en el grupo ns2 se
ubica sobre los demás gases nobles (ns2np6).
Similitud química
• H: 1s1.¿alcalinos? ¿halógenos?. Se le suele
colocar en medio para enfatizar su singularidad
respecto de ambos grupos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-23Curso 2005-06
Nombres para nuevos elementos
• Z=109: Mt (Meitnerio)
• Z=110: Uun (ununilio). Ds (Darmstadtio)
• Z=111: Uuu (unununio). Rg (Roentgenio)
• Z=112: Uub (ununbio)
• Z=113: Uut (ununtrio)
• Z=114: Uuq (ununquadio)
• Z=115: Uup (ununpentio)
• …….
Algunos aspectos sobre los
elementos químicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-25Curso 2005-06
Isótopos y radiactividad
• Las propiedades químicas de los elementos dependen
de los electrones de la corteza y de la carga nuclear.
• Propiedades nucleares marcan:
– existencia de diversos isotopos
– inestabilidad radiactiva de determinados núcleos
• Definición de isótopo (Chadwick, 1931): es un elemento
con idéntico número atómico pero con diferente masa
atómica. Diferente número de neutrones.
– 12C (abundancia 98.9%)
– 13C (1.1%) Isótopo radiactivo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-26Curso 2005-06
Radiactividad
• Consecuencia de la inestabilidad de ciertos
núcleos de modo que decaen en átomos más
estables emitiendo partículas de alta energía
• Emisión:
– Alfa: (!) Consiste en la emisión de nucleos de 4He
(2 prot. + 2 neu.)
– Beta (") Electrones
– Gamma (#). Radiación de alta energía que suele
acompañar a las desintegraciones alfa y beta. 99mTc:
uso en radiodiagnóstico (t1/2=6 horas).
238
U!
234
Th + 
4
He
87
Rb !
87
Sr + 
-1
0
e
99m
Tc !
99
Tc + "
Química Inorgánica _ Ingenieros T-27Curso 2005-06
Periodo de semivida
• El decaimiento es un proceso estadístico
determinada por la ley:
– k: es una constante que da la probabilidad de
decaimiento por unidad de tiempo
• Periodo de semivida t1/2: tiempo necesario para
que se reduzca a la mitad los átomos iniciales
• Todos los elementos químicos tienen isótopos
radiactivos pero la mayoría de ellos tienen t1/2
tan pequeños que no los encontramos en la
naturaleza.
N(t ) = N(0)e !kt t
1/2
= ln2 / k
Química Inorgánica _ Ingenieros T-28Curso 2005-06
Elementos radiactivos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-29Curso 2005-06
Estabilidad de los elementos
• En el Universo sólo hay 81 elementos estables:
– al menos poseen un isotopo que no sufre desintegración radiactiva
espontánea
• U y Th son radioactivos pero muy abundantes. Su periodo de
semivida es de 108-109 años (casi la antigüedad de la Tierra)
• El Tc no se encuentra en la naturaleza. Todos sus isótopos tienen
periodos de vida muy corta (99Tc: 2.1x105años, 99mTc: 6 horas).
UubUuuUunMtHsBhSgDbRfLrRaFr7
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCeLaLantánidos
Actínidos
5
4
3
2
1
Cs
Rb
K
Na
Li
1
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
2
Ac
Lu
Y
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3
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4
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V
5
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Mn
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Bk
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11
Cf
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Es
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In
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13
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14
Md
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Sb
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S
O
16
At
I
Br
Cl
F
17
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
18
Química Inorgánica _ Ingenieros T-30Curso 2005-06
Estabilidad de los elementos
• A medida que aumenta el número
de protones, aumenta más el de
neutrones.
– los neutrones contribuyen a la
estabilidad del núcleo repleto de cargas
positivas que se repelen
– cuanto mayor sea el número de
protones mucho mayor debe ser el de
neutrones
• Después del Bi, el número de
cargas positivas es demasiado
grande para mantener la estabilidad
del núcleo y predominan las fuerzas
de repulsión
-0,5
0
0,5
1
1,5
2
H He C Fe I Pb Bi U
p/n
p
/n
elemento
14692U
12683Bi
12682Pb
7453I
3026Fe
66C
22He
01H
neutr.prot.ele.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-31Curso 2005-06
Abundancia en el Sistema Solar
• Correlación entre la abundancia de los elementos en el sistema
solar y la estabilidad de los núcleos
• Son más abundantes los elementos con números pares de
protones Regla de Oddo-Arkin.
• Además tienen un mayor número de isótopos
Abundancia en el sistema solar
Química Inorgánica _ Ingenieros T-32Curso 2005-06
Elementos más comunes en la corteza
0.080.09F
0.440.2Ti
2.61.42K
2.11.84Mg
5.0
3.6
2.8
8.1
27.7
46.6
% peso
1.94Fe
1.95Ca
2.64Na
6.47Al
21.2Si
62.6O
% nº. átomosElemento
O Si Al Na Ca Fe Mg K Ti
¿Por qué los elementos más
abundantes en el Universo, H y He
no lo son tanto en la atmósfera
terrestre?
Química Inorgánica _ Ingenieros T-33Curso 2005-06
Elementos más comunes
• Oxígeno
– O2 atmosférico (21%)
– Litosfera: multitud de compuestos (óxidos, carbonatos, nitratos, etc.).
• En la naturaleza se combina con todos los elementos excepto F y Cl.
– O3. Ozono estratosférico. Papel crucial en la protección de la
radiación ultravioleta.
– O2 Uso industrial en tratamiento de aguas y en la fabricación de
acero.
• Nitrógeno
– N2 atmosférico, muy abundante (78%).
– Poco abundante corteza terrestre.
• Fijación del nitrógeno. Bacterias y proceso Haber-Bosch
– Industrialmente: Fertilizantes, explosivos, propelentes
– Óxidos de nitrógeno. Motores de combustión y actividades
industriales. Problema medioambiental.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-34Curso 2005-06
Elementos más comunes
• Silicio
– El elementomas importante en la corteza. Rocas sedimentarias.
Sílice (SiO2), Silicatos.
– Elemento crucial para la microelectrónica.
– Otros usos industriales:
• fabricación de cementos y ladrillos
• industria del vidrio
• industrial de las telecomunicaciones: fibras ópticas
• materiales de alta tecnología: refractarios, siliconas, etc.
• Aluminio
– Combinado con O y Si forma los aluminosilicatos.
• Zeolitas: catalizadores para la industria petroquímica
– Metal muy abundante pero muy disperso. Principal mena industrial es
la bauxita
– Es el metal preferido en la industria aeronautica por su ligereza y
resistencia
– Sales de Al: industria alimentaria (levadura química), fijador de
colorantes en la industria textil
– Al2O3. Material refractario y soporte para catálisis
Química Inorgánica _ Ingenieros T-35Curso 2005-06
Elementos más comunes
• Sodio
– Se obtiene fundamentalmente de los océanos, donde el Na+ es
el catión más abundante, y de minas de sal.
– Compuestos como NaCl, NaHCO3, Na2CO3, Na2SO4, NaOH
tienen multitud de usos en la industria química.
• Calcio
– Esencial para la formación de dientes y huesos
– Se obtiene de CaCO3, CaSO4·2H2O (yeso), CaF2 (fluorita)
• Hierro
– Presencia en forma de rocas: hematita (Fe2O3), magnetita
(Fe3O4) o goetita (FeO(OH).
– Fundamental para la fabricación de acero
– Es el metal fundamental para el desarrollo de la sociedad
industrial. Metal estructural esencial.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-36Curso 2005-06
Elementos más comunes
• Magnesio
– Se obtiene normalmente del agua de mar (1300 mg·kg-1) o
minerales como MgCO3.
– El metal se utiliza para fabricar aleaciones ligeras
– MgO: material refractario y adsorbente (tratamiento de aguas)
• Potasio
– Es el 4º elemento más abundante en el mar (390 mg·kg-1)
– El principal uso: Fertilizantes
• Titanio
– Menas principales: rutilo (TiO2) e ilmenita (FeTiO3)
– Metal abundante pero muy caro de obtener. Proceso Kroll
– Metal de propiedades ideales:
• ligero
• extraordinariamente inerte químicamente
• alta resistencia mecánica
Química Inorgánica _ Ingenieros T-37Curso 2005-06
Productos
químicos más
producidos
Datos USA
Chem. & Eng. News, Junio 26, (1995)
5.0CO221
8.0NH4NO314
8.0HNO313
9.3Na2CO311
11.0Cl210
11.5H3PO49
11.7NaOH8
17.2NH36
17.4CaO (lime)5
22.5O23
30.6N22
40,5
ProdProductoOrden
H2SO41
Química Inorgánica _ Ingenieros T-38Curso 2005-06
Clasificación de los elementos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-39Curso 2005-06
Criterios de clasificación
1. Estado físico a P y T estándares (25ºC Y 100 KPa)
2. Metales y no metales
Hg y Br son líquidos
11 elementos gaseosos
Resto son sólidos
1.- Estado físico
Química Inorgánica _ Ingenieros T-40Curso 2005-06
2.- Clasificación en metales y no metales
Química Inorgánica _ Ingenieros T-41Curso 2005-06
Propiedades
La mayoría son
fácilmente
mecanizables
maleabilidad: (láminas
delgadas)
ductilidad: (hilos
finísimos)
Justificación
desplazamiento de
átomos fácil
(enlace no direccional)
Buenos conductores
calor y electricidad
Brillo intenso
apariencia plateada
 o grisácea
Densidades
altas
(con excepciones)
Os: d=22,61
(Li: d=0,53)
sugiere altos
índices de
coordinación
Punto de fusión altos
(con excepciones)
W=3410ºC
Ti-Cu>1000ºC
Zr-Pd, Hf-Pt >1500ºC
Excepciones:
Alcalinos (Li: 180º, Cs:28,7º)
Ga: 29,9º, In: 157º
Hg: -39 ºC
Propiedades físicas de los metales
Forman frecuentemente aleaciones
Adoptan estructuras cristalinas
que casi siempre son cúbica o
hexagonal de máxima
densidad o cubica centrada en
el cuerpo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-42Curso 2005-06
Metales y no metales
Forman haluros covalentesForman haluros iónicos
Forman anionesForman cationes
Forman óxidos ácidosForman óxidos básicos
No reaccionan con ácidosReaccionan con ácidos
Propiedades Químicas
Malos conductores del calorBuenos conductores del calor
Bajos puntos de fusiónAltos puntos de fusión
Sólidos, líquidos o gaseososSólidos
Sin brilloBrillo metálico
No son maleablesMaleables (facilidad para ser aplanados)
No son dúctilesDúctiles (facilidad para ser estirados)
Malos conductores de la electricidadBuenos conductores de la electricidad
Propiedades físicas
No metalesMetales
¿Definen estas propiedades de modo unívoco un metal?
