estructura mat e ionizacion
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Una breve presentación de estructura de la materia en tema de ionizaciónTRANSCRIPT
Diapositiva 1CAMPUS GUANAJUATO
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Diagrama progresivo.
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DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS
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ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Las propiedades químicas de los átomos están determinadas por la configuración de sus electrones de valencia. La estabilidad de estos electrones externos se refleja directamente en la ENERGÍA DE IONIZACIÓN de los átomos.
La ENERGÍA DE IONIZACIÓN es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.
(Expresada en kJ/mol: es la energía necesaria para separar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso – ¿por qué en estado gaseoso? )
Magnitud de E.I.: medida de la fuerza de la unión del electrón al átomo.
Mayor E.I. = mayor dificultad para separar el electrón
DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS
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Para los átomos polielectrónicos la cantidad de energía requerida para separar el primer electrón del átomo en su estado fundamental se denomina primera energía de ionización (I1) :
X(g) + Energía X+(g) + e
X = átomo de un elemento, e = electrón, (g) = estado gaseoso.
La segunda energía de ionización (I2), se expresa por la ecuación:
Energía + X+(g) X2+ + e
Y la tercera energía de ionización:
Energía + X2+(g) X3+ + e
El patrón continúa para quitar los electrones subsecuentes.
I1 < I2 < I3 < …
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Variación de la 1ª energía de ionización con el número atómico.
eV = 1.602177332 x 1022 kJ
DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS
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La ionización = proceso endotérmico. Por convenio, la energía absorbida por los átomos (o iones) durante el proceso de ionización tiene un valor positivo.
En la figura siguiente se muestra nuevamente la variación de la primera energía de ionización (EI) con el número atómico. La gráfica muestra con claridad la periodicidad en la estabilidad del electrón atraído con menos fuerza. Salvo por algunas irregularidades, la primera EI de los elementos en un período aumenta a medida que aumenta el número atómico.
Esta tendencia se debe al incremento de la CNE de izquierda a derecha. Una mayor CNE significa que el electrón externo es atraído con más fuerza y por tanto la primera energía de ionización es mayor.
Los valores máximos corresponden a los gases nobles, debido a su configuración electrónica estable en el estado fundamental, lo que explica el hecho de que son inertes químicamente. El He (1s2) tiene la primera EI más alta entre todos los elementos.
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Loe elementos del grupo IA (metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Tienen un electrón de valencia (configuración electrónica externa ns1) apantallado eficazmente por los niveles internos llenos por completo. Por tanto, es energéticamente fácil separar un electrón de un átomo para formar un ion positivo (Li+, Na+, K+, …) , que adquiere la configuración isoelectrónica del gas noble previo en la Tabla Periódica.
Los elementos del grupo 2A (metales alcalinotérreos) tienen valores más altos para la EI1 del grupo IA. Tienen dos electrones de valencia (configuración externa ns2). Debido a que los 2 electrones s no se apantallan bien entre sí, la CNE es mayor que la del metal alcalino que precede.
La mayoría de los metales alcalinotérreos contienen iones dipositivos (Be2+, Ca2+, Mg2+, Sr2+, Ba2+)
Be2+ isoelectrónico deLi+ y He
Mg2+ isoelectrónico de Na+ y Ne…
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Los metales tienen EI más o menos bajas comparadas con los no-metales.
Las EI de los metaloides se encuentran entre las de los metales y los no-metales.
Las diferencias en las EI explica por qué los metales siempre forman cationes y los no-metales forman aniones en los compuestos iónicos (el único catión no-metálico importante es el NH3+)
En un grupo, la EI disminuye a medida que aumenta el número atómico (hacia abajo del grupo). Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas semejantes, pero a medida que aumenta el número cuántico principal, n, aumenta de igual manera la distancia promedio de los electrones de valencia respecto del núcleo. Una mayor separación entre electrón y núcleo significa menor atracción, por lo que es más fácil quitar un electrón al ir hacia abajo en el grupo.
El carácter metálico de los elementos de un grupo aumenta de arriba hacia abajo, tendencia muy notoria para los elementos de los grupos 3A a 7A. Ejemplo: Grupo 4A: C (no-metal), Si y Ge (metaloides), Sn y Pb (metales)
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Tendencia general = primera EI aumenta de izquierda a derecha.
Irregularidades: Elementos del grupo 2A y 3A del mismo período [de Be (3) a B(4) y de Mg(12) a Al(13)]
La primera EI de los elementos del grupo 3A es menor que la de los del grupo 2A ya que tienen un solo electrón en el subnivel externo p (ns2np1), el cual está bien apantallado por los electrones internos y por los electrones ns2. Por tanto, se requiere menos energía para separar un solo electrón p que para quitar un electrón s apareado del mismo nivel energético principal.
