Química General · Atoms, electrons and the periodic table
Tendencias periódicas
Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.
¿Atascado con tendencias periódicas? Escanea el problema.
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Lo que aprenderás
- Estimate the effective nuclear charge on an outer electron as Z minus the core electrons and use it to explain trends across a period and down a group.
- Rank atoms and ions by radius, including cations, anions, isoelectronic series and the transition-metal and lanthanide contractions.
- Explain first and successive ionization energies, including the group 2/13 and 15/16 exceptions, and use ionization data to find the number of valence electrons.
- Interpret electron affinities with their sign convention, including the fluorine/chlorine and nitrogen exceptions, and calculate simple energy balances from ionization energies and electron affinities.
- Distinguish electronegativity from electron affinity and rank elements by electronegativity and metallic character.
Lección gratis
El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.
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Carga nuclear efectiva y apantallamiento
Un electrón externo no siente la carga nuclear completa Z, porque los electrones que están entre él y el núcleo lo repelen. La carga que sí siente es la carga nuclear efectiva, Zeff. Una estimación sencilla cuenta los electrones internos como apantallamiento perfecto y los electrones del mismo nivel como apantallamiento nulo: Zeff ≈ Z − (electrones del núcleo interno), donde los electrones del núcleo interno son todos los que están en niveles inferiores al nivel ocupado más externo. El sodio (1s² 2s² 2p⁶ 3s¹) tiene 10 electrones internos, así que su electrón 3s siente aproximadamente 11 − 10 = +1; el azufre, 16 − 10 = +6. Para un átomo de grupo principal este número coincide con el número de electrones de valencia. A lo largo de un período Zeff aumenta en una unidad en cada paso, porque se añade un protón mientras el nuevo electrón se incorpora al mismo nivel. Hacia abajo en un grupo se mantiene más o menos igual en este modelo (+1 para Li, Na y K), porque los protones adicionales se compensan con electrones internos adicionales; estimaciones más cuidadosas muestran que aumenta ligeramente. El modelo también funciona para iones: en Mg²⁺ (1s² 2s² 2p⁶, dibujado) los electrones más externos están en n = 2 y solo el par 1s² queda por debajo de ellos, así que sienten aproximadamente 12 − 2 = +10. El apantallamiento real es imperfecto, y los electrones que penetran en el núcleo interno sienten más que esta estimación, pero el modelo da todas las tendencias en la dirección correcta.
Radios atómicos e iónicos
El radio atómico disminuye a lo largo de un período, porque el aumento de Zeff contrae más un mismo nivel, y aumenta hacia abajo en un grupo, porque cada paso añade un nivel con un n mayor. Los átomos de la parte inferior izquierda de la tabla son los más grandes y los de la parte superior derecha los más pequeños, de modo que N < Si < Mg < Cs. Un catión es más pequeño que su átomo: el litio (unos 152 pm) pierde su único electrón 2s, y el Li⁺ (76 pm) queda con el nivel 1s como el más externo. Perder más electrones contrae aún más el ion, así que Mn³⁺ (65 pm) es más pequeño que Mn²⁺ (83 pm). Un anión es más grande que su átomo: el S²⁻ (184 pm) tiene 18 electrones retenidos por los mismos 16 protones que el S (104 pm), así que la repulsión electrónica crece y cada electrón queda retenido con menos fuerza. En una serie isoelectrónica todos los miembros tienen el mismo número de electrones y solo cambia Z, así que el radio disminuye al aumentar Z: Ca²⁺ 100 pm < K⁺ 138 pm < Cl⁻ 181 pm < S²⁻ 184 pm (dibujado), con Z = 20, 19, 17 y 16. A lo largo de una serie de transición los radios cambian poco, porque cada electrón añadido entra en el subnivel (n − 1)d interno, donde apantalla en parte a los electrones s externos del protón añadido, de modo que su Zeff aumenta solo lentamente. Ese apantallamiento es imperfecto, y catorce electrones 4f apantallan aún peor, así que después de los lantánidos Zeff ha aumentado lo suficiente para que el hafnio (unos 159 pm) no sea más grande que el circonio (unos 160 pm), la contracción de los lantánidos.
