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Sistemaperiodico

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  • 1. SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS nConfiguración electrónica  nClasificación de los elementos  nPropiedades periódicas  César Morales  SSCC Viña
  • 2. EFECTO FOTOELECTRICO n Ciertos metales, expuestos a la luz con una frecuencia mínima (frecuencia umbral) emiten electrones desde su superficie. n EINSTEIN: Rayo de luz rayo de partículas, FOTONES.
  • 3. COMPORTAMIENTO DUAL DE LA LUZ n  La luz es materia  n  Toda fuente de luz es una fuente de  energía.  n  Se acepta que la luz se comporta como  onda y como partícula.  n  La luz es una forma de energía radiante o  electromagnética  n  Radiación electromagnética: movimiento  de campos eléctricos y magnéticos que  oscilan en forma de ondas, en planos  perpendiculares.
  • 4. Ondas  B a j a   F r e c u e n c i a  l A m p lit u d l = l o n g i t u d   d e   o n d a  A l t a   f r e c u e n c i a  l A m p l i t u d  n  = frecuencia  ( nu  )  l = lambda  n l = c  c  = velocidad  de  la  luz 
  • 5. n  La frecuencia n es el número de ondas  que pasan en un segundo por un punto  determinado y se relaciona con la longitud  de onda  cm  c seg  ondas  n= = = l cm  seg  onda 
  • 6. Teoría de Planck(1858-1947) n  A finales del siglo XIX los físicos estudiaban  un  fenómeno  conocido  como  radiación  de  cuerpo  negro  que  las  leyes  de  la  física  clásica no podía explicar.  n  Max  Planck  fue  capaz  de  explicar  esta  radiación  haciendo  una  consideración  radical.
  • 7. n  Planck postuló que las energías asociadas a  la radiación emitidas por un cuerpo negro no  son  continuos.  Propuso  que  la  energía  solamente  puede  ser  liberada  en  “paquetes”  de tamaño mínimo que llamó quantum.  n  Consideró  además,  que  la  energía  asociada  a  un  quantum  era  proporcional  a  su  frecuencia.  n  E = h  ­34  n  h = cte. de Planck,  6,626x10  Joule s
  • 8. Hacia el modelo Mecano- Cuántico El átomo de Bohr.  á  tomo de Bohr  n  En 1913, el físico danés Niels Bohr(1885­  1962) teniendo en cuenta la física clásica y  los postulados de la Teor ía de los quantum  Teor í  fue capaz de postular un nuevo modelo para  el más sencillos de los átomos , el  hidrógeno.
  • 9. Postulados de Bohr 1.  Cuando  el  electrón  se  encuentra  en  estado  normal,  gira  en  orbitas  estacionarias y no emite energía.  2.  Si  el  electrón  gira  alrededor  del  núcleo,  se  cumplirá  que  “  en  todo  momento  la  fuerza  centrífuga  es  igual  a  la  fuerza  de  atracción”  2  2  mv e  = 2  r  r 
  • 10. 3.  El  producto  de  la  cantidad  de  movimiento(m v) del electrón a lo largo de  su órbita (2 p r ) habrá de ser múltiplo del  quantum de acción de Planck (n h)  mv × 2 p  r = n h  n  = número  entero 
  • 11. Naturaleza del comportamiento del electrón n  En 1924 el físico francés Louis de Broglie  considerando  la  teoría  ondulatoria  y  corpuscular    de  la  luz  ,  propuso  que  la  materia,  en  ciertas  condiciones,  podría  mostrar propiedades de onda . De Broglie  sugirió  que  el  electrón,  en  su  trayectoria  alrededor  del  núcleo,  tiene  asociado  una  longitud de onda particular.