Química Inorgánica _ Ingenieros T-43Curso 2005-06
¿Qué es un metal?
Brillo metálico
Si y I tienen superficies muy brillantes y no son metales
Minerales como la pirita (FeS2) también tienen brillo metálico
Densidad elevada
Enorme variabilidad:
La densidad del Li es la mitad de la del agua y la del Os es 40
veces la del Li
Dureza elevada Los metales alcalinos son muy blandos
Maleabilidad y Ductilidad Algunos metales de transición son quebradizos
Alta conductividad térmica
Aún siendo común entre los metales, sin embargo el
C(diamante) tiene la conductivdad térmica más alta conocida
Propiedad Contraejemplo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-44Curso 2005-06
¿Qué es un metal?
La propiedad que mejor define un metal es la
elevada conductividad eléctrica tridimensional
El C( grafito) tiene una elevada conductividad bidimensional
T<18ºC el Sn no conduce la electricidad
A presiones fáciles de alcanzar, el I es conductor de la
electricidad
Definición estricta de metal
Dependencia de la conductividad con la temperatura:
Metales: la conductividad
eléctrica disminuye con la
temperatura
No metales: la
conductividad eléctrica
aumenta con la
temperatura
Criterio físico
Química Inorgánica _ Ingenieros T-45Curso 2005-06
Conductividad eléctrica
• La conductividad eléctrica es consecuencia del
movimiento de los electrones en el seno del metal
• Gran diferencia entre la conductividad de los metales y
otros tipos de sólidos (iónicos o moleculares)
Química Inorgánica _ Ingenieros T-46Curso 2005-06
8
4
-4
-8
Conductividad eléctrica
• Los materiales sólidos
exhiben un asombroso
intervalo de conductividad que
se extiende sobre 27 órdenes
de magnitud
• La conductividad de la
mayoría de los
semiconductores y aislantes
aumenta rápidamente con la
temperatura, mientras que la
de los metales muestra una
gradual disminución
Química Inorgánica _ Ingenieros T-47Curso 2005-06
Tabla de resistividades
Ag: es el mejor conductor
Cu, Ag y Au destacan por su elevada conductividad
Mn es un metal poco conductor
Química Inorgánica _ Ingenieros T-48Curso 2005-06
Au Cu Ni Mn
Lustre Metálico
• Todos los metales tienen apariencia brillante
– Reemiten toda la luz que absorben (fabricación de espejos)
• Solo Cu y Au tienen un color diferente
– no reemiten todas las frecuencias absorbidas
Química Inorgánica _ Ingenieros T-49Curso 2005-06
Maleabilidad y fuerzas cohesivas
• Los metales son dúctiles y maleables:
– DUCTILES: no presentan gran resistencia a la deformación. El cobre
se puede procesar en forma de hilos finos y flexibles.
– MALEABLES: pueden adoptar cualquier forma que deseemos. El oro
se puede reducir a láminas casi transparentes
• Correlación entre la entalpía de atomización y las temperaturas
de fusión y ebullición
Química Inorgánica _ Ingenieros T-50Curso 2005-06
Patrones de comportamiento químico
Metales: tienden a perder
electrones para formar
especies catiónicas
No metales: tienden a
ganar electrones para
formar especes aniónicas
Criterio químico
Química Inorgánica _ Ingenieros T-51Curso 2005-06
Clasificación en metales, no metales y semimetales
Sea cual sea el criterio elegido siempre quedan algunos
elementos en la región limítrofe: semimetales (B, Si, Ge y Te)
Química Inorgánica _ Ingenieros T-52Curso 2005-06
Aspecto de algunos elementos
Los metales alcalinos son muy blandos. El Na
es tan reactivo que debe ser protegido de la
acción atmosférica
Na
B
Si
El B y el Si son elementos no
metálicos frágiles y con altos puntos
de fusión
Química Inorgánica _ Ingenieros T-53Curso 2005-06
Aspecto de algunos elementos
Elementos del grupo 14
C
Ge
SnSi
Pb
Química Inorgánica _ Ingenieros T-54Curso 2005-06
Aspecto de algunos elementos
Elementos del grupo 16: O, S, Se y Te
Paso gradualde no metal a metaloide
Química Inorgánica _ Ingenieros T-55Curso 2005-06
Aspecto de algunos elementos
Elementos de la 1ª ST:
Sc, Ti, V, Cr, Mn
Fe, Co, Ni, Cu, Zn
todos ellos de claro
comportamiento metálico
Química Inorgánica _ Ingenieros T-56Curso 2005-06
Propiedades Periódicas
• Radios atómicos e iónicos
• Energías de ionización
• Afinidad electrónica
Química Inorgánica _ Ingenieros T-57Curso 2005-06
Todas las propiedades
periódicas dependen de algún
modo de la carga nuclear
efectiva y de la distancia del
electrón al núcleo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-58Curso 2005-06
Carga nuclear efectiva
•Carga nuclear efectiva:
es la que realmente siente
el electrón como
consecuencia de la
presencia de electrones
más internos y por tanto de
su efecto apantallante ($)
sobre la carga real del
núcleo Z
Zef=Z-$ 
Química Inorgánica _ Ingenieros T-60Curso 2005-06
Reglas de Slater
• Reglas empíricas propuestas en 1930 por J.C. Slater para
la determinación de la constante de apantallamiento $:
1. Escribir la configuración electrónica completa y agrupar los
orbitales ns y np, disponer separadamente de los demás:
[1s] [2s 2p] [3s 3p] [3d] [4s 4p] [4d] [4f] [5s 5p] [5d 5f] ···
2. Todos los electrones de orbitales con n mayor (los situados a la
derecha) no contribuyen al apantallamiento
3. Para electrones s o p:
a) Los electrones en el mismo (ns np) apantallan 0,35 unidades de
carga nuclear.
b) Los electrones en los niveles n-1 apantallan 0,85 unidades
c) Los electrones en niveles n-2 o inferiores apantallan completamente
(1,0 unidades)
 
Zef = Z !"
Química Inorgánica _ Ingenieros T-61Curso 2005-06
Reglas de Slater
4. Para electrones d o f:
a) Los electrones en el mismo (nd nf) apantallan 0,35 unidades
de carga nuclear.
b) Los electrones en los grupos situados a la izquierda
apantallan completamente (1,0 unidades)
5. Para obtener la carga nuclear efectiva experimentada
por un electrón dado: restaremos a la carga nuclear
verdadera Z, la suma de la constantes de
apantallamiento obtenidas al aplicar las reglas 2-4
 
Zef = Z !"
Química Inorgánica _ Ingenieros T-62Curso 2005-06
Ejemplos de Regla de Slater
• N: [1s2][2s22p3]
– Zef para un electrón 2p = 7-[(4x0.35)+(2*0.85)]=3.90
• Ge: [1s2][2s22p6][3s23p6][3d10][4s24p2]
– Zef para un electrón 4p = 32-
[(3x0.35)+(18x0.85)+10]=5.65
• Zn: [1s2][2s22p6][3s23p6][3d10][4s2]=
– Zef para un electrón 3d = 30-[(9x0.35)+18]=8.85
Química Inorgánica _ Ingenieros T-63Curso 2005-06
Calcula la carga nuclear efectiva que siente uno de los
electrones 2p del átomo de oxígeno (Z=8).
Configuración electrónica O: [1s2] [2s22p4]
Los 5 electrones ([2s22p4]) restantes del nivel n=2 apantallan con 0,35.