Irregularidades: Elementos de los grupos 5A y 6A [N(7) a O(8) y P(15) a S(16)]. En los elementos del grupo 5A (ns2np3), de acuerdo a la regla de Hund, los electrones p se encuentran en 3 orbitales diferentes. En el grupo 6A (ns2np4) el electrón adicional debe estar apareado con uno de los 3 electrones p. Esta proximidad en el mismo orbital produce gran repulsión electrostática, lo que facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo 6A, aún cuando aumenta la CNE. Por tanto, las EI para los elementos del grupo 6A son menores que las de los elementos del grupo 5A en el mismo período.
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Preguntas:
a) ¿Cuál átomo debe tener menor la primera EI: el oxígeno o el azufre?
b) ¿Cuál átomo debe tener más alta una segunda EI : el Li o el Be?
Oxígeno y azufre son elementos del grupo 6A; tienen la misma configuración electrónica de valencia (ns2np4), pero el electrón 3p del S está más alejado del núcleo y experimenta menor atracción nuclear que el electrón 2p del O.
Siguiendo la regla de que la EI de los elementos disminuye hacia abajo en un grupo, se predice que el S tiene una menor primera EI. Se confirma en Tabla.
b) Las configuraciones electrónicas del Li y del Be son 1s22s1 y 1s22s2, respectivamente. El proceso de segunda EI es:
Li+(g) Li2+(g)
1s22s1 1s2
Debido a que los electrones 1s apantallan a los electrones 2s en forma más eficaz de lo que se protegen entre sí, se puede predecir que es más fácil separar un electrón 2s del Be+, que un electrón del Li+. Se confirma en Tabla.
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Preguntas:
¿Cuál de los siguientes átomos tendrá mayor la primera EI: el nitrógeno o el fósforo?
¿Cuál de los siguientes átomos debe tener más alta una segunda EI: el sodio o el magnesio?
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Preguntas y problemas
Define Energía de Ionización ¿por qué consideras que la EI se mide con átomos en estado gaseoso? ¿Por qué la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera energía de ionización?
Dibuja un esquema de la Tabla Periódica y señala las tendencias que sigue la primera energía de ionización de los elementos en un grupo y en un período. Señala también que tipo de elementos tienen las mayores energías de ionización y cuáles las menores.
Menciona dos discontinuidades importantes en la periodicidad e la energía de ionización e indica a qué se debe este hecho.
La primera energía de ionización del potasio es de 419 kJ/mol y la segunda, de 3052 kJ/mol., en tanto que las del calcio son 590 y 1145 kJ/mol, respectivamente, Expresa una opinión sobre las diferencias de esta propiedad en estos elementos.
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ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Las propiedades químicas de los átomos están determinadas por la configuración de sus electrones de valencia. La estabilidad de estos electrones externos se refleja directamente en la ENERGÍA DE IONIZACIÓN de los átomos.
La ENERGÍA DE IONIZACIÓN es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.
(Expresada en kJ/mol: es la energía necesaria para separar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso – ¿por qué en estado gaseoso? )
Magnitud de E.I.: medida de la fuerza de la unión del electrón al átomo.
Mayor E.I. = mayor dificultad para separar el electrón
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Para los átomos polielectrónicos la cantidad de energía requerida para separar el primer electrón del átomo en su estado fundamental se denomina primera energía de ionización (I1) :
X(g) + Energía X+(g) + e
X = átomo de un elemento, e = electrón, (g) = estado gaseoso.
La segunda energía de ionización (I2), se expresa por la ecuación:
Energía + X+(g) X2+ + e
Y la tercera energía de ionización:
Energía + X2+(g) X3+ + e
El patrón continúa para quitar los electrones subsecuentes.
I1 < I2 < I3 < …
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Variación de la 1ª energía de ionización con el número atómico.
eV = 1.602177332 x 1022 kJ
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La ionización = proceso endotérmico. Por convenio, la energía absorbida por los átomos (o iones) durante el proceso de ionización tiene un valor positivo.
En la figura siguiente se muestra nuevamente la variación de la primera energía de ionización (EI) con el número atómico. La gráfica muestra con claridad la periodicidad en la estabilidad del electrón atraído con menos fuerza. Salvo por algunas irregularidades, la primera EI de los elementos en un período aumenta a medida que aumenta el número atómico.
Esta tendencia se debe al incremento de la CNE de izquierda a derecha. Una mayor CNE significa que el electrón externo es atraído con más fuerza y por tanto la primera energía de ionización es mayor.
Los valores máximos corresponden a los gases nobles, debido a su configuración electrónica estable en el estado fundamental, lo que explica el hecho de que son inertes químicamente. El He (1s2) tiene la primera EI más alta entre todos los elementos.
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Loe elementos del grupo IA (metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Tienen un electrón de valencia (configuración electrónica externa ns1) apantallado eficazmente por los niveles internos llenos por completo. Por tanto, es energéticamente fácil separar un electrón de un átomo para formar un ion positivo (Li+, Na+, K+, …) , que adquiere la configuración isoelectrónica del gas noble previo en la Tabla Periódica.
