QUÍMICA COMÚN QC-04 TABLA PERIÓDICA

Transcripción

1 QUÍMICA COMÚN QC-04 TABLA PERIÓDICA 2012

2 LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS El gran número de elementos conocidos y sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente de clasificarlos. Se descubre y enuncia como consecuencia, la ley periódica de los elementos químicos y producto de ella el año 1869 se conforma la tabla periódica. Un poco antes; a principios de 1800, el químico alemán John W. Döbereiner intenta una primera aproximación al clasificar las primeras tríadas de elementos según similitud en sus propiedades químicas. Las primeras luces que vislumbraron cierta periodicidad en los elementos las determina el francés A. E. Béguyer a comienzos de J. Lothar Meyer en 1864 publica la primera versión de la tabla periódica. Finalmente en 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev rindieron frutos y es a él, quien con justicia la historia menciona como creador de lo que hoy conocemos como tabla periódica. La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos. LA TABLA PERIÓDICA El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la distribución de los electrones en el nivel más externo la que determina su reactividad y naturaleza química. Por esta razón, aquellos elementos que poseen una distribución electrónica similar presentarán propiedades químicas similares. Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente (Z). Antiguamente la periodicidad en la clasificación de los elementos fue concebida como función de su masa atómica. Hoy se sabe ciertamente que la periodicidad; como propiedad, es función del número atómico, vale decir, depende exclusivamente de la configuración electrónica. 2

3 ANÁLISIS DE LA TABLA PERIÓDICA GRUPOS 18 columnas Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares y se caracterizan por tener el mismo número de electrones en su último nivel de energía. Cada elemento perteneciente a un mismo grupo se ubica en períodos distintos. Suele designarse con notación romana (I, II, III, IV, etc.) indicando con letra el tipo de elemento al que corresponde un determinado grupo. PERIODOS 7 filas Los elementos de un mismo período poseen igual cantidad de niveles de energía. Los períodos son numerados dependiendo del valor del nivel energético más externo. Cada período comienza con un metal alcalino y concluye con un gas noble a excepción del primer nivel, donde se ubica el Hidrógeno. 3

4 TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA NOMBRES DE LOS GRUPOS REPRESENTATIVOS GRUPO NOMBRE I A METALES ALCALINOS II A METALES ALCALINO TÉRREOS III A TÉRREOS IV A CARBONOIDES V A NITROGENOIDES VI A ANFÍGENOS O CALCÓGENOS VII A HALÓGENOS VIII-A o 0 GASES INERTES 4

5 NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS GASES NOBLES Columna 18 Se caracterizan por tener todos sus niveles electrónicos completos. Configuración electrónica del tipo ns2p6, ns2 (helio). En condiciones normales son químicamente inertes, sin embargo, se conocen algunas sales de criptón (Kr) y xenón (Xe). ELEMENTOS METÁLICOS Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga). Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. Tienen brillo metálico. Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin romperse (confección de hilos o alambres metálicos). Son muy buenos conductores de calor. Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la confección de láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro). ELEMENTOS NO METÁLICOS Carecen de brillo metálico. No son dúctiles ni maleables. Son malos conductores de la corriente eléctrica y calor. Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII A del sistema periódico. ELEMENTOS METALOIDES Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio, metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos. 5

6 Considerando los conceptos adquiridos respecto a la configuración electrónica y la tabla periódica, es necesario comprender y repasar algunas definiciones que serán de ayuda en futuros ejercicios: Definiciones relevantes: Ejercicio resuelto: Para el átomo neutro con Z = 15. 6

7 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS Anteriormente, hemos visto que la configuración electrónica de los elementos indica una clara periodicidad con el aumento del número atómico, por consiguiente otras propiedades mostrarán también variaciones periódicas definiendo el comportamiento químico del elemento. Cabe mencionar que una propiedad no es periódica cuando los valores que presenta son siempre crecientes o decrecientes a medida que aumenta el número atómico. Ejemplo de éstas son la masa atómica y el calor específico. PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO EL RADIO ATÓMICO Radio Atómico en Metales Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentes del metal. Radio Atómico en No Metales Para los no metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos en las moléculas diatómicas de los elementos. Como el núcleo tiene carga positiva, atrae hacia sí a los electrones, sin embargo, los electrones se repelen por su carga negativa, ambas contribuciones de fuerza electrostática determinan el tamaño de un átomo. 7