  • 12. n  Propuso también que la longitud de onda  característica del electrón o cualquier otra  partícula depende de su masa m y de su  velocidad v :  h l = mv  n  h = constante de Planck  n  mv para cualquier objeto se llama  momento 
  • 13. n  La  hipótesis  de  De  Broglie  es  aplicable  a  todo  objeto  de  masa  m  y  velocidad  v,  sin  embargo  para  objetos  de  masa  mediana  como  una  pelota  de  tenis  tendrán  longitudes ondas muy pequeña imposibles  de  observar  empíricamente,  pero  no  ocurre  lo  mismo  para  partículas  de  masa  pequeña como el electrón
  • 14. Ejemplo n  ¿Cuál  el  la  longitud  de  onda  característica  de  un  electrón  con  una  velocidad  de  6  5,97x10  m/s , cuya masa es de 9,11x10­28  g?  n  Recordemos  que  la  constante  de  Planck  ­34  tiene un valor de 6,63x10  J­s   y  1J = Kg  2  2  ­m  /s  h l= mv 
  • 15. h  = 6 , 63  x 10  - 34 J  s  2  - 34  Kg  - m  h  = 6 , 63  x 10  2  s  s  - 28  - 31  m  = 9 ,  x 10  11  g  = 9 ,  x 10  11  Kg  Kg  m  2  6 , 63  x 10  - 34  2  s  l = s  9 ,  x 10  - 31  Kg  × 5 , 97  x 10  6  m  11  s  - 10  l = 1 , 22  x 10  m  = 0 ,  122  nm 
  • 16. Problema n  ¿ A qué velocidad debe moverse un neutrón  a fin de que presente un        de 500 pm? La  l masa del neutrón es 1,67x10  g. ­24  2  n  Respuesta: 7,92x10  m/s
  • 17. Principio de Incertidumbre. n  Según el modelo de Bohr, el é del átomo de  hidrógeno  gira  entorno  al  núcleo  en  una  trayectoria  bien  definida,  de  modo  que  su  posición  y  la  cantidad  de  movimiento  son  cantidades  que  podrían  calcularse  con  toda  precisión y en todo instante.
  • 18. n  Sin  embargo  en  1926 Werner  Heisenberg  (1901­1976) sostuvo que:  “Es imposible conocer simultáneamente la  posición  y  el  momento  lineal  de  una  partícula.  Cuanto  más  exacta  sea  la  determinación  de  una  de  ellas  ,  más  inexacta será la de la otra”.
  • 19. Números Cuánticos n  En 1926, Erwin Schrödinger describió el  comportamiento del electrón de un átomo de  acuerdo a consideraciones estadísticas.  n  Schrödinger consideró que la trayectoria  definida del electrón según  Bohr debe  sustituirse por la probabilidad de hallarlo en  una zona del espacio atómico.
  • 20. Densidad electrónica n  Esta probabilidad es la  densidad electrónica,  de modo que las  regiones donde existe  una alta probabilidad  de encontrar al  electrón, son las zonas  de alta densidad  electrónica
  • 21. n  Bajo  este  planteamiento,  los  estados  de  energía  permitidos  para  el  electrón  en  el  átomo (llamados orbitales y donde cada uno  de  ellos  tiene  una  energía  característica  y  una  forma  particular)  quedan  descritos  por  medio  de  cuatro  números  cuánticos:  el  principal(n ),  el  secundario  (ll  principal(  n  ( ),  el  magn ético (m ) y el esp ín (s ). m  í  s  magn  tico (  ) y el esp n (  ).  é 
  • 22. Teoría Cuántica n  Números cuánticos.  n  n Nú mero  cu ántico  principal  (n )  se  N ú  cu  á  n  (  relaciona  directamente  con  la  magnitud  y  la  energía  de  un  orbital  atómico.  Este  número puede tener cualquier valor entero  y positivo  n : 1,2,3,4,.... n : 1,2,3,4,.... 
  • 23. n  Cuando n   aumenta, también aumenta al  n  energía y la distancia del electrón del  núcleo.  n  El valor n  no es una medida de distancia  n  ni de la  energía del electrón, sino es un  número entero sencillo a partir del cual se  obtiene estos valores.