Los 2 electrones [1s2] del nivel n=1 apantallan con 0,85 cada uno
La constante de apantallamiento $ =5*0,35+2*0,85=3,45
Zef=Z-$=8-3,45=4,55
Ejercicio
Química Inorgánica _ Ingenieros T-64Curso 2005-06
Ejercicio
Calcula la carga nuclear efectiva sobre un electrón 3d y otro
4s del manganeso (Z=25)
 Configuración electrónica Mn:[1s2] [ 2s2 2p6] [3s2 3p6 ] [3d5 ] [4s2]
25-21,4=3,6
carga nuclear
efectiva
21,4apantallamiento
10x1,010 (s o p)n<=2
13x0,85=11,0513 (s, p, d)n=3
1x0,35=0,351 (s)n=4
contribuciónElectrones4s
2x1,02(s)n=1
25-19.4=5,6carga nuclear efectiva
19,4apantallamiento
8x1,08 (s, p)n=2
4x0,35+8x1,0
=9,4
4(d) + 8(s, p)n=3
contribuciónElectrones3d
Química Inorgánica _ Ingenieros T-66Curso 2005-06
Zef según Clementi y Raimondi
Cargas nucleares efectivasCargas nucleares efectivas
 ZZ 1s 1s 2s 2s 2p 2p 3s 3s 3p 3p 
 11 HH 1,00 1,00 -------- -------- -------- --------
 2 2 HeHe 1,69 1,69 -------- -------- -------- --------
 3 3 LiLi 2,69 2,69 1,28 1,28 -------- -------- --------
 4 4 BeBe 3,68 3,68 1,91 1,91 -------- -------- --------
 5 5 BB 4,68 4,68 2,58 2,58 2,42 2,42 -------- --------
 6 6 CC 5,67 5,67 3,22 3,22 3,14 3,14 -------- --------
 7 7 NN 6,66 6,66 3,85 3,85 3,83 3,83 -------- --------
 8 8 OO 7,66 7,66 4,49 4,49 4,45 4,45 -------- --------
 9 9 FF 8,65 8,65 5,13 5,13 5,10 5,10 -------- --------
1010 NeNe 9,649,64 5,76 5,76 5,76 5,76 -------- --------
1111 NaNa 10,6310,63 6,57 6,57 6,80 6,80 2,512,51 --------
1212 MgMg 11,6111,61 7,39 7,39 7,83 7,83 3,313,31 --------
1313 AlAl 12,59 12,59 8,21 8,21 8,96 8,96 4,124,12 4,074,07
1414 SiSi 13,57 13,57 9,02 9,02 9,94 9,94 4,904,90 4,294,29
1515 PP 14,56 14,56 9,82 9,82 10,9610,96 5,645,64 4,894,89
1616 SS 15,54 15,54 10,6310,63 11,9811,98 6,376,37 5,485,48
Química Inorgánica _ Ingenieros T-67Curso 2005-06
Evolución de Zef
• En un periodo aumenta de izquierda a derecha
• En un grupo permanece bastante constante
tras un ligero aumento inicial
Química Inorgánica _ Ingenieros T-68Curso 2005-06
Unidades
Picómetro: 1pm=1·10-12 m
Ángstrom: 1Å= 1·10-10 m Habitual en Química
El tamaño de los átomos: Radio atómico
• Se supone que los átomos son esferas rígidas,
lo cual no es cierto: Polarizabilidad
• Concepto de radio atómico carece de sentido
estricto en el ambito de la mecanica cuantica
– La función de distribución radial disminuye
gradualmente al aumentar la distancia al núcleo
(%&0, cuando r&')
– “No es posible determinar el radio atómico en
átomos aislados”
– Se habla de radio covalente o de radio metálico
Química Inorgánica _ Ingenieros T-69Curso 2005-06
Radio covalente
• Moléculas diatómicas: H2, Cl2
– Radio covalente es la mitad de la distancia internuclear.
– Los datos de radios atómicos se refieren a enlaces sencillos (ni
dobles ni triples)
– Limitación:
• Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes órdenes de
enlace ya que los átomos no son esferas indeformables
– O2: d(O-O)=1,21Å
– H2O2: d(O-O)=1,47 Å
– Se conocen valores de radio covalente razonablemente buenos de
casi todos los elementos químicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-70Curso 2005-06
Radio metálico
• La mayor parte de los metales son sólidos
cristalinos formados por empaquetamiento,
más o menos compacto, de átomos.
– La mitad de la distancia internuclear entre dos
átomos contiguos en el cristal es el radio metálico.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-71Curso 2005-06
Variación de los radios atómicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-72Curso 2005-06
Variación de los radios atómicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-73Curso 2005-06
Variación de los radios atómicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-74Curso 2005-06
Variación de los radios atómicos
• Periodo
– Disminución gradual de izquierda a derecha (bloques s y p),
como resultado del aumento progresivo de la carga nuclear
efectiva Zef.
• En cada periodo, el elemento alcalino tiene el mayor radio y el
gas noble, el más pequeño.
• En las series de transición, el radio disminuye de izquierda a
derecha, con ligeros repuntes al final.
• Grupos s y p
– Aumenta al descender en un grupo
– ¿Razón?: Los electrones de valencia se encuentran en
orbitales de número cuántico principal cada vez mejor
apantallados y por tanto percibiendo menos la carga nuclear
Ne
71
F
71
O
74
N
74
C
77
B
80
Cs
272
Rb
250
K
235
Na
191
Li
157
Química Inorgánica _ Ingenieros T-75Curso 2005-06
Variación de los radios atómicos
• Variación en los grupos del bloque d: Contracción
lantánida
– Se observa el aumento esperado al pasar del elemento de la
1ª ST a la segunda
– Los elementos de la 2ª y 3ª ST tienen radios muy semejantes
• Mo: 1,40Å ––– W: 1,41 Å
– ¿Razón? Previamente a la 3ª ST se han llenado los orbitales f
de bajo efecto de pantalla
Hg
155
Au
144
Pt
139
Ir
136
Os
135
Re
137
W
141
Ta
147
Hf
159
La*
188
Cd
152
Ag
144
Pd
137
Rh
134
Ru
134
Tc
135
Mo
140
Nb
147
Zr
160
Y
182
Zn
137
Cu
128
Ni
125
Co
125
Fe
126
Mn
137
Cr
129
V
135
Ti
147
Sc
164
Lu
172
Yb
194
Tm
173
Er
173
Ho
174
Dy
175
Tb
176
Gd
179
Eu
199
Sm
180
Pm
181
Nd
181
Pr
182
Ce
183
Química Inorgánica _ Ingenieros T-77Curso 2005-06
Radio iónicos
•La carga influye notablemente en el tamaño de la
especie.•Es una magnitud difícil de medir ya que, aunque se
puede medir con exactitud la distancia entre los
núcleos, no hay una regla universal para dividir esta
distancia entre los dos iones
Química Inorgánica _ Ingenieros T-78Curso 2005-06
Radios iónicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-79Curso 2005-06
Radios de los cationes
• Los radios de los cationes
son más pequeños que los
de los átomos neutros por
dos razones:
– normalmente se ioniza la capa
exterior más externa de forma
completa
– cuando se forma un catión, la
carga nuclear efectiva que
sienten los electrones más
externos aumenta notablemente;
dichos electrones están más
fuertemente atraídos por el
núcleo comprimiendo el
volumen del catión
Química Inorgánica _ Ingenieros T-80Curso 2005-06
Radios de los aniones
Los aniones son mayores que los átomos neutros:
 Cl 99 pm, Cl-: 181 pm.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-83Curso 2005-06
Energía de Ionización
Definición: Cantidad de energía necesaria para separar el electrón más externo de un
átomo en estado fundamental, en gase gaseosa y a presión y temperatura estándar.
Son siempre valores positivos. La ionización es un proceso endotérmico.
 
 
X(g)
I1! " ! X+ (g)+ e#
Determinación: mediante análisis de los espectros atómicos. Se determinan con gran
precisión. Diferencia de energía entre el nivel ocupado más externo y el
correspondiente a n='
Unidad: Electron-volt (eV) o kJ·mol-1 1eV=96,49 kJ/mol
I2 = 1451 kJMg
+(g) ! Mg2+(g) + e-
I1 = 738 kJMg(g) ! Mg
+(g) + e- 
 
X(g)
I1! " ! X+ (g)+ e#
X+(g)
I2! " ! X+2 (g)+ e#
Energías de ionización sucesivas:
aumento del valor de Ip
 
 
!E =RH
1
ni
2
"
1
nf
2
# 
$ 
% % 
& 
' 
( ( 
Química Inorgánica _ Ingenieros T-85Curso 2005-06
Energía de Ionización
• Factores que influyen en la EI
– El tamaño del átomo: distancia del núcleo al electrón
– La carga del núcleo
– El tipo de electrón que se ioniza
– Cómo de eficazmente apantallan los capas internas
la carga nuclear
• Estos factores están inter-relacionados: carga
nuclear efectiva
Química Inorgánica _ Ingenieros T-86Curso 2005-06
Evolución de la Energía de Ionización
a) Variacia) Variacióón de In de I11 en un grupo o familia en un grupo o familia
I1 Disminuye al descender en un grupo
efecto combinado del aumento de tamaño (aumenta n) y aumento del
del apantallamiento
b) Variacib) Variacióón de In de I11 en un per en un perííodoodo
I1 Aumenta gradualmente a lo largo de un período
 aumento progresivo de la carga nuclear efectiva Zef.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-87Curso 2005-06
Variación de la 1ª EI
HH II11 ( (eVeV): Elementos representativos ): Elementos representativos HeHe
13,613,6 24,5824,58
LiLi BeBe BB CC NN OO FF NeNe
5,395,39 9,329,32 8,308,30 11,2611,26 14,5314,53 13,6113,61 17,4217,42 21,5621,56
NaNa MgMg AlAl SiSi PP SS ClCl ArAr
5,145,14 7,647,64 5,985,98 8,15 8,15 10,4810,48 10,3610,36 13,0113,01 15,7615,76
KK CaCa GaGa Ge Ge As As SeSe BrBr KrKr
4,344,34 6,116,11 6,006,00 8,13 8,13 9,81 9,81 9,75 9,75 11,8411,84 14,0014,00
RbRb SrSr InIn SnSn SbSb TeTe II XeXe
4,184,18 5,695,69 5,795,79 7,34 7,34 8,64 8,64 9,01 9,01 10,4510,45 12,1312,13
CsCs BaBa TlTl PbPb BiBi PoPo AtAt RnRn
3,893,89 5,215,21 6,116,11 7,42 7,42 7,29 7,29 8,43 8,43 10,7510,75 10,7410,74
Química Inorgánica _ Ingenieros T-88Curso 2005-06
Variación de la EI
• Las gráficas de la energía de ionización
muestran los siguientes hechos:
– Los gases nobles tienen la máxima EI de sus
respectivos periodos
• debido a la gran energía necesaria para arrancar un
electrón de una capa completa.