Primera energía de ionización
La primera energía de ionización, IE₁, es la energía necesaria para quitar un electrón a cada átomo de un mol de átomos gaseosos: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Siempre es positiva. Aumenta a lo largo de un período al aumentar Zeff y disminuye hacia abajo en un grupo al pasar el electrón externo a un nivel mayor (Li 520, Na 496, K 419, Rb 403, Cs 376 kJ/mol). Dos excepciones rompen el aumento a lo largo de un período. El grupo 13 queda por debajo del grupo 2 (B 801 < Be 899; Al 578 < Mg 738 kJ/mol), porque el electrón que se quita del boro o del aluminio es un electrón p, de mayor energía que el par s que está debajo y apantallado en parte por él. El grupo 16 queda por debajo del grupo 15 (O 1314 < N 1402; S 1000 < P 1012 kJ/mol), porque el oxígeno y el azufre pierden un electrón de un orbital p doblemente ocupado, donde la repulsión de apareamiento hace que sea más fácil quitarlo; el nitrógeno y el fósforo tienen un electrón en cada orbital p. Por debajo del bloque d el subnivel (n − 1)d¹⁰ lleno apantalla mal, así que la IE₁ del galio (578.8 kJ/mol) es ligeramente superior a la del aluminio (577.5 kJ/mol). Las energías de ionización también pueden dar un Zeff aproximado a partir de la fórmula de un electrón IE ≈ 1312 kJ/mol × Zeff²/n²: para el potasio (n = 4, IE₁ 419 kJ/mol), Zeff ≈ 4 × √(419/1312) = 2.26, mayor que el +1 del modelo sencillo porque el electrón 4s penetra en el núcleo interno.
Energías de ionización sucesivas
Cada electrón adicional es más difícil de quitar, porque deja un ion de mayor carga, así que siempre IE₁ < IE₂ < IE₃. El aumento es gradual mientras se quitan electrones de valencia y da un salto brusco cuando se quita el primer electrón del núcleo interno. Magnesio: IE₁ 738, IE₂ 1451, IE₃ 7733 kJ/mol. Las dos primeras provienen del 3s (Zeff aproximadamente +2); la tercera proviene del subnivel 2p, cercano al núcleo, con Zeff aproximadamente +10. Contar los electrones quitados antes del gran salto da el número de electrones de valencia y, por tanto, el grupo de un elemento de grupo principal. El calcio muestra el mismo patrón (590, 1145, 4912 kJ/mol), y formar Ca²⁺(g) a partir de Ca(g) cuesta IE₁ + IE₂ = 590 + 1145 = 1735 kJ/mol. Comparar las segundas energías de ionización a lo largo de un período sigue la misma lógica: la IE₂ del sodio (4562 kJ/mol) es tres veces la del magnesio (1451 kJ/mol), porque el Na⁺ debe ceder un electrón 2p del núcleo interno mientras el Mg⁺ todavía tiene un electrón 3s.
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica describe X(g) + e⁻ → X⁻(g). En este tema se informa como la energía liberada, así que una afinidad electrónica positiva significa que el anión tiene menor energía que el átomo más un electrón libre, y ΔE para la captura es −EA. El cloro tiene EA = 349 kJ/mol: ΔE = −349 kJ/mol para Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g) (dibujado). La afinidad electrónica generalmente aumenta a lo largo de un período hacia los halógenos, pero es irregular. El berilio, el magnesio y los gases nobles no forman aniones gaseosos estables, porque el electrón añadido tendría que entrar en un subnivel (3p para el Mg) o un nivel nuevo y bien apantallado; los átomos más pesados del grupo 2 solo enlazan uno muy débilmente (Ca unos 2 kJ/mol). El nitrógeno (2p³) prácticamente no tiene afinidad electrónica (unos −7 kJ/mol), porque el electrón añadido debe aparearse en un conjunto semilleno, mientras que el carbono (2p², 122 kJ/mol) y el oxígeno (141 kJ/mol) enlazan uno. El valor del cloro supera el del flúor (328 kJ/mol), porque un electrón añadido al nivel n = 2 del flúor, pequeño y congestionado, encuentra una fuerte repulsión. Ni siquiera la mayor afinidad electrónica compensa la ionización de un metal: K(g) + Cl(g) → K⁺(g) + Cl⁻(g) tiene ΔE = IE₁(K) − EA(Cl) = 419 − 349 = +70 kJ/mol. Los compuestos iónicos son estables porque la atracción entre los iones en la red libera mucha más energía.