  • 24. n  n Nú mero cu ántico secundario o azimutal  N  mero cu  ú  á  (ll  ( ):  )  n  A la luz de los resultados obtenidos en  espectrofotometría, se postuló que las  órbitas  podrían ser no solo circulares sino  también elípticas. Para medir la  excentricidad de la órbita  se define un  segundo número cuántico denominado  secundario o azimutal
  • 25. n  Los valores que toma el número cuántico  secundario dependen del valor de n,  según l=0,1,2...(n­1).  l  n  n  Si  n = 3  entonces l toma los valores 0,1 y  2  n  Los valores de l tienen su equivalentes en  letras,  n  l   l  0  1  2  3  4  n  Nombre  s  p  d  f  g
  • 26. Orbitales s
  • 27. n  Los orbitales que tienen el mismo n,  reciben el nombre de nivel o capa y los  orbitales que tienen igual n y  l ,  subnivel  o subcapa.  n  Determinemos los subniveles para los tres  primeros niveles,  Nivel n   1  2  2  3  3  3  l  0  0  1  0  1  2  Subnivel  1s  2s  2p  3s  3p  3d
  • 28. n  Número cuántico magnético m  . Está  l  .  relacionado con la orientación espacial del  orbital . Sus valores dependen de l   y puede  tomar 2ll  + 1 valores enteros, es decir  n  + l,.....,0,.......­l  n  Si ll   = 0  entonces m   = 0  ll  n  Si l  = 1  entonces m  = +1, 0, ­1 , de manera  l  que el subnivel p (l=1) contiene tres orbitales  que se designan como p  , p  , p  x  y  z
  • 29. Relación entre n,l y ml para n=4  n  l  subnivel  m l  # de orbitales  en el subnivel  1  0  1s  0  1  2  0  2s  0  1  1  2p  1,0,­1  3  3  0  3s  0  1  1  3p  1,0,­1  3  2  3d  2,1,0,­1,­2  5  4  0  4s  0  1  1  4p  1,0,­1  3  2  4d  2,1,0,­1,­2  5  3  4f  3,2,1,0,­1,­2,­3  7
  • 30. n  Número cuántico de espín (m  ). s  Corresponde al giro del electrón sobre su  propio eje, el cual puede tener dos  sentidos, en la dirección del puntero del  reloj o en el sentido contrario.  n  El espín puede tomar valores de +1/2 y ­  1/2 que se simbolizan como    y  respectivamente
  • 31. n  En  rigor,  el  número  cuántico  de  espín  no  deriva  de  la  ecuación  de  Schrödinger  sino  que se introdujo para que la  teoría  estuviera  de acuerdo con los datos experimentales
  • 32. n  El  Modelo  Mecánico­Cuántico  es  una  teoría  que, hasta el momento  ,  explica con éxito la  periodicidad de los elementos químicos en la  tabla periódica, así como varias propiedades  químicas de los átomos.
  • 33. Energía y capacidad de los orbitales atómicos n  Los  niveles  de  energía  para  el  átomo  de  hidrógeno  dependen  exclusivamente  del  número cuántico n, de manera que todos los  subniveles tienen la misma energía.  n  Para  los átomo polielectrónicos, depende  de  los  números  cuántico  principal  (n)  y  secundario (l).
  • 34. Nivel principal de  Subnivel energía  4d  n=4  5s  4p  3d  n=3  4s  Incremento de energía  3p  3s  n=2  2p  2s  n=1  1s 
  • 35. REGLA DE HUND
  • 36. n  Para obtener estos valores se supone que  que los número cuánticos que son válidos  para  el  átomo  de  hidrógeno  son  válidos  para  los  demás  átomos.  Así  se  tiene  una  idea  de  la  variación  de  los  niveles  de  energía.  n  1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6  s<4f<5d<6p<7s< ...........
  • 37. REGLA DE LAS DIAGONALES 1s  2s  2p 3s  3p  3d 4s  4p  4d 4f  5s  5p  5d 5f  6s  6p  6d  7s  7p 
  • 38. n  El  comportamiento  de  cada  uno  de  los  electrones queda descrito por un conjunto  único de cuatro números cuánticos .  n  Wofgang Pauli fue el primero  en observar  estos  datos  experimentales  y  hoy  se  conoce  como  El  Principio  de  Exclusión  de Pauli.