Los elementos del grupo 2A (metales alcalinotérreos) tienen valores más altos para la EI1 del grupo IA. Tienen dos electrones de valencia (configuración externa ns2). Debido a que los 2 electrones s no se apantallan bien entre sí, la CNE es mayor que la del metal alcalino que precede.
La mayoría de los metales alcalinotérreos contienen iones dipositivos (Be2+, Ca2+, Mg2+, Sr2+, Ba2+)
Be2+ isoelectrónico deLi+ y He
Mg2+ isoelectrónico de Na+ y Ne…
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Los metales tienen EI más o menos bajas comparadas con los no-metales.
Las EI de los metaloides se encuentran entre las de los metales y los no-metales.
Las diferencias en las EI explica por qué los metales siempre forman cationes y los no-metales forman aniones en los compuestos iónicos (el único catión no-metálico importante es el NH3+)
En un grupo, la EI disminuye a medida que aumenta el número atómico (hacia abajo del grupo). Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas semejantes, pero a medida que aumenta el número cuántico principal, n, aumenta de igual manera la distancia promedio de los electrones de valencia respecto del núcleo. Una mayor separación entre electrón y núcleo significa menor atracción, por lo que es más fácil quitar un electrón al ir hacia abajo en el grupo.
El carácter metálico de los elementos de un grupo aumenta de arriba hacia abajo, tendencia muy notoria para los elementos de los grupos 3A a 7A. Ejemplo: Grupo 4A: C (no-metal), Si y Ge (metaloides), Sn y Pb (metales)
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Tendencia general = primera EI aumenta de izquierda a derecha.
Irregularidades: Elementos del grupo 2A y 3A del mismo período [de Be (3) a B(4) y de Mg(12) a Al(13)]
La primera EI de los elementos del grupo 3A es menor que la de los del grupo 2A ya que tienen un solo electrón en el subnivel externo p (ns2np1), el cual está bien apantallado por los electrones internos y por los electrones ns2. Por tanto, se requiere menos energía para separar un solo electrón p que para quitar un electrón s apareado del mismo nivel energético principal.
Irregularidades: Elementos de los grupos 5A y 6A [N(7) a O(8) y P(15) a S(16)]. En los elementos del grupo 5A (ns2np3), de acuerdo a la regla de Hund, los electrones p se encuentran en 3 orbitales diferentes. En el grupo 6A (ns2np4) el electrón adicional debe estar apareado con uno de los 3 electrones p. Esta proximidad en el mismo orbital produce gran repulsión electrostática, lo que facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo 6A, aún cuando aumenta la CNE. Por tanto, las EI para los elementos del grupo 6A son menores que las de los elementos del grupo 5A en el mismo período.
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a) ¿Cuál átomo debe tener menor la primera EI: el oxígeno o el azufre?
b) ¿Cuál átomo debe tener más alta una segunda EI : el Li o el Be?
Oxígeno y azufre son elementos del grupo 6A; tienen la misma configuración electrónica de valencia (ns2np4), pero el electrón 3p del S está más alejado del núcleo y experimenta menor atracción nuclear que el electrón 2p del O.
Siguiendo la regla de que la EI de los elementos disminuye hacia abajo en un grupo, se predice que el S tiene una menor primera EI. Se confirma en Tabla.
b) Las configuraciones electrónicas del Li y del Be son 1s22s1 y 1s22s2, respectivamente. El proceso de segunda EI es:
Li+(g) Li2+(g)
1s22s1 1s2
Debido a que los electrones 1s apantallan a los electrones 2s en forma más eficaz de lo que se protegen entre sí, se puede predecir que es más fácil separar un electrón 2s del Be+, que un electrón del Li+. Se confirma en Tabla.
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Preguntas:
¿Cuál de los siguientes átomos tendrá mayor la primera EI: el nitrógeno o el fósforo?
¿Cuál de los siguientes átomos debe tener más alta una segunda EI: el sodio o el magnesio?
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Preguntas y problemas
Define Energía de Ionización ¿por qué consideras que la EI se mide con átomos en estado gaseoso? ¿Por qué la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera energía de ionización?
Dibuja un esquema de la Tabla Periódica y señala las tendencias que sigue la primera energía de ionización de los elementos en un grupo y en un período. Señala también que tipo de elementos tienen las mayores energías de ionización y cuáles las menores.
Menciona dos discontinuidades importantes en la periodicidad e la energía de ionización e indica a qué se debe este hecho.
La primera energía de ionización del potasio es de 419 kJ/mol y la segunda, de 3052 kJ/mol., en tanto que las del calcio son 590 y 1145 kJ/mol, respectivamente, Expresa una opinión sobre las diferencias de esta propiedad en estos elementos.