QUIMICA INORGANICA CICLO LECTIVO 2012

1. QUIMICA INORGANICA CICLO LECTIVO 2012

2. QUÍMICA INORGÁNICA Unidad I: Tabla Periódica.Propiedades periódicas CARRERAS: Bioquímica- Licenciatura en Ciencias Químicas Profesorado en Ciencias Químicas y del Ambiente

3. UNIDAD I: TABLA PERIODICA. Clasificación periódica. Tipos de elementos. Propiedades periódicas más importantes que ayuden a comprender, explicar y predecir el comportamiento químico de los elementos: radios atómicos e iónicos; energía de ionización; energía de afinidad electrónica; electronegatividad.

4. BIBLIOGRAFIA Atkins, P. ; Jones, L. (1998).”Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Omega S.A. Barcelona. España. Brown, T.; LeMay, H.; Bursten, B. (1998) ”Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México. Geoff Rayner-Canham.(2000) Química Inorgánica Descriptiva. Prentice-Hall Petrucci, R. Harwood, W.(1999) Química General. Principios y Aplicaciones Modernas.Editorial Prentice Hall Iberia. Shriver, D.F.; Atkins P.W.; Langford C.H. (1998) “Química Inorgánica” Vol I. Editorial Reverté S.A.

5. TABLA PERIODICA. Clasificación periódica. Tipos de elementos. REPASO • La Tabla Periódica de los elementos se formula disponiendo a los elementos en orden creciente de sus números atómicos, Z. • Los elementos se agrupan en PERIODOS Y GRUPOS. • Un período ( fila horizontal) representa la variación en cuanto a propiedades físicas y químicas. Son 7 (siete) en total. • El número de período al que pertenece un elemento es igual al número del nivel de energía “n” en donde el átomo aloja sus electrones externos, llamados electrones de valencia porque son los que intervienen en las uniones químicas. • Los distintos niveles de energía se denominan también “capas” y se los nombra con letras.

6. Un grupoo familia (columna vertical) se caracteriza porque tiene el mismo número de electrones de valencia. • Los elementos pueden agruparse, por la similitud de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). • Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). • Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica. • Los lantánidos y los actínidos no utilizan designaciones numéricas. La IUPAC aconseja utilizar los términos lantanoides y actinoides para referirse a estos grupos.

9. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN PARA LA TABLA PERIÓDICA. Principio de Construcción ( Aufbau) del Sistema Periódico • La mecánica cuántica y la ecuación de Schrödinger permitió conocer la estructura de los átomos teniendo en cuenta la distribución de los electrones. • Los electrones que constituyen un átomo de un elemento químico se distribuyen alrededor del núcleo atómico en niveles de energía , o zonas, no en órbitas definidas como lo había postulado Bhor. • Las capas o niveles de energía se designan con la letra n y toman un valor numérico creciente, siendo n= 1 el nivel más cercano al núcleo. • El orden creciente indica mayor distancia respecto del núcleo.

10. De acuerdo con la teoría moderna de la mecánica cuántica, cada nivel de energía principal n (o capa) está constituido por uno o más subniveles (o subcapas) que se designan con la letra . • Cada subnivel tiene uno o más orbitales atómicos, m , que poseen una forma tridimensional específica. Los orbitales se designan mediante letras minúsculas s, p, d, f. • A su vez cada subnivel se asocia a los tipos de orbitales. Cada orbital atómico puede alojar sólo dos electrones, número cuántico de orientación del espín del electrón ms. • Los números n , , my ms son los números cuánticos que integran la función de onda  ( letra griega psi) formulada por Schrödinger para definir a un orbital atómico particular. • Los números que asume n van de 1 hasta 7, los de  desde 0 hasta (n-1), los de m entre (-....0....+ ).