  • 39. n  “Dos  electrones  en  un  átomo  no  pueden  tener  el  mismo  conjunto  de  números  cuánticos”.  Al  menos  uno  de  los  cuatro  números cuánticos debe ser diferente.  n  Esta condición limita la capacidad de cada  orbital  ,  puesto  que  dos  electrones  en  un  orbital  pueden  tener  igual  n,l  y  m   pero  l deben tener diferente espín +1/2  y ­1/2
  • 40. Configuración electrónica de los átomos n  Se entiende por configuración electrónica del  átomo como la distribución de los electrones  en los diferentes orbitales atómicos.  n  Para  encontrar  tal  configuración  se  deben  seguir ciertas reglas
  • 41. n  Los electrones se ubican en los orbitales de  menor energía.  n  Según  Pauli,  cada  electrón  de  un  átomo  tiene sus propios números cuánticos .  n  Así  un  orbital  tiene  un  máximo  de  dos  electrones  con  espín  opuesto,  lo  que  se  traduce  que  el  subnivel  s  tiene  como  capacidad  máxima  2  electrones.  El  subnivel  p con tres orbitales, 6 electrones. El subnivel  d  con  cinco  orbitales,  10  electrones  y  el  subnivel f con 7 orbitales, 14 electrones.
  • 42. n  Cuando  un  subnivel  tiene  más  de  un  orbital,  los  electrones  van  ocupando  el  subnivel  de  manera  que  cada    electrón  adicional  que  entra,  se  ubica  en  orbitales  diferentes  con  el  mismo  espín.  Esta  condición  se  llama  regla  de  Hund  o  regla  de máxima multiplicidad de espín.
  • 43. n  Configuraciones  Electrónicas  de  algunos  átomos.  n  Hidrógeno,  H  (Z=1).  El  único  é  del  H  se  ubica  en  el  orbital  de  más  baja  energía,  sus  números  cuántico  serán  n=1,  l  =  0  y  ml=0  .  Existen  dos  posibilidades  para  el  espín  del  é,  +1/2  y  ­1/2  .  Por  convención  tomaremos el valor de +1/2  n  1 La configuración para el H es  1s 
  • 44. n  Una  forma  de  sencilla  de  representar  las  configuraciones  es  a  través  de  diagrama  de  orbitales  donde  cada  cuadrado  representa a un orbital.  1  H      1s  n  1  He    1s  n  2  2  2  1 Li     1s  2s  n  3 
  • 45. Principio de Aufbau n  Cada átomo se “construye”  1)  añadiendo  el  número  apropiado  de  protones  y  neutrones  especificados  por  el  número atómico el el número de masa y  2)  añadiendo  la  cantidad  de  electrones  necesarios  en  los  orbitales  de  forma  que  den energía total más baja para el átomo.
  • 46. Problemas resueltos n  Escribir  la  configuración  electrónica  para  el  fósforo, elemento 15  2  2  P          1s  2s  6  3p  2  3s  3 3p  15  -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ - - -
  • 47. n  Escriba  la  configuración  electrónica  y  el  diagrama de orbitales para  los siguientes  elementos :  3 Li,  11 Na,  19 K,  12 Mg,  13 Al,  14 Si,  F ,  Cl,  35 Br, 18 Ar.  9  17  n  ¿Que  similitud  encuentra  en  la  configuración  electrónica  del  último  nivel  de  energía  de  los  átomos  Li  ,Na  ,K        y  F, Cl, Br ?
