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Propiedades periodicas


Enviado por   •  26 de Enero de 2014  •  2.770 Palabras (12 Páginas)  •  558 Visitas

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*Propiedades periódicas: Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del elemento en cuestión.

1° Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.

Su estudio en la tabla

Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas.

Principales propiedades periódicas

Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:

- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo

- Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.

- Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.

- Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.

- Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico.

- Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el octete.

Así como la configuración electrónica de los elementos, muestra una variación de Z, los elementos también presentan variaciones periódicas en sus propiedades físicas y en su comportamiento químico.

Recordemos la ley periódica: La ley periódica establece que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

El punto de fusión, punto de ebullición, radio atómico, radio iónico, energía de ionizacion, afinidad electrónica, electronegatividad, se denominan Propiedades Periódicas. Energía de Ionizacion (I) La energía de ionizacion (I) es la mínima energía requerida para quitar 1 mol de electrones a 1 mol de átomos en estado gaseoso en su estado fundamental. Unidades Kj/ mol, Kcal/mol, eV/mol

1eV 0 23,06 Kcal/mol = 1,6022.10-16 kj

Su magnitud es una medida de la fuerza con que esta unido el electrón al átomo. Un valor alto de I, implica que será más difícil de quitar un electrón. En átomos polielectrónicos: la energía requerida para quitar el 1º electrón del átomo gaseoso en su estado fundamental se denomina primera energía de ionizacion (I1).

*Regla de Hund: La regla de hund es también llamada como regla de la máxima multiplicidad de hund, fue una regla creada por friedrich hund por un estudio que trata de llenar orbitas de igual energia. para que la regla de hund sea un tema mas facil y entendible hay que saber que todos los orbitales esten llenos y que todos los electrones esten paralelos antes de que un orbital gane su segundo electron.

Es una regla empirica obtenida en el estudio de los espectros atomicos que dice que al llenar orbitales de igual energia (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados. El atomo es mas estable, tiene menor energia, cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos). La regla de hund es importante para espectroscopia y química cuántica.

2° La regla de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad de Hund.

La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones colocados de manera antiparalela o con espines de tipo opuestos.

Para poder comprender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un electrón, antes de que se añada un segundo electrón. Es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben encontrarse en paralelo antes de que el orbital se llene del todo. Cuando el orbital adquiera el segundo electrón, éste debe encontrarse apareado con el anterior.

De esta manera, los electrones de un átomo van añadiéndose de manera progresiva, utilizando una configuración ordenada, con la finalidad de tener buenas condiciones energéticas estables. Así el principio de Aufbau, explica bien las reglas a seguir para el llenado de orbitales para no utilizar mal la regla de Hund. En resumen, como existen orbitales equivalentes, primeramente se completa los electrones al máximo que se pueda y posteriormente se pasa a emparejar.

En cuanto al principio de Aufbau que seguimos para no cometer errores en la regla de Hund, este se basa en un diagrama de orbitales, en donde si seguimos el orden de llenado que nos indican las flechas que en el aparecen, llenaremos correctamente los orbitales. Así, dicho diagrama empieza con el 1s, seguido de 2s, para después subir al valor 2p y bajar de nuevo a 3s, 3p y seguir por 4s, así sucesivamente siguiendo el orden de las flechas. También se le conoce como regla de las diagonales, o del serrucho. Así el orden será: 1s, 2s, 2p, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc.

A menudo se suele representar los orbitales a través de un cuadro rectangular, usando flechas hacia arriba o hacia abajo, para designar los electrones con números cuánticos magnéticos de spin con valores +1/2 ó -1/2, respectivamente.

Según la regla de Hund, la cual fue formulada por primera vez en el año 1925, la configuración más estable es la que los electrones se encuentran ocupando orbitales distintos, y con

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