– El grupo 1 (alcalinos) tienen la EI más baja de sus
respectivos periodos
– Hay un aumento general en la EI conforme nos
movemos en el grupo. Sin embargo este aumento
no es continuo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-89Curso 2005-06
Variación en los periodos
0
5
10
15
20
25
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20
1ª Energía de Ionización
Periodo 1
Periodo 2
Periodo 3
E
I 
(e
V
)
Z
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
1: Aumento sustancial al pasar de H al He
Cada electron 1s del He apantalla
escasamente al otro. Por tanto el
electrón que se ioniza tiene que
vencer una atracción casi dos veces
superior a la experimentada por el
electrón ionizable del H.
2: Descenso Be& B
Cambio del tipo de orbital (2s & 2p)
Los electrones s apantallan
eficazmente al p. El Be tiene una
configuración de capa llena
Be: [He]2s2 B: [He]2s2 2p1
3: Descenso N& O
El 4º electrón del oxígeno genera
repulsiones interelectrónicas que
facilitan su ionización
Capas semillenas (N) confieren una
especial estabilidad. Energía de
canje
N: [He]2s22p3 O: [He]2s2 2p4
Variación poco uniforme
Química Inorgánica _ Ingenieros T-90Curso 2005-06
I2 (Mg) vs. I3 (Mg)
7733
1451
 
 
Mg2+ :[Ne]
I1 (P) vs. I1 (S)
1012 999.6
 
 
S :[Ne]3s23p4
I1 (Mg) vs. I1 (Al)
737.7 577.6
 
 
Al :[Ne]3s23p1 
 
Mg :[Ne]3s2
Química Inorgánica _ Ingenieros T-91Curso 2005-06
Energías de ionización sucesivas
Se produce un gran incremento en
la energía de ionización al arrancar
electrones de la capa interna que
sienten una Zef cada vez mayor
I1<I2<I3… E !E + +e "
E
+
!E
2+
+e
"
Química Inorgánica _ Ingenieros T-92Curso 2005-06
HH EnergEnergíías de as de ionizaziionizazióón n sucesivas (sucesivas (eVeV)) HeHe
13,613,6 24,5824,58
54,4054,40
LiLi BeBe BB CC NN OO FF NeNe
 5,395,39 9,32 9,32 8,30 8,30 11,2611,26 14,5314,53 13,6113,61 17,4217,42 21,5621,56
75,6275,62 18,2118,21 25,1525,15
153,85153,85 37,9237,92
259,30259,30
NaNa MgMg AlAl SiSi PP SS ClCl ArAr
5,145,14 7,64 7,64 5,98 5,98 8,158,15 10,4810,48 10,3610,36 13,0113,01 15,7615,76
47,2947,29 15,0315,03 18,8218,82
80,1280,12 28,4428,44
119,96119,96
KK CaCa GaGa Ge Ge As As SeSe BrBr KrKr
 4,344,34 6,11 6,11 6,006,00 8,138,13 9,819,81 9,759,75 11,8411,84 14,0014,00
31,8131,81 11,8711,87
51,2151,21
RbRb SrSr InIn SnSn SbSb TeTe II XeXe
 4,184,18 5,69 5,69 5,795,79 7,347,34 8,648,64 9,019,01 10,4510,45 12,1312,13
27,527,5 11,0311,03
Química Inorgánica _ Ingenieros T-93Curso 2005-06
Energía de ionización y carácter metálico
• Las mayores EI se presentan en los elementos
situados a la derecha del SP (gases nobles), y las
menores EI en los de la izquierda (alcalinos).
• Los elementos de baja EI presentan comportamiento
metálico (grupos 1, 2 y bloques d y f, así como
algunos elementos más pesados del bloque p).
• Los elementos con elevada energía de ionizacion se
les denomina no metales (los más ligeros del bloque
p).
Química Inorgánica _ Ingenieros T-94Curso 2005-06
Afinidad electrónica
Definición: Energía mínima necesaria para la formación de un ion uninegativo a
partir el átomo neutro en su estado fundamental, en fase gaseosa y a P y T
estándard
 
 
X(g)+ e!
AE1" # " " X! (g)
Unidades: Electron-volt (eV) o kJ/mol 1eV=96,49 kJ/mol
Determinación: Es una magnitud difícil de determinar
experimentalmente. Se suele calcular indirectamente a partir de ciclos
termodinámicos (por ejemplo Born-Haber). Por tanto tiene una menor
precisión que la energía de ionización
Fatores de los que depende: De la distancia al núcleo (número
cuántico n) y de la carga nuclear efectiva
Química Inorgánica _ Ingenieros T-95Curso 2005-06
Afinidad electrónica
Química Inorgánica _ Ingenieros T-96Curso 2005-06
Criterio de signos para la AE
Criterio de signos: La formación de un ión uninegativo, a partir de un átomo
neutro puede ser un proceso exotérmico o endotérmico.
En la mayoría de los casos, el electrón que se incorpora resulta fuertemente
atraído por el núcleo siendo por tanto un proceso exotérmico.
En algunos textos se adopta un criterio de signos opuesto. Nosotros adoptamos el
criterio termodinámico (signo negativo cuando se libera energía)
Los átomos de haluros se
transforman en halogenuros
exotérmicamente
 
 
F(g)+ e!
AE1" # " " F! (g)
!H = "328 kJ / mol
AE = "328 kJ / mol = "3,4 eV
Química Inorgánica _ Ingenieros T-97Curso 2005-06
Exotérmico
F(1s22s22p5)
F-(1s22s22p6)AE = -328 kJ/molF(g) + e- ! F-(g)
Afinidad electrónica
El flúor gana muy fácilmente un electrón adicional
ExotérmicoLi(1s22s1)
Li-(1s22s2)
EA = -59.6 kJ/molLi(g) + e- ! Li-(g)
Átomos metálicos como el Li también tienen AE
negativas.
Este dato es
sorprendente
 para un metal
Química Inorgánica _ Ingenieros T-98Curso 2005-06
Evolución de la 1ª AE
Es difícil hacer generalizaciones sobre las tendencias
de las energías de ionización
HH Afinidades electrAfinidades electróónicas AEnicas AE11 ( (eVeV) ) HeHe
-0,754-0,754 0,50,5
LiLi BeBe BB CC NN OO FF NeNe
-0,618-0,618 0,50,5 -0,277-0,277 -1,263-1,263 0,070,07 -1,461-1,461 -3,399-3,399 1,21,2
NaNa MgMg AlAl SiSi PP SS ClCl ArAr
-0,548-0,548 0,4 0,4 -0,441-0,441 -1,385-1,385 --0,7470,747 -2,077-2,077 --3,6173,617 1,01,0
KK CaCa GaGa Ge Ge As As SeSe BrBr KrKr
-0,502-0,502 0,30,3 -0,30-0,30 -1,2-1,2 -0,81-0,81 -2,021-2,021 -3,365-3,365 1,01,0
RbRb SrSr InIn SnSn SbSb TeTe II XeXe
-0,486-0,486 0,30,3 -0,3-0,3 -1,2-1,2 -1,07-1,07 -1,971-1,971 -3,059-3,059 0,80,8
Química Inorgánica _ Ingenieros T-99Curso 2005-06
Afinidades electrónicas secuenciales
Endotérmico
Exotérmico
AE = + 744 kJ/molO- (g) + e- ! O2-(g)
AE = - 144 kJ/molO(g) + e- ! O-(g)
El electrón adicional se acerca a un ion negativo, lo cual
genera una fuerte repulsión. Son siempre valores
negativos. Procesos endotérmicos
Aniones como O2-(g) no deberían existir….
… a menos que se
 estabilicen en una red cristalina, o por
solvatación, etc.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-100Curso 2005-06
Electronegatividad
• En 1931, Pauling definió la electronegatividad
como la tendencia de un átomo a atraer
sobre sí los electrones cuando se combina
con otro formando un compuesto químico.
• La electronegatividad es un concepto relativo,
no una magnitud mensurable de forma directa.
La escala de Pauling es una escala arbitraria
en la que se asigna el máximo valor (4,0) al F.
• La consecuencia de la diferente
electronegatividad es la polarización del
enlace
A–––B
(+ (
-
Química Inorgánica _ Ingenieros T-101Curso 2005-06
Escalas de electronegatividad
• La electronegatividad se ha cuantificado según
diferentes escalas:
– Pauling: basadas en datos de fuerza de enlace
– Allred-Rochow: tamaño y la carga nuclear efectiva
– Mulliken: basada en EI y AE
– Allen: basadas en datos espectroscópicos
Química Inorgánica _ Ingenieros T-103Curso 2005-06
Valores de electronegatividad de Pauling
Química Inorgánica _ Ingenieros T-104Curso 2005-06
Electronegatividad y carácter iónico
Pauling introdujo la
idea de que el
carácter iónico de
un enlace varía con
la diferencia de
electronegatividad
de la forma mostrada
en la figura. Con una
)*=1.7 el porcentaje
de ionicidad es del
50%.
Química Inorgánica _ Ingenieros T-105Curso 2005-06
Electronegatividad y propiedades químicas
• Ayuda a predecir la dirección de la polaridad
eléctrica de un enlace covalente heteronuclear.