  • 48. Configuración electrónica de iones +  Ion sodio  Na  n  Configuración para el átomo neutro  2  2  6  1  Na  (1s  2s  2p  3s  )  11  +  n  Configuración para el ion Na  +  2  2  6  Na  ( 1s  2s  2p  ) + 1e 11 
  • 49. ­  Configuración de ion cloruro Cl  n  Configuración del átomo de cloro más un é  2  2  6  2  5  n  1e + Cl(1s  2s  2p  3s  3p  )  n  ­  Configuración electrónica del ion cloruro Cl  ­  2  2  6  2  6  n  Cl  (1s  2s  2p  3s  3p  )
  • 50. n  2+  Configuración electrónica de iones Zn  y  2+  Sn  n  2  6  10  2  Zn(.......3s  3p  3d  4s  )  2+  2  6  10  Zn  (.......3s  3p  3d  ) + 2é  n  2  6  10  2  2  Sn( ...4s  4p  4d  5s  5p  )  2+  2  6  10  2  Sn  (...4s  4p  4d  5s  ) +  2é
  • 51. Configuración electrónica abreviada n  Cuando  el  número  atómico  Z  de  los  átomos  es  elevado,  su  configuración  electrónica  (c.e.)  es  extensa.  Para  evitar  hacer  toda  la  c.e.,  tomaremos  por  sabida  la  c.e.  del  gas  noble inmediatamente anterior.
  • 52. Ejemplo 1: Escribir c.e. del  13 Al  n  El gas noble inmediatamente anterior es el  neón 10 Ne, luego la c.e. del Al debe ser  2  1  n [Ne] 3s  3p  Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio 31 Ga  n  El gas noble inmediatamente anterior es el  Ar , luego la c.e. del galio será  18  2  10  1 n [Ar] 4s  3d  4p 
  • 53. Series isoelectrónicas Entenderemos  por  tal  aquellas  configuraciones  que  presenten  la  misma  cantidad  de  electrones.  Ejemplos:  +  n  El  ion  Na  tiene  idéntica  configuración  que  el  ­  Ne y el ion Cl  con el 18 Ar.  10  n  El Al +3  es isoelectrónico respecto del  Ne  10  n  Una serie isoelectrónica estará constituída por  +  +2  Ne, Na  ,Mg  , Al  +3.
  • 54. Estructuras de Lewis n  En  1916  Lewis  y  Kossel,  basándose  en  la  baja  reactividad  de  los  gases  nobles  supusieron que la  distribución electrónica  de  los  é  más  externos  ,  constituían  configuraciones electrónicas más estables.
  • 55. n  Durante  las  reacciones  químicas,  los  átomos  gana,  ceden    o  comparten  é  con  otros  átomos  de  forma  tal  que  tienden  a  adquirir  estructuras  electrónicas  estables  como los gases nobles.  n  Estos  gases  tienen  8  electrones  en  su  nivel de energía más externo a excepción  del He, con 2 é.
  • 56. PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS Moseley, 1914.
  • 57. Un poco de historia... n  Los químicos siempre han sentido la  necesidad de clasificar los elementos para  facilitar su estudio y el de los compuestos.  n  Se intentaron varias clasificaciones, casi  todas con defectos.  n  En 1914 HENRY MOSELEY propone una  clasificación sin los defectos de las  anteriores.
  • 58. n  Planteó la siguiente Ley Periódica: “Las  propiedades físicas y químicas de los  elementos son función periódica de la  configuración electrónica y varían con el  incremento de los números atómicos”.  n  Para poner de manifiesto la reaparición de  las propiedades se acostumbra a colocar  a los elementos en la disposición llamada  TABLA O SISTEMA PERIÓDICO.
  • 59. n El SISTEMA PERIÓDICO está representado de la  siguiente forma:  1. GRUPOS O FAMILIAS: ordenaciones verticales  de elementos.  a) Grupos Principales: I­II­III­IV­V­VI­VII­VIII ó 0  A A A   A  A  A   A        A  b) Grupos Secundarios:I­II­III­IV­V­VI­VII­VIII­  B B B   B  B   B   B     1B  VIII­VIII  2B   3B
  • 60. n  Números romanos, indican los é de valencia o é  externos.  2. PERIODOS: ordenaciones horizontales. Se  identifican con los números 1....7 o con las letras  K, L, M, N, O, P, Q. Son los niveles de energía  de los átomos (número cuántico principal, n ).  n  En general las propiedades dependen de la  configuración electrónica, al variar éstas, varían  las propiedades.  n  De acuerdo a las semejanzas y diferencias entre  las configuraciones electrónicas, los elementos  se pueden clasificar en:
  • 61. n  1. Elementos Representativos : el é diferencial  se acomoda en orbitales s  ó p . Son IA al VIIIA.  n  2. Elementos de Transición Corta: el é  diferencial se acomoda en orbitales d . Son IB al  VIIIB(1B, 2B y 3B).  n  3. Elementos de Transición Larga: el é  diferencial se acomoda en orbitales f . Son 68 Ce  al 71 Lu y 90 Th al 102  Lw.