12. Los protones son agregados de a uno al núcleo atómico para construir diferentes elementos • Los electrones se agregan de a uno a estos orbitales de manera simultánea con el aumento de protones, siempre ocupando el nivel de menor energía, es el electrón diferenciador. • El orden para la escritura de la configuración electrónica es: ns < np < nd < nf • El orden de llenado de los electrones responde al valor relativo de la energía de los orbitales atómicos, y por tanto a su estabilidad relativa, es decir: 1s  2s 2p  3s 3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s 4f  5d  6p  7s 5f 6d

15. La regla AufBau a su vez presenta comportamiento particular para determinados elementos de la Tabla Periódica: • El primer nivel de energía orbital es el 1s que puede tener un máximo de 2 electrones. • Todos los elementos son diamagnéticos presentan estabilidad (elementos Be, Mg, Ca, Zn,..). • En los casos de ocupación de semicapa, también muestran propiedades de estabilidad superior( N, P, As…., en los que se completan las semicapas "p3”. • El elemento Cr, en que se completa la semicapa d5 asociada a s1n por lo tanto es una excepción a la regla práctica: “ se llena primero el orbital de menor valor (n+)”.

16. Las evidencias químicas y espectroscópicas indican que las configuraciones electrónicas de Cr y Cu tienen un solo electrón en la capa 4s. Sus conjuntos de orbitales 3d están semillenos y llenos, respectivamente. Estos casos de estabilidad especial, nuevamente se explican como en el punto anterior por ser el orbital 3dde menor energía relativa que los 4s . Por ejemplo, en el caso del Cr la energía electrónica calculada por métodos de la Mecánica Cuántica es menor (por lo tanto más estable) cuando se tiene la configuración 3d54s1 que en la configuración 3d44s2. Un razonamiento similar es aplicable a la configuración electrónica de Cu. Sólo cuando los orbitales 3destán completos (10 e-) comienza el proceso de ocupación del orbital 4p.

17. Carga nuclear efectiva El "apantallamiento” de la carga nuclear es el efecto neto que ejercen las capas internas de electrones neutralizando la carga +Zatómico del núcleo de modo que el e- externo solo observa una carga efectiva, +Zef . La carga "aparente nuclear efectiva", que llamamos Zef , es la que realmente siente el electrón en estudio.

19. Pasos a seguir para el cálculo del Zef siguiendo las reglas de Slater 1.- Escribir la configuración electrónica del elemento. 2.- Una vez designado el electrón para el cual se quiere calcular la carga nuclear efectiva, todos los electrones de orbitales con n mayor ( los situados a la derecha) no contribuyen en el apantallamiento. 2.- Para electrones s ó p a) los electrones en el mismo (ns np) apantallan con 0,35 unidades de carga nuclear ( excepto el 1s en donde se emplea 0,30). b) Los electrones en los niveles (n-1) apantallan 0,85 unidades. c) Los electrones en niveles (n-2) o inferiores apantallan completamente, es decir 1,00 unidad de carga nuclear por cada electrón.

20. 3.- Para electrones d o f: • a) Los electrones en el mismo (nd ó nf) apantallan 0,35 unidades de carga nuclear. • b) Los electrones en los grupos situados a la izquierda apantallan completamente, es decir 1,00 unidad de carga nuclear por cada electrón. • Ejemplos: • Calcular el Zef para un electrón de la capa externa del potasio. • Calcular el Zef para un electrón d de la capa externa del wolframio.

25. aumenta al avanzar en un período. Este aumento se debe a que la carga nuclear aumenta en una unidad al pasar de un elemento al siguiente pero el apantallamiento 1o hace mucho más débilmente ya que 1os electrones de una misma capa se apantallan poco entre sí (0,35 según las reglas de Slater). • aumenta muy poco al avanzar a lo largo de una serie de transición: el nuevo electrón se coloca en un orbital (n-l)d, que al ser más interno apantalla bien al electrón más extemo ns (0,85 según las reglas de Slater). • desciende al completar un período e iniciar uno nuevo (por ejemplo de Ne a Na). El nuevo electrón inaugura una nueva capa y es muy bien apantal1ado por el resto de electrones situados en capas más internas. • aumenta al descender en un grupo.