Electronegatividad y carácter metálico
La electronegatividad mide con qué fuerza atrae un átomo en un enlace al par de electrones compartido; no es lo mismo que la afinidad electrónica, que corresponde a un átomo gaseoso aislado. En la escala de Pauling aumenta a lo largo de un período y disminuye hacia abajo en un grupo: K 0.82, Mg 1.31, C 2.55, N 3.04, Cl 3.16, O 3.44 y F 3.98, el más alto de todos. El flúor es más electronegativo que el cloro aunque el cloro tenga la mayor afinidad electrónica. La definición de Mulliken muestra por qué: promedia las dos energías, (IE₁ + EA)/2, que para el cloro es (1251 + 349)/2 = 800 kJ/mol; la energía de ionización mucho mayor del flúor le da el promedio mayor. El carácter metálico, la tendencia a perder electrones y formar cationes, sigue la dirección opuesta: aumenta hacia abajo en un grupo y de derecha a izquierda, a medida que disminuye la energía de ionización. El grupo 15 va desde los no metales N y P, pasando por los metaloides As y Sb, hasta el metal Bi. A lo largo del período 3 los óxidos cambian de básicos (Na₂O, MgO), pasando por el Al₂O₃ anfótero, que se disuelve tanto en ácido fuerte como en base fuerte, hasta ácidos (SiO₂, P₄O₁₀, SO₃). Los metaloides, B, Si, Ge, As, Sb y Te, se encuentran a lo largo de la frontera.
Lo que conviene recordar
La mayoría de las tendencias se deducen de Zeff y n. A lo largo de un período Zeff aumenta dentro de un mismo nivel, así que los átomos se contraen, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad aumentan, y el carácter metálico disminuye; hacia abajo en un grupo se añade un nivel nuevo, así que los átomos crecen y esas mismas propiedades se invierten. Los cationes son más pequeños y los aniones más grandes que sus átomos, y una serie isoelectrónica se contrae al aumentar Z. Atención a las excepciones: el grupo 13 por debajo del grupo 2 y el grupo 16 por debajo del grupo 15 en IE₁, el Cl por encima del F y el N cerca de cero en afinidad electrónica, y el gran salto en las energías de ionización sucesivas que marca el primer electrón del núcleo interno.
Problemas de práctica (40)
Practicar es gratis con una cuenta.
Predice el producto 4
Energías de ionización
- Mayor primera energía de ionización en el periodo 4Predice qué elemento de un periodo tiene la mayor primera energía de ionización a partir de su posición.
Afinidad electrónica y electronegatividad
- Qué átomo no capta un electrón adicionalPredice qué átomo no tiene afinidad electrónica favorable a partir de su configuración de valencia.
- El más electronegativo entre N, O, S y ClElige el elemento más electronegativo de un conjunto que incluye vecinos en diagonal.
Carácter metálico y razonamiento periódico
- El más metálico de cuatro elementosPredice qué elemento tiene el mayor carácter metálico a partir de su posición en la tabla.
Clasificar 3
Carácter metálico y razonamiento periódico
- El óxido anfótero del período 3Clasifica los óxidos del período 3 como básicos, anfóteros o ácidos según el carácter metálico del elemento.
Afinidad electrónica y electronegatividad
- La ecuación de una afinidad electrónicaIdentifica el proceso cuyo cambio de energía define la afinidad electrónica de un elemento.
Energías de ionización
- La ecuación de una primera energía de ionizaciónIdentifica el proceso cuyo cambio de energía es la primera energía de ionización de un elemento.
Comparar 8
Afinidad electrónica y electronegatividad
- Ordena cinco átomos según su afinidad electrónicaOrdena átomos según su afinidad electrónica, incluida la excepción cloro–flúor.
- Ordena cinco elementos según su electronegatividadOrdena elementos según su electronegatividad de Pauling a partir de su posición en la tabla periódica.
Carga nuclear efectiva y tamaño
- Hierro, hierro(II) y hierro(III) según su tamañoOrdena un átomo y sus cationes de distinta carga según su radio.
- Ordena una serie isoelectrónica semejante al neónOrdena los miembros de una serie isoelectrónica de iones según su radio a partir de sus cargas nucleares.
- Ordena cinco átomos por tamañoOrdena átomos de elementos representativos de distintos períodos y grupos según su radio atómico.
Carácter metálico y razonamiento periódico
- Carácter metálico al bajar en el grupo 15Ordena los elementos de un grupo según su carácter metálico.
Energías de ionización
- Energías de ionización del periodo 3 con sus excepcionesOrdena los elementos del periodo 3 según su primera energía de ionización, incluidas las excepciones entre los grupos 2/13 y 15/16.
- Segundas energías de ionización del sodio y el magnesioCompara las segundas energías de ionización de elementos vecinos preguntándote qué electrón pierde cada ion.
Calcular 7
Energías de ionización
- Energía para formar Mg²⁺ gaseosoCalcula la energía necesaria para formar un dicatión gaseoso sumando energías de ionización sucesivas.