  • 62. Ejercicio... n  De acuerdo a los criterios entregados  anteriormente, clasifique los siguientes  elementos: Cl, Cu, Sc, Ar, Zn, He, Po.
  • 63. n  Prestaremos nuestra atención al Sistema  periódico como herramienta para conocer las  propiedades de los átomos y por ende de los  elementos para entender adecuadamente sus  reacciones químicas.  n  Las propiedades que representan regularidades  en el S.P. son:  n  a) Volumen Atómico; b) Radio Iónico; c) Ratio  Atómico o Covalente; d) Potencial de Ionización;  e) Electronegatividad; f) Electroafinidad.
  • 64. VOLUMEN ATÓMICO n Si la masa de un elemento es m y su densidad  d, su volumen será V  =m/d.  a  m               d           V  a  Mg  24,32  1,74  Ca  40,08  1,55  Sr  87,63  2,60  Ba  137,36  3,75
  • 65. Na  Mg  Al  Si  P  S  m  23,0  24,32  26,98  28,09  30,97  32,06  D  0,97  1,74  2,7  2,33  1,82  2,07  V  a  n  Complete los datos que faltan en el grupo y  en el periodo.  n  Observe los valores obtenidos. Cómo varía  Va en un grupo y en un periodo. Generalice.  n  Por que un aumento del volumen atómico  disminuye el punto de fusión.
  • 66. RADIO ATOMICO n  Corresponde al tamaño efectivo de un átomo  cuando está formando un compuesto  covalente normal con otro átomo.  Li  Be  B  C  N  O  F  Car ga  +3  +4  +5  +6  +7  +8  +9  nuclear  (Z)  Nivel 1  2é  2é  2é  2é  2é  2é  2é  Nivel 2  1é  2é  3é  4é  5é  6é  7é  R.A.  1.34  0.90  0.82  0.77  0.75  0.73  0.72
  • 67. Z  n  C .E .  R .A.  L i  +3  2  1,34  Na  +11  3  1.54  K  +19  4  1,96  R b  +37  5  2,11  C s  +55  6  2.25 n  ¿Cómo varía el R.A en un Grupo?¿Y en un Periodo?.  n  Explique ¿Cómo la configuración electrónica y la carga  nuclear influyen en las variaciones del R.A.  n  ¿Por qué las variaciones son más pronunciadas en un  grupo.  n  Exceptuando el caso del H, ¿Cuál es el átomo más  pequeño y cuál es el átomo más grande?. 
  • 68. RADIO IONICO n  El radio del ion aislado es difícil de definir y  de hacerlo puede considerarse infinito.  n  El R.I. Describe la distancia más próxima que  hay a otro ion.  n  Se entiende por ion a todo átomo o grupo de  átomos que presenta carga eléctrica.  n  Un átomo neutro al ganar é se transforma en  un ion negativo y se llama anión.
  • 69. n Tanto al perder o ganar é el átomo que se  transforma en ion tiende a adquirir la  configuración de un gas noble:  Na ® +  Na  + é  2  2  6  1 1s  2s  2p  3s  2  2  6  ® 1s  2s  2p  + é  2  2  6  c.e. Ne 1s  2s  2p  F  + é ® ­  F  2  2  5  1s  2s  2p  2  2  6  1s  2s  2p  ­  F  tiene c.e. Del Ne  +  ­  n  Se dice que Na  y F  son isoelectrónicos con el  Ne
  • 70. Z  ion  R.I.  2+  Be  2  Be  0.31  2+  Mg  12  Mg  0.65  2+  Ca  20  Ca  0.99  Sr   38  Sr 2+    1.13  2+  Ba  56  Ba  1.35 O  F  Na  Mg  Al  Z  8  9  11  12  13  ion  2­  1­  1+  2+  3+  R.I.  1.4  1.36  0.95  0.65  0.5 
  • 71. n  Escriba 4 iones isoelectronicos con el Ar  n  Cómo varía el R.I. En un grupo. Cómo varía en  un periodo. De qué depende. Esta misma  variación se presenta para otros grupos.  Generalice.  n  Por qué el ion positivo es más pequeño que su  respectivo átomo neutro.  n  Por qué el ión negativo es más grande que su  respectivo átomo neutro.  n  Por qué las variaciones son más pronunciadas  en un grupo.