– Ejemplo: el enlace C–H de un hidrocarburo es polar
en el mismo sentido que el del enlace O–H en el
agua pero de mucha menor intensidad
– La polaridad del enlace Si–H en los silanos
(análogos a los alcanos) está cambiada
H3C H
!
+
!
"
O
!
+
2!
"
H
H
!
+ H3Si H
!
+
!
"
Química Inorgánica _ Ingenieros T-106Curso 2005-06
Electronegatividad y propiedades químicas
• Los H en los silanos se comportan más como (hidruros)
H- que como (protones) H+. Consecuencias químicas:
– el trifenilmetano es inerte frente al agua pero el trifenilsilano se
hidroliza en agua con rapidez
– no es sorprendente que los enlaces Si–Cl sean mucho más
susceptibles (dif. elec=1.2) a la hidrólisis que los C–Cl (dif
elec=0.5)
– CUIDADO con la utilización de este argumento. Los
fluorocarbonos (Teflón®) no son nada susceptibles a la
hidrolisis
(C6H5)3Si H
!
+
!
"
HO H
!
+!
"
Si(C6H5)3OH + H2
Química Inorgánica _ Ingenieros T-107Curso 2005-06
Problema
• ¿Qué sugieren estas energías de enlace
acerca de la susceptibilidad de los
fluorocarbonos frente a la hidrolisis?
358C–O
565H–F
459O–H
490C–F
E(kJ·mol-1)
Química Inorgánica _ Ingenieros T-108Curso 2005-06
 Resumen Propiedades Periódicas
Química Inorgánica _ Ingenieros T-110Curso 2005-06
Propiedades magnéticas
• Especies diamagnéticas:
– Todos los electrones apareados.
– Débilmente repelidas por un campo magnético.
• Especies paramagnéticas:
– Algún electrón desapareado
– Atraidas por un campo magnético externo
Química Inorgánica _ Ingenieros T-111Curso 2005-06
Paramagnetismo
5 electrones desapareados
5 electrones desapareados
4 electrones desapareados
Química Inorgánica _ Ingenieros T-112Curso 2005-06
Bioquímica de los elementos
• Bioquímica inorgánica: es el estudio de los
elementos químicos en el contexto de los seres
vivos.
– oligoelementos
– ultraoligoelementos
bloque f
AR
Lu
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
NoMdFmEsClBkCmAmPuNpUPaTh
YbTmErHoDyTbGdEuSmPmNdPrCe
AcRaFr
AtPoBiPbTlHgAuPtIrRhReWTaHfLaBaCs
ITeSbSnInCdAgPdRhRuTcMoNbZrYSrRb
BrSeAsGeGaZnCuNiCoFeMnCrVTiScCaK
ClSPSiAlMgNa
FONCBBeLi
H
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Cuestiones a entregar
Módulo: 12555 - Química Inorgánica
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Cuestiones
Tema 1: Tabla periódica y propieades periódicas
Tema 2: Enlace covalente
Tema 3: Enlace metálico 
Tema 4: Enlace iónico 
Tema 5: Termodinámica inorgánica 
Tema 6: Ácidos y bases 
Tema 7: Redox 
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http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/cuest_entregar/indice_cuest_entre.html30/09/2005 3:19:49
Universitat de València
ETSE
Tema 1
Tabla Periódica y propiedades
periódicas
Juan José Borrás Almenar
Departamento de Química
Inorgánica
Asignatura:
12555–Química Inorgánica
Ingeniería Química
Copyright c© 2005 juan.j.borras@uv.es
Actualizado el: 29 de septiembre de 2005 Versión curso 05–06
mailto:juan.j.borras@uv.es
2
Tabla Periódica
EJERCICIO 1. Explica dos razones por las que el descubrimiento del argón planteó pro-
blemas para la tabla periódica original de Mendeleiev.
EJERCICIO 2. ¿Por qué la masa atómica del cobalto es mayor que la del níquel y sin
embargo el número atómico del primer elemento es inferior al del segundo?
EJERCICIO 3. ¿Por qué la masa atómica del cobalto es mayor que la del níquel y sin
embargo el número atómico del primer elemento es inferior al del segundo?
EJERCICIO 4. Menciona una ventaja y una desventaja de la forma extralarga de la tabla
periódica.
EJERCICIO 5. A los elementos del grupo 11 se les denomina metales de acuñación. ¿Por
qué?
EJERCICIO 6. ¿Por qué la IUPAC dice que los términos lantánidos y actínidos no son
adecuados para estas series de elementos?
EJERCICIO 7. Identifica:
(a) el elemento de mayor número atómico del que existen isótopos estables
(b) el único metal de transición del que no se conoce isótopo estable alguno
(c) el único no metal líquido en condiciones normales de P y T.
EJERCICIO 8. Identifica los dos únicos elementos radiactivos que existen en la Tierra en
cantidades significativas. Explica por qué están todavía presentes.
Clasificación de los elementos químicos
EJERCICIO 9. En la clasificación de los elementos en metales y no metales:
(a) ¿Por qué el lustre metálico no es una guía muy buena?
(b) ¿Por qué no se puede usar la conductividad térmica?
(c) ¿Por qué es importante definir la conductividad eléctrica en tres dimensiones como
el mejor criterio de comportamiento metálico?
Radios atómicos
EJERCICIO 10. ¿Qué elemento debería tener un radio covalente mayor, el potasio o el
calcio? Razónalo.
EJERCICIO 11. ¿Qué átomo debe tener un radio covalente mayor, el flúor o el cloro?
EJERCICIO 12. Sugiere una razón que justifique por qué el Ge tiene un radio covalente
(122 pm) que es casi idéntico al del Si (117 pm), a pesar de que el Ge tiene 18 electrones
más que el Si.
EJERCICIO 13. Sugiere una razón que explique por qué el radio covalente del hafnio
(144 pm) es menor que el del zirconio (145 pm), elemento que está arriba de él en la
tabla periódica.
Reglas de Slater
EJERCICIO 14. Utilizando las reglas de Slater, calcula la Ze f quesiente un electrón en
cada uno de los diferentes orbitales de un átomo de K.
EJERCICIO 15. Utilizando las reglas de Slater, calcula y compara la carga nuclear efec-
tiva que siente un electrón 3d y un electrón 4s de un átomo de Mn.
EJERCICIO 16. Utilizando las reglas de Slater, calcula la Ze f que siente un electrón 3p
en (a) Al, y (b) Cl. Explica cómo este resultado se relaciona con:
3
El radio atómico relativo de los dos átomos.
La primera energía de ionización relativa de los dos átomos.
Energía de Ionización
EJERCICIO 17. ¿Qué elemento debería tener una mayor energía de ionización, Si o P?
Razónalo.
EJERCICIO 18. ¿Qué elemento debería tener una mayor energía de ionización, As o P?
Razónalo.
EJERCICIO 19. Un elemento tiene los siguientes valores de EI en MJ·mol−1: 0,7; 1,5; 7,7;
10,5. Deduce a que grupo de la tabla periódica debe pertenecer razonando la respuesta.
EJERCICIO 20. De las siguientes parejas de átomos cuál tendrá el valor más alto de la
2a EI. Razónalo en cada caso. (a) B y C; (b) C y N.
EJERCICIO 21. Para los elementos Na y Mg, ¿cuál tiene mayor la 1a EI? ¿ Y la 2a? ¿Y la
3a?
Afinidad electrónica
EJERCICIO 22. ¿Qué elemento Na o Mg tendrá una AE cercana a cero?
EJERCICIO 23. ¿Qué esperarías del signo para la AE del He que fuera positivo o nega-
tivo?
EJERCICIO 24. Contrariamente a la tendencia general, la primera energía de ionización
del Pb (715 kJ·mol−1) es mayor que la del Sn (708 kJ·mol−1). Sugiere una explicación.
Elementos esenciales
EJERCICIO 25. ¿En que parte de la tabla periódica se concentran los elementos que ne-
cesita el ser humano en mayor cantidad? ¿Existe alguna correlación con la abundancia
de estos elementos?
Prentice Hall Assets
 
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/Isotopes01/IsotopesActivity.html30/09/2005 3:19:52
Prentice Hall Assets
 
http://www.uv.es/~borrasj/ingenieria_web/temas/tema_1/peliculas/RadioactiveDecay/RadioactiveDecay.html30/09/2005 3:19:52
Research: Science and Education
JChemEd.chem.wisc.edu • Vol. 80 No. 8 August 2003 • Journal of Chemical Education 931
The seminal tool that the chemist uses to systematize
elemental relationships is the periodic table. It serves as a
framework, as an outline of organization, for the vast and
widely diversified information of chemistry. In the discus-
sion of the fundamental basis of periodic laws, however, it is
often not easy to distinguish between cause and effect. A case
in point is the traditional statement that the driving force of
chemical reactions among elements is rooted in the propen-
sity of the elements to attain the noble gas configuration. This
scheme has emerged from the specific pattern found for the
changes of the oxidation numbers across the periodic table
in the context of the fact that the noble gases are the only
elements that are stable as monatomic species under ambi-
ent conditions. The other atoms gain or lose electrons (ionic
compounds) or share electrons (covalent compounds) to make
a filled or empty outer layer. The noble gas configuration is
said to impart a desirable level of stability into a system. Once
noble-gas-configured ions are formed, the oppositely charged
ions attract each other in an ionic bond.
It should be emphasized, however, that the formation
of the noble-gas-configured ions is always—the only excep-
tion being the halogens—an energetically demanding pro-
cess. The formation of any cation in the gas phase is
endothermic, requiring ionization energy. For anions, at most
only one electron can be added to a free atom in the gas phase
(1). Doubly charged anions such as O2− and S2−, though
noble-gas-configured ions, are more bookkeeping quantities
than chemical entities, not amenable to direct observation.