27. PROPIEDADES PERIODICAS • Radio atómico (ra) (covalente y metálico), y radio iónico (ri) • Energía de ionización (PI o Ix) • Energía de afinidad electrónica(EA o Ax) • Electronegatividad () • Densidad de carga catiónica

28. 1.- RADIOS Se considera radio atómico a los radios metálicos y a los radios covalentes de elementos no metálicos, siendo el primero la mitad de la distancia experimental entre los núcleos de átomos vecinos de un sólido metálico, y el segundo la mitad de la distancia internuclear entre los átomos vecinos del mismo elemento de una molécula. El radio atómico es una propiedad periódica que está relacionado con el electrón o electrones más externos del átomo. Muchas de esas propiedades se pueden discutir en términos de la carga nuclear efectiva que actúa sobre dichos electrones.

29. TIPOS DE RADIOS Elemento sodio gas metal ion sodio

30. Radio Atómico

33. disminuye a lo largo de un período. Los electrones se colocan en orbitales del mismo n pero que se contraen progresivamente por el aumento de Zef . • disminuye más suavemente en 1os metales de transición ya que Zef aumenta poco. • se expande fuertemente al completar un período e iniciar uno nuevo. • aumenta al descender por un grupo. Aunque Zef aumenta, el efecto del aumento del número de capas es más importante. • no aumenta casi al descender de la Grupo IIA al Grupo IIIB en serie de 1os metales de transición interna: este efecto se llama contracción de los lantánidos.

34. CALCULO DE RADIOS

35. Radio covalente de enlaces entre átomos homonucleares El radio covalente en un enlace covalente simple entre átomos iguales se obtiene por medidas de la longitud de enlace de sus compuestos no polares. Por ejemplo: la longitud del enlace Cl  Cl es 1,98 Å, el radio covalente del Cl es 0,99 Å.

36. Radio covalente de enlaces entre átomos heteronuclearesPara enlaces covalentes simples entre átomos de distintos elementos, se estima la longitud de enlace como la suma de los radios covalentes de cada elemento obtenidos a partir del cálculo de las longitudes de enlaces de sus compuestos no polares.

37. Corrección de Schömaker y Stevenson Para el cálculo de los enlaces covalentes de átomos heteronucleares: Ejemplo: HCl (g) 1:H 2:Cl

40. Radio iónico: En compuestos iónicos, se puede medir la distancia entre iones que constituyen una estructura cristalina utilizando RX. A continuación se da un ejemplo de estima del radio iónico a partir de las distancias interiónicas: Si 12 = 2 ra y 23= ra + rc y

41. El término isoelectrónico significa que los iones poseen el mismo número de electrones. Por ejemplo todos los iones de la serie O2- , F- , Na+ , Mg2+ y Al3+ tienen diez electrones dispuestos en una configuración electrónica que es la del : 1s22s22p6 La carga nuclear en esta serie aumenta continuamente a lo largo del período. Dado que el número de electrones no cambia, el radio del ion disminuye al aumentar la carga nuclear, ya que los electrones son atraídos más fuertemente al núcleo.

42. CÁLCULO DE RADIOS IÓNICOS Procedimiento semi-teórico de Linus Pauling Base: Estructuras cristalinas de NaF, KCl, RbBr y CsI CONDICION: iones isoelectrónicos

43. Gas noble He Ne Ar Kr Xe n 5 7 9 10 12 validez únicamente para iones univalentes Para iones polivalentes, por ejemplo Mg2+

44. Sc3+ Sc = < > < Comparación de radios El radio del ion escandio(III) es menor que el del escandio: Demostración analítica.

45. 2.- ENERGIA DE IONIZACIÓN

49. Excepciones importantes a este comportamiento son: • aumentos en la energía de ionización al descender en un grupo que se producen principalmente en el bloque d y sobre todo al pasar del 5° al 6° periodo y son efecto de la contracción de los Lantánidos. • algunos descensos en la energía de ionización al avanzar en un periodo. • las segundas energías de ionización son siempre mayores que las primeras. • arrancar un electrón de un átomo o ion con configuración externa de gas noble (ns2np6) cuesta muchísima energía.