  • 72. POTENCIAL DE IONIZACION n  Corresponde a la energía necesaria para remover  el electrón más débilmente ligado de un átomo  gaseoso para convertirlo en un ion gaseoso (1°  P.I.).  n  Se mide en Kcal/mol y e.V.  n+  M°  ® M  (g)  + n é  (g) n  +  P. ej., Na°  ® Na  (g)  + é DH=118,8 Kcal ó  (g) 5,133 e.V.
  • 73. R.A.  1° P.I. (Kcal/mol)  1° P.I. (e.V.)  Li  1,55  124,3  5,39  Na  1,90  118,5  5,14  K  2,30  100,1  4,34  Na  Mg  Al  Si  P  S  Cl  R.A.  1.86  1.60  1.48  1.17  1.00  1.06  0.97  P.I.  5.14  7.64  5.98  8.15  11.0  10.36 13.01  Carga  +11  +12  +13  +14  +15  +16  +17 nuclear 
  • 74. n  La energía necesaria para sacar el 2° é se  llama 2° P.I., etc.  n  Qué relación es posible encontrar entre  las variaciones del P.I y el R.A. En un  grupo. ¿Y en un periodo?.  n  El Rb pertenece a esta misma familia con  un R.A. De 2,48. Prediga si tendrá mayor  o menor P.I. Que el potasio.
  • 75. n  El P.I. Se encuentra influenciado por el efecto  de pantalla, que corresponde a la interferencia  de los electrones internos sobre la fuerza de  atracción que el núcleo ejerce sobre los é  ubicados en el nivel más externo.  n  Si aumenta el número de é internos, aumenta  este efecto.  n  ¿Qué relación se puede establecer entre  aumento o disminución del efecto de pantalla  (S) sobre 1° P.I.?.
  • 76. n  También el P.I. Se encuentra influenciado por la  carga nuclear efectiva.  n  La carga nuclear efectiva (Z  ) corresponde a la  ef  carga neta con que el núcleo atrae a los  electrones externos y viene dada por la  diferencia entre la carga nuclear y el efecto de  pantalla: Z  =Z­S  ef  n  Establezca como un aumento o disminución de  Z  influyen sobre P.I.  ef  n  Predecir cuál de los siguientes elementos tiene  un mayor efecto de pantalla y un menor P.I.:  12 Mg  Na  11  Al 13 
  • 77. ELECTROAFINIDAD n  Corresponde a la energía liberada cuando se  añade un electrón a un átomo gaseoso que  se encuentra en su estado de más baja  energía.  n  Es el proceso inverso del P.I.  M°  ­  + é Ô M (gas) (gas) 
  • 78. ELECTRONEGATIVIDAD n  Es la tendencia que tiene un átomo para atraer  hacia sí, un par electrónico o compartido con otro  átomo.  H 2 .1  L i  B e  B  C  N  O  F  0.97  1 .5  2.0  2 .5  2 .1  3 .5  4 .2  N a  M g  A l  S i  P  S  C l  0 .9  1 .2  1.5  1 .7  2 .1  2 .4  2 .8  K  C a  G a  G e  A s  S e  B r  0 .9  1 0 .  1 .5  1 .7 2  1 .8 2  2 .0  2 .2
  • 79. n  Cómo varía la E.N. En los periodos y en los  grupos.  n  Ubique el elemento de menor E.N. El de  mayor E.N.  n  Qué relación podría encontrar entre E.N. Y  R.A.  n  Cómo son los valores de E.A. Para un átomo  de E.N. Elevado.

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