For example, the first and second electron affinities (2, 3) of
the oxygen atom are +141 and about �745 kJ mol�1, respec-
tively, and so a free oxide ion O2− would lose an electron to
produce the monoanion O−. Other multiply charged mona-
tomic anions would behave similarly (Table 1).
It is worthwhile to note that in spite of the greater elec-
tronegativity of oxygen, it is much more difficult to form O2−
than S2− or Se2−. This results from the stronger interelectronic
repulsions owing to the small size of the oxide ion. Similar
remarks apply to N3− compared to P3− and As3−. In other
words, O and N have a small charge capacity.
Even the most favorable electron transfer between two
neutral elements to obtain the noble-gas-configured ions,
given by the reaction between cesium and chlorine, is an en-
dothermic process:
(3)
(2)
(1)
 Cs�(g) + e�Cs(g) 
Cs(g) + Cl(g) 
 Cl�(g)Cl(g) + e� 
 Cs�(g) + Cl�(g)
∆H ° = +27.1 kJ mol�1
∆H ° = −354.8 kJ mol�1
∆H ° = +381.9 kJ mol�1
In eqs 1 and 2, the ionization potential, IP, of cesium and
the electron affinity, EA, of chlorine, which are both inter-
nal energy changes at absolute zero, have been transformed
to enthalpies at 298 K. This is done by noting that each mole
of ideal gas increases the enthalpy by (5�2)RT, which con-
tains (3�2)RT as the thermal energy of one mole of an ideal
monatomic gas and the remaining RT is the volume work
associated with the formation of one mole of gas,
H z RTIP 52IP= +∆ (4a)
H z RTEA 52EA= − −∆ (4b)
where z is the change in the oxidation state. By convention
the atom, ion, and electron are all taken to be ideal gases in
their standard states. Although the standard state of the elec-
tron is arbitrary (4), this assumption does not change the fi-
nal analysis since the electrons produced in one step are
consumed in the other. Notwithstanding this, the same stan-
dard state must be used throughout.
At this point a brief comment on the sign convention
for electron affinity is in order. A detailed account of this
confusing topic has been given recently (5). Accordingly I
use the original, and still appropriate, convention that a posi-
tive electron affinity corresponds to a positive electron de-
tachment energy or equivalently the energy of ionization of
the negative ion. This convention is appealing for at least two
reasons. First, it is in keeping with the term’s other uses such
as proton affinity, which is positive if the addition of a pro-
ton to the target species is exothermic, and the binding af-
finity. Second, the treatment of electron affinity and
ionization energies remains under the umbrella of one treat-
ment with EA featuring the “zeroth ionization energy” (6).
The Noble Gas Configuration—
Not the Driving Force but the Rule of the Game in Chemistry
Roland Schmid
Institute of Applied Synthetic Chemistry, Vienna University of Technology, A-1060 Vienna, Austria;
rschmid@mail.zserv.tuwien.ac.at
lomJk(seitiniffAnortcelE.1elbaT �����1)
stnemelEcillatemnoNfo
nortcelE
ytiniffA O S eS N P sA
AE 1
a 0.141 4.002 9.491 1.7 b 0.27 1.87
AE 2
b � 547 � 654 � 014 � 476 � 964 � 534
AE 3
b � 1701 � 788 � 308
a .latnemirepxE
b fermorfnekatataD .3
http://jchemed.chem.wisc.edu/
http://jchemed.chem.wisc.edu/Journal/Issues/2003/
http://jchemed.chem.wisc.edu/Journal/
Research: Science and Education
932 Journal of Chemical Education • Vol. 80 No. 8 August 2003 • JChemEd.chem.wisc.edu
However, in order to make the bookkeeping in Born–Haber
cycles somewhat easier, one may use the alternative quantity
∆HEA according to eq 4b.
The stabilization of ions is not performed without the
action of Coulombic forces of attraction between the oppo-
sitely charged species, which more than offsets the
unfavorableness of noble-gas-configured-ion formation. The
formation of a gaseous ion pair is highly exothermic,
 CsCl(g)Cs�(g) + Cl�(g) ∆H ° = −475.1 kJ mol�1 (5)
and more exothermic if the crystalline salt is formed,
 CsCl(s) Cs�(g) + Cl�(g) ∆H ° = −667.8 kJ mol�1 (6)
Formation of Ion Pairs
The ion-pair-formation enthalpy of eq 5 is the negative
of the sum (BDE + ∆HIP + ∆HEA), where BDE is the gas-
phase bond dissociation enthalpy of the molecule into neu-
tral atoms (Figure1). The value of 475 kJ mol�1 is very close
to 478 kJ mol�1 calculated from Coulomb’s law (R0 is in Å)
Ecou =
1389zz z
R
1 2
0
 kJ mol 1− (7)
with R0 = 2.906 Å, the experimental internuclear distance in
the Cs+Cl− ion pair. The simple point-charge model works
well because of sizeable cancellations of polarizability and re-
pulsive effects. This is shown in more detail for the whole
series of the alkali halide gas-phase molecules based on the
truncated Rittner model or simply the T-Rittner model (7).
According to this model the total binding energy of the mol-
ecule is
E
e
R
e
R
C
R
E
2
0
2
1 2
0
4
6
0
62
rep= − −
+( )
− +
α α
(8)
latnemirepxEdnadetaluclaC.3elbaT
seigrenEgnidniBXM a
ilaklA
edilaH �E uoc �E lop �E Wdv E per
�∆HG°
b
)clac(
�∆HG°
)pxe(
FiL 888 37 0.7 912 257 967
lCiL 786 39 8.3 261 526 146
rBiL 046 89 5.3 751 885 416
IiL 185 301 9.2 741 145 075
FaN 127 44 3.31 241 936 786
lCaN 885 16 7.9 611 645 955
rBaN 555 86 4.9 311 125 935
IaN 215 57 6.8 901 984 505
FK 936 85 8.72 751 075 885
lCK 125 25 5.02 211 584 305
rBK 294 45 7.02 701 264 474
IK 654 65 1.91 001 334 944
FbR 216 76 5.33 561 055 365
lCbR 894 45 9.42 311 764 674
rBbR 274 55 3.52 801 644 354
IbR 734 45 6.32 99 814 124
FsC 295 09 5.54 791 335 665
lCsC 874 26 2.23 221 254 574
rBsC 254 06 5.23 211 534 044
IsC 914 05 4.03 501 893 814
aC bmoluo f :ecro E uoc , p noitaziralo grene :y E lop slaaWrednav,
grene :y E Wdv , r noislupe grene y: E per bdna, gnidni e plahtn y: ∆HG°. llA
lomJknieraseigrene �1.
b∆HG° = ∑E − lomJk5.2
�1 noinidemusnocsisagelomenoecnis,
.noitamrofriap
,stnemnorivnEtnereffiDniseitilibaziraloP.2elbaT
secnatsiDraelcunretnIdna,seigrenEecittaL
sedilaHilaklAehtrof
ilaklA
edilaH
noIeerF a/
Å
latsyrC b/
Å
cimotaiD c/
Å
∆H ffid
d/
lomJk( �1)
∆R0
e/
Å
FiL 48.2 29.0 36.0 772 54.0
lCiL 04.4 79.2 32.2 022 55.0
rBiL 95.5 61.4 41.3 302 85.0
IiL 13.8 22.6 58.4 191 16.0
FaN 69.2 61.1 78.0 142 83.0
lCaN 25.4 92.3 57.2 822 54.0
rBaN 17.5 24.4 18.3 312 84.0
IaN 34.8 45.6 48.5 891 25.0
FK 06.3 10.2 58.1 832 15.0
lCK 61.5 71.4 28.3 412 74.0
rBK 53.6 53.5 88.4 512 74.0
IK 70.9 74.7 49.6 991 94.0
FbR 61.4 85.2 75.2 922 55.0
lCbR 17.5 08.4 07.4 612 94.0
rBbR 19.6 10.6 39.5 212 94.0
IbR 36.9 51.8 49.7 802 84.0
FsC 61.5 16.3 19.3 991 76.0
lCsC 17.6 98.5 33.6 391 65.0
rBsC 09.7 00.7 47.7 902 55.0
IsC 36.01 51.9 57.8 291 15.0
a fermorfnekaT .1 b fermorfseulaV .01 c .01qemorF
d ,seiplahtneecittalehtneewtebsecnereffiD ∆HL° riapnoiehtdna,
,seiplahtnenoit-amrof ∆HG°: ∆H ffid = ∆HL° − ∆HG°.
e suoesagehtdnaecittalehtnisecnatsidraelcunretninisecnereffiD
.riapnoi
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Figure 1. Thermodynamic cycle for determination of the ion pair
formation enthalpy ∆HG°. Note that IP(M) – EA(X) is identical to
∆HIP + ∆HEA, see eqs 4a and 4b.
M(g) + X(g)
M�(g) + X�(g)
IP(M) − EA(X)
BDE
∆HG°
MX(g)
where the first term on the right-hand side of the equation
represents the Coulomb electrostatic interaction energy, the
second term arises from the mutual polarization of ions, the
third term represents the van der Waals dipole–dipole en-
ergy, and the last term is the overlap repulsive energy of the
closed electron shells, mainly a consequence of the Pauli ex-
clusion principle.