- Carga nuclear efectiva del sodio a partir de su energía de ionizaciónEstima una carga nuclear efectiva a partir de una energía de ionización medida con la fórmula hidrogenoide.
Afinidad electrónica y electronegatividad
- Electronegatividad de Mulliken del flúorCalcula una electronegatividad de Mulliken como el promedio de la energía de ionización y la afinidad electrónica, y compara dos halógenos.
- Energía para formar Na⁺ y Cl⁻ gaseososCombina una energía de ionización y una afinidad electrónica, con los signos correctos, para hallar la energía de formación de un par iónico gaseoso.
Carga nuclear efectiva y tamaño
- Cuánto se contrae el sodio al ionizarseCalcula la disminución porcentual del radio cuando un átomo se convierte en su catión.
- Carga nuclear efectiva sobre un electrón de valencia del cloroEstima la carga nuclear efectiva sobre un electrón de valencia con el modelo simple Zeff = Z − electrones del centro.
- Carga nuclear efectiva en Na⁺Aplica el modelo simple de Zeff a los electrones más externos de un catión que perdió su capa de valencia.
Encuentra el error 3
Carga nuclear efectiva y tamaño
- Encuentra el error: el tamaño del cloruroIdentifica el fallo en un argumento según el cual un anión es más pequeño que su átomo progenitor.
Afinidad electrónica y electronegatividad
- Encuentra el error: la afinidad electrónica no es la electronegatividadDiagnostica el error de inferir el orden de electronegatividad a partir de las afinidades electrónicas.
Carácter metálico y razonamiento periódico
- Encuentra el error: el galio y la tendencia del grupoDiagnostica por qué falla la tendencia estricta del grupo para el galio debido al mal apantallamiento de los electrones 3d.
Interpreta la evidencia 1
- Electrones de valencia a partir de energías de ionización sucesivasDeduce el número de electrones de valencia a partir de un conjunto de energías de ionización sucesivas.
Trabaja hacia atrás 2
Carácter metálico y razonamiento periódico
- Identifica un elemento a partir de dos pistasCombina una excepción en la energía de ionización con el comportamiento del óxido para identificar un elemento del periodo 3.
Energías de ionización
- Identifica un elemento del periodo 4 a partir de sus energías de ionizaciónIdentifica un elemento a partir de la posición del gran salto en sus energías de ionización sucesivas.
Planea una síntesis 1
- Elige la comparación que muestra la repulsión por apareamientoElige el par de energías de ionización que aísla el efecto del apareamiento de electrones en un subnivel p.
Explica por qué 11
Energías de ionización
- Por qué el boro se ioniza más fácilmente que el berilioExplica la caída de la primera energía de ionización entre los grupos 2 y 13 a partir del subnivel del electrón que se arranca.
- Por qué la energía de ionización disminuye al bajar en el grupo 1Explica la disminución de la primera energía de ionización al bajar en un grupo.
- El salto en la tercera ionización del magnesioExplica un gran salto en las energías de ionización sucesivas por la pérdida de un electrón interno.
- Por qué el oxígeno se ioniza con más facilidad que el nitrógenoExplica el descenso entre los grupos 15 y 16 en la primera energía de ionización por el apareamiento de electrones en un orbital p.
Afinidad electrónica y electronegatividad
- Por qué el cloro tiene mayor afinidad electrónicaExplica por qué el cloro libera más energía que el flúor al ganar un electrón.
- Por qué el nitrógeno no capta un electrón adicionalExplica la afinidad electrónica casi nula del nitrógeno a partir de su subcapa 2p semillena.
Carácter metálico y razonamiento periódico
- Por qué el grupo 14 se vuelve metálico hacia abajoExplica el aumento del carácter metálico al bajar en un grupo en términos de energía de ionización y tamaño atómico.
Carga nuclear efectiva y tamaño
- Por qué el K⁺ es mucho más pequeño que el KExplica por qué un catión es mucho más pequeño que su átomo de origen cuando pierde toda su capa de valencia.
- Por qué los átomos se contraen a lo largo del período 3Explica la disminución del radio atómico a lo largo de un período en términos de la carga nuclear y el apantallamiento.
- Por qué los átomos de metales alcalinos crecen al bajar en el grupoExplica por qué el radio atómico aumenta al bajar en un grupo aunque la carga nuclear aumente.
- Por qué el hafnio no es más grande que el zirconioExplica los radios casi iguales del zirconio y el hafnio por el mal apantallamiento de los electrones 4f.
¿Atascado con tendencias periódicas? Escanea el problema.
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