The Coulomb energy is calculated from eq 7. The
assessment of the polarization energy needs the electronic
polarizabilities of the constituent ions. The sum of the po-
larizabilities, ∑α, as derived by comparing the experimental
dipole moment with that calculated from the bond distance
if the ions were spherical is used (8)
µµ
α
= −eR
e
R
0
0
2
Σ
(9)
When α is in Å3 and the dipole moment in Debye, we have
(for a diatomic molecule)
µ= −( )R R02 0 0 2082 exp.αΣ (10)
With ∑α given, the polarization energy, the second term in
eq 8, is
α
=E
R0
694 5Σ
pol
.
44
 kJ mol 1−− (11)
It may be noted that there is no unique method by which
the sum of the polarizabilities can be separated into α1 and
α2. Furthermore, the free ion polarizabilities may not be used,
since the extent of polarization varies with the environment.
The damping is typically greater in the diatomic molecules
than in the crystal, since in the latter the overlap effect is
spherically symmetric, whereas in the diatomic molecules the
effect is directed along the internuclear axis (9). However,
some irregularities are encountered for the heavier alkali met-
als. Table 2 compares the sums of polarizabilities obtained
(a) by adding the free ion values, (b) from eq 10 for diatomics,
and (c) from the crystal (10) as derived from the refractive
index, whose square is the optical dielectric constant, accord-
ing to
2
2
1
2
1
2
4
3
∞
∞
−
+
=
−
+
=
ε
ε
π αn
n V
Σ
(12)
where V is the volume per ion pair. The other two contribu-
tions in eq 8, namely the van der Waals energy and the re-
pulsive energy, are taken from the literature (11). Table 3
summarizes the various contributions to the MX binding en-
ergies.
The agreement between theory and experiment is satis-
factory though not perfect (Table 3). Unfortunately the val-
ues of neither the repulsive energy nor the van der Waals
energy are particularly reliable. For the former, the distance
dependence of the repulsive potential is not well established
(12), and for the latter, several divergent formulas for esti-
mating the coefficient C6 have been suggested (11). Notwith-
standing this, the theory and experiment discrepancies may
further be reduced by allowing for contributions from
quadrupolar polarizabilities, β,
694 5
quad =E
. ΣΣβ
R0
6
 kJ mol 1−− (13)
which may well be as important as the van der Waals inter-
action (13). However, although rough estimates of free state
quadrupole polarizabilities are available (14) it is still un-
known to which extent they are diminished in a molecular
environment.
Notwithstanding these challenges, the purpose of the
present analysis is to show that polarizability plus van der
Waals forces largely compensate the repulsive forces. This is
ultimately the reason why the binding energy in the alkali
seluceloMedilaHilaklAesahP-saGcimotaiDfoshtgneLdnoB.4elbaT
motA iL aN K bR sC
F 465.1 )73.0( 629.1 )42.0( 271.2 )01.0( 72.2 )70.0( 543.2
)64.0( )34.0( )05.0( )25.0( )75.0(
lC 120.2 )43.0( 163.2 )13.0( 666.2 )21.0( 787.2 )21.0( 609.2
)51.0( )41.0( )51.0( )51.0( )61.0(
rB 71.2 )33.0( 205.2 )23.0( 128.2 )21.0( 549.2 )31.0( 270.3
)22.0( )12.0( )32.0( )42.0( )42.0(
I 293.2 )23.0( 117.2 )43.0( 840.3 )31.0( 771.3 )31.0( 513.3
N ETO : nieraseulavllA.selucelomcimotaidehtfoshtgneldnobehtneewtebsecnereffidehterasesehtnerapnisrebmuN Å.
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halide gas molecules can be reasonably well described in
simple Coulombic terms. Note, however, that this is least
adequate for the fluorides for which the repulsive contribu-
tions are exceptionally high (Table 3). This effect is reflected
by the bond lengths (Table 4) in that the fluorides deterio-
rate the approximate additivity of ionic radii in the alkali ha-
lide molecules, whereas there is a fairly constant difference
in radii between iodide and bromide as well as bromide and
chloride. The difference between fluoride and chloride var-
ies notably in going from lithium to cesium.
We are now in a position to make some statements about
the most stable oxidation states in an ionic compound MX.
For this purpose we chose arbitrarily two pairs of isoelectronic
ions, namely KCl and MgO. According to Figure 1, the ion
pair is stable if the difference of IP(M) − EA(X) and the Cou-
lomb energy is negative. The electron affinity of Cl2−may
well be higher than �700 and that of O3− higher than �1000
kJ mol�1 (see Table 1). It should be mentioned that the omis-
sion of the electron affinities, because they are much lower
than the ionization potentials, does not change the substance
of the conclusions. Further, it may be loosely assumed, in
the spirit of Bragg’s radii (15), that the bond length, 2.67 Å
for KCl(g) and 1.75 Å for MgO(g), is invariant with the
charge type; that is, the decrease in radius of the cation on
increase in positive charge is counterbalanced by a similar
increase of the anionic radius on increase in negative charge.
The values in Table 5 clearly show that the release of
energy is greatest for the combination of the noble-gas-con-
figured ions. This is the result of two phenomena: (a) the
atomic shell structure and (b) increase in ionization energy
(and hence electronegativity) in the periodic table from left-
to-right. Although the second ionization energy for a metal
is always larger than the first, and the third larger than the
second, the increase is moderate except when the noble gas
configuration is broken. When this happens the ionization
energy rises markedly because the electron is being removed
from the next-inner shell.
The result that the ion-pair-formation energy is largely
dominated by the Coulomb forces allows the ionic states of
endothermic “exotic” gas-phase molecules such as BO to be
assessed. For this entity both the BDE (808.8 ± 20.9 kJ mol�1)
and the bond length (1.204 Å) are known (16). Since maxi-
mum ionic charges are sought, the composition might be en-
visaged as B2+O2−. In the framework of the approximate
relationship shown in Table 6, it is seen that BDE calculated
for B2+O2− is much closer to the experimental value than that
of B+O−. The same analysis is also successful in describing
the gas-phase molecule AlO.
Ionic Lattice Formation
When the gaseous ion pair solidifies into the crystalline
salt,
 MX(s)MX(g) ∆H ° = 216 ± 18 kJ mol�1 (14)
there is further energy release that, remarkably, is fairly in-
variant with the alkali halide salt. This is seen in Table 2 where
the differences in enthalpy, ∆Hdiff, are calculated with the lat-
tice enthalpies ∆HL° derived from a Born–Fajans–Haber cycle
(17). Again, the fluorides are discrepant. For these, the strong
repulsive forces in the ion pair are particularly mitigated
through bond lengthening in the ionic lattice. After all, the
relative constancy of the quantity ∆Hdiff is obviously inti-
mately mirrored by a fairly constant increase in the inter-
nuclear distance by 0.51 ± 0.05 Å in going from the gas-phase
molecules to the lattice (Table 2).
To get a better understanding, a consideration of theo-
retical calculations of the lattice energy, which is the lattice
enthalpy at T = 0, is pertinent. At first it may be mentioned
that the extra stabilization in a ionic lattice is due to the
greatly increased number of interacting particles relative to a
simple ion pair. This is the reason why the highest possible
coordination number is adopted. This many-body problem
was first treated by summing the pairwise Coulomb interac-
tions in terms of a crystal-structure-specific factor termed the
geometric Madelung constant. Later on Kapustinskii recog-
nized that the quotient of the Madelung constant and the
sum of the ions in the formula unit is fairly invariant with
crystal structure. The repulsive forces were treated in a simi-
lar manner. When further van der Waals forces are included
by the term C�R06 and the zero-point energy by D, a gener-
alized equation for the lattice energy is (18, 19)
U
A n zi
0 =
ii
R
B
R
C
R
D
2
0 0 0
6
1
∑
− + + (15)
Here n is the number and z is the charge of each ion in the
formula. For instance, ∑nz2 is 2 for NaCl, 6 for Na2O, and
30 for Al2O3. The parameter A represents the Coulomb
forces. Since Kapustinskii chose the rock salt structure as the
representative, A = 1214 kJ mol�1 Å given by the product of
1389.3 (from eq 7) and 1.7476 (the Madelung constant for
OBrofygrenEnoitamroF-riaP-noI.6elbaT
dpCcinoI E uoc � )M(PI )X(AE+ ≈ EDB
B2+O2− 3164 8223 � 406 187
B+O− 3511 108 141 394
N ETO : lomJkniseulavllA �1 si,EDB,ygrenenoitaicossiddnobehT.
:noitauqegniwollofehtmorfdetaluclac E uoc − )M(PI + )X(AE ≈ .EDB
snoitanibmoCcinoIsuoiraV.5elbaT a
dpCcinoI )M(PI − )X(AE b E uoc ∆
K− lC + 3021 125 286
K+ lC − 07 125 � 154
K2+ lC 2− 1743 + )007>( 3802 0012>
gM −O+ 3331 497 935
gM +O− 795 497 � 791
gM 2+O2− 0972 7713 � 783
gM 3+O3− 1299 + )0001>( 7417 0083>
a lomJknieraseulavllA �1.
b rO (PI X) − (AE M).
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the rock salt structure) and 0.5 (in order to compensate for
the introduced factor n). Further the softness parameter B is
0.345 Å, which is a representative value for the alkali metal
NaCl-type structures.
It may be mentioned that polarization energies (featured
by the second term in eq 8) are absent in a highly symmetric
lattice because of mutual cancellations. Consequently non-
Coulombic forces are much less important in a cubic lattice
compared to the diatomic state. The component terms in the
lattice energies as taken from the work by Cubicciotti (20)
are listed in Table 7 with the zero-point energies recalculated
from recent values of the Debye temperature (21).
On inspecting Tables 3 and 7 one finds the reason for
the near constancy of the differences (∆HL° − ∆HG°): At first,
for both the ion pair and the lattice, the Coulomb term has
the largest contribution. Now in going from the ion pair to
the lattice, the increase in the factor A (the Madelung con-
stant, which is unity for the ion pair) is compensated by a
relatively constant increase in the internuclear distance re-
ducing the repulsive forces. Whereas in the ion pair the re-
pulsion term is calculated to be on average 23.6% of the
attractive term, in the lattice it is just 12.0%.
In a recent paper, Carter (18) has treated the constants
A, B, C, and D in eq 15 as adjustable parameters and fitted
this equation to the Born–Haber cycle lattice energies of the
group I and II (except for beryllium) halides, oxides, and sul-
fides, which resulted in
i i
U
n z
R R
0
2
0 0
1249 3
1
0 462∑
= −
. .
+ +
5794 6
34 1
0
6
.
.
R
 (16)
Although the physical significance of the individual param-
eters may not be taken too seriously, this equation appears
to be at present the most expedient formula for estimating
lattice energies from just internuclear distance (or the cat-
ion–anion radius sum). Pertinent values for the alkali halides
are included in Table 7.
Covalent Bonding
It is remarkable that even many senior students do not
have a clear understanding of the origin of covalent bond-
ing. Analogously to ionic bonding, the picture often presented
conveys the idea that electron sharing across a bond is due
to the striving for the noble gas configuration. In fact, the
octet rule in the framework of the Lewis symbol emphasizes
this configuration as a stable state. The traditional interpre-
tation in electrostatic terms claims that the bond forms be-
cause an electron between two nuclei can attract both nuclei,
leading to a decrease in the energy. However, it has been re-
peatedly argued that this point of view is based on a falla-
cious application of the virial theorem (22, 23). Rather, the
stabilization of a molecule is mainly due to the delocaliza-
tion of the electronic motion over two or more atoms joined
by chemical bonds. Strictly, though, covalent bonding should
be considered as a superposition phenomenon, with chemis-
try featuring the “quantum science” (24); put crudely, it is a
kinetic effect. This was first suggested by Hellmann in 1933
(25). Since the bond region is larger in size compared to the
atomic orbital, the electron is free to move in a larger space.
This lowersthe kinetic energy of the electron as a consequence
of the uncertainty principle. Thus the increase of density in
the bonding region is an effect due to the bond rather than
the cause of the bond (26). But despite the justified criticism
of the electrostatic picture of covalent bonding there are even
recent papers adhering to it (27, 28).
It may be worthwhile to examine the energies necessary
for charge transfer in the typically covalent molecules
dihydrogen and the dihalogens using the above scheme. With
the experimental bond lengths of the gas-phase molecules
(0.74, 1.41, 1.99, 2.28, 2.67 Å, in the order quoted below)
the following values are obtained and shown in Table 8. The
positive values of ∆ reveal that at the bond lengths consid-
ered the Coulomb forces do not overcome the energy needed
for charge transfer. The interatomic distances depend prima-
rily on the sizes of the constituent atoms and secondarily on
the forces acting on them. In fact, the cation–anion distance
in an ion pair differs just by a few tenths of an angstrom
from the sum of the corresponding atomic radii: an example,
the bond length in NaCl(g) is 2.36 Å versus the sum of the
atomic radii of 2.53 Å. (For a recent compilation of atomic
radii see ref 29.) Because of it the ionization potential (in
other words, electronegativity) is the critical factor for deter-
mining the nature of bonding. Thus, NaCl(g) is ionic and
latnemirepxEdnadetaluclaC.7elbaT
seigrenEecittaLXM a
ilaklA
edilaH �E uoc �E Wdv
b E per
-oreZ
tniop c
∆HL°
clac d
∆HL°
)61qe( d
∆HL°
)pxe(
FiL 5021 91 871 2.8 6301 7701 6401
lCiL 549 72 711 5.5 748 948 168
rBiL 288 92 501 7.3 108 108 718
IiL 908 43 69 9.3 247 447 167
FaN 8401 02 341 6.6 619 539 829
lCaN 168 42 401 4.4 577 687 787
rBaN 218 62 49 6.3 837 847 157
IaN 057 82 28 2.3 196 007 307
FK 809 13 911 2.5 318 918 628
lCK 177 13 98 9.3 707 617 717
rBK 637 23 48 1.3 976 986 986
IK 786 23 57 7.2 936 846 846
FbR 268 83 611 3.4 877 487 297
lCbR 837 73 58 2.3 486 196 296
rBbR 507 63 97 4.2 756 566 566
IbR 166 73 37 0.2 126 036 926
FsC 708 64 101 0.3 647 247 657
lCsC 686 05 28 7.2 056 956 866
rBsC 856 35 77 0.2 136 636 946
IsC 916 25 86 7.1 006 706 016
a lomJknieraseigrenellA �1 ,gnuledaM(ygrenebmoluoc: E uoc nav,)
(ygreneslaaWred E Wdv (ygrenenoisluper,) E per ,ygrenetniop-orez,)
seiplahtneecittaldna .K892ta
b .seigreneelopurdauq–elopiddnaelopid–elopidhtobgnidulcnI
c serutarepmeteybeDtnecermorfdetaluclaceR .)12(
d∆HL° = ∑E ( = U0) − TR .
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936 Journal of Chemical Education • Vol. 80 No. 8 August 2003 • JChemEd.chem.wisc.edu
Cl2 is covalent because of the different ionization potentials
of sodium (496 kJ mol�1) and chlorine (1251 kJ mol�1). On
average, there is a factor of three increase in the ionization
potential across a period.
An exception to the rule is hydrogen. According to the
negative value of ∆ (Table 8) the two hydrogen atoms should
charge to each other. The particular situation of this element
is rooted in the fact that upon addition of an electron to form
the hydride anion the number of electrons is doubled. This
leads to strong screening of the nucleus with concomitant
tremendous increase in the radius (1.48−1.73 Å, depending
on the counter-atom; ref 18, 30) on the basis of the rela-
tionship R = (n2�Zeff)a0, where n is the value of the valence
level, Zeff is the effective nuclear charge on the valence level
electron, and the term a0 is a constant that represents the
selection of units for the radius. Because of the closely asso-
ciated high polarizability, the hydride radius is variable but
is always more than twice as large as the bond length of the
H2 molecule. In this context, a deeper description of the sta-
bility of the ionic bond in terms of quantum restrictions for
orbitals is relevant. Actually without quantized energy levels
cations and anions could not coexist as neighbors; that is,
the ions would discharge each other (31). This would be the
case when a proton and a hydride ion are brought closely
together. Incidentally, if the pressure is increased further, say
to 200 GPa, a conversion of molecular to metallic hydrogen
would take place (32).
Absolute and Relative Stabilities
Clearly, in the free state the great majority of noble-gas-
configured ions are thermodynamically unstable entities. Re-
gardless, the stability of an individual electron configuration
is often analyzed in relative terms by looking for trends in
the framework of the periodic table. Along these lines it has
long been recognized that atoms with completely filled shells
or subshells possess extra stability (or more strictly lesser in-
stability) in comparison to their open-shell neighbors. This
is evidenced by various physical properties such as ionization
energies, electron affinities, atomic polarizabilities, hardness,
and electronegativities (33), with many of these parameters
being interrelated. A less known example is the approximate
relation between polarizability and ionization potential (1).
The physical basis of the relative stabilities of half-filled
subshells is interelectron repulsions, which may be further
dissected into Coulomb and exchange (parallel spin avoid-
ance) contributions (34). It is interesting to note that this
feature is reflected even by some bulk physical properties,
which show a sharp discontinuity in the middle of a period.
For instance, the melting point and the electrical resistivity
of the 3d metals show a sharp minimum and maximum, re-
spectively, for manganese, which has, in the gas phase, the
s2d5 electron configuration. Similarly, europium (f 7s2) and
ytterbium (f14s2) have anomalously low melting points in the
series of the lanthanide metals. Furthermore, the remarkable
stability of the Eu2+ and Yb2+ cations may also be the result
of the half-filled and filled f shells (35).
Conclusion
Although the bonding behavior of the main-group ele-
ments can typically be considered as the result of gaining,
losing, or sharing valence electrons to achieve the same con-
figuration as the nearest noble gas, the driving force of nei-
ther ionic nor covalent bonding derives from it.
In introducing the driving forces for forming chemical
compounds, I would like to start with superordinate matters
by sketching the basic forces of nature that play central roles
making the Universe what it is. In this way the features of
chemistry are more fully appreciated. It is currently held that
four fundamental forces within all atoms dictate interactions
between individual particles and the large-scale behavior of
all matter throughout the Universe. These are, in increasing
order of strength, (a) gravity, (b) the weak nuclear force, (c)
electromagnetism, and (d) the strong nuclear force. Apart
from omnipresent gravity the other three forces are easy to
derive from the atomic structure.
The whole of chemistry is the manifestation of varieties
of just one force—the electromagnetic. This force acting be-
tween charges holds atoms and molecules together. Covalent
bonding goes back to the binding energy between negatively
charged electrons and the positively charged nucleus of an
atom. The superposition of electron waves brings about a de-
localization of the electronic motion over two or more at-
oms with lowered kinetic energy of the electron as a
consequence of the uncertainty principle. Ionic bonding oc-
curs since the attraction between a cation and an anion re-
leases more energy than that needed for electron transfer to
produce the ions. The combination of both interaction
mechanisms would result in polar covalent bonding. There
are also other effects of the electromagnetic force such as the
emission and absorption of light and other forms of electro-
magnetic radiation.
The striving for bonding, covalent or ionic, is subject to
certain limitations. In case of covalent bonding it is the num-
ber of orbitals, that is one-electron