8 Variación de los Radios Atómicos en el Sistema Periódico. En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hasta el grupo de los Halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes. El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carga nuclear efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia el núcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externos contra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor. Así, por ejemplo: en el período 2 se observa lo siguiente: Li = 1,52 Å; Be = 1,11 Å; B = 0,77 Å; C = 0,77 Å En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa, su radio es más grande. De este modo: en el grupo I-A los radios observados son Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å; Rb = 2,44 Å. Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será: Radios Iónicos Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando entonces especies químicas cargadas a las cuales se les denomina iones. Por lo tanto, el radio iónico, es el tamaño de los iones, sea éste catión o anión. Podemos preguntarnos como es el radio de un catión y de un anión con respecto al elemento neutro. Por ejemplo: Na: Se deduce 10[Ne] 3s1 r Na+ Na+: 10[Ne] r Na 8 (tiene 2 niveles de energía)

9 Otro ejemplo: Cl: 10[Ne] 3s23p5 r Cl- Se deduce Cl-: > 18[Ar] (al llegar un electrón, la nube electrónica se expande). r Cl Sintetizando: El radio de un catión es menor que el radio del átomo neutro, para un mismo elemento El radio de un anión es mayor que el radio del átomo neutro, para un mismo elemento Iones Isoelectrónicos Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuración electrónica. La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) y sus respectivos radios iónicos. F Å Na Å Mg Å Al Å Para lo anterior se cumple que: r Al +3 r Mg +2 9 r + Na r F -1

10 PROPIEDADES MAGNÉTICAS ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I.) La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar un electrón desde el estado fundamental o ión gaseoso. A diferencia de los átomos en los líquidos y en los sólidos, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos. Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na está dada por el proceso siguiente: Na(g) + P.I. Na+(g) + e El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carga nuclear efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica. El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la eliminación sucesiva de electrones adicionales. Debido a su carga positiva, el catión Na+ atrae a los electrones con más fuerza que el átomo de Na. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón que para el primero. La ionización en fase gaseosa siempre es un cambio endotérmico. El P.I. se puede medir en Kcal o en electrón-volt (ev). 1eV = 23,06 Kcal 10

11 Variación de la energía de ionización en el sistema Periódico. En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución entre los grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las configuraciones electrónicas. En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye. Es necesario destacar que los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos y los mayores valores de PI a los gases nobles. Afinidad Electrónica o Electroafinidad (E.A) Los átomos no sólo pierden electrones para formar iones positivos, sino también los ganan para formar iones negativos. Como su nombre lo indica, la afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un átomo, es más probable que gane un electrón. Cuantitativamente, la afinidad electrónica se define, y se determina experimentalmente, como la energía requerida para separar un electrón de un anión gaseoso. A(g) + Energía A(g) + e- También se define como la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosa capta un electrón en su nivel más externo. A(g) + e- A(g) + Energía 11

12 Tanto los factores que la condicionan como su variación en el sistema periódico son homologables al P.I., esto quiere decir que; al avanzar en los períodos, el radio atómico decrece y el electrón que se agregue a la capa externa está más cercano a una carga positiva, por consiguiente, se libera más energía cuando se agrega un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, los radios de las capas aumentan porque el número cuántico principal es mayor. El electrón agregado está más lejos de la carga positiva en el núcleo. En consecuencia, la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón es menor. Electronegatividad (E.N) La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica. La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permite decidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula. La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlaces, postula una escala donde asigna el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien tiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para el cesio y francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado. 12

13 En la tabla siguiente se presentan algunos elementos con su correspondiente electronegatividad. H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 N 3,0 P 2,1 As 2,0 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 PROPIEDADES PERIÓDICAS EN EL SISTEMA PERIÓDICO 13

14 TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 04 Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de los Elementos. 1 H 1,0 Número atómico 2 He 4,0 Masa atómica Li Be B C N O F Ne 6,9 9,0 10,8 12,0 14,0 16,0 19,0 20, Na Mg Al Si P S Cl Ar 23,0 24,3 27,0 28,1 31,0 32,0 35,5 39, K Ca 39,1 40,0 1. Respecto de un elemento se sabe que: Es vecino con el azufre. Pertenece al grupo de los halógenos. Se estabiliza adoptando carga eléctrica -1. Con lo anterior se deduce que el número de electrones para este elemento es A) B) C) D) E) Cuántos electrones de valencia presenta el elemento Oxígeno, en estado basal? A) B) C) D) E) Si un elemento que se ubica en el periodo 3 y grupo IV-A del sistema periódico, debe tener número atómico igual a A) B) C) D) E)

15 4. La siguiente es la configuración electrónica para un elemento en estado basal 1s2, 2s2 2p6, 3s2 De ella se deduce correctamente que I) II) III) A) B) C) D) E) tiene Z igual a 12. presenta 2 electrones de valencia. corresponde a un metal del grupo II-A. Sólo I. Sólo II. Sólo III. Sólo II y III. I, II y III. 5. El elemento menos electronegativo del sistema periódico presentado al comienzo del test, es A) 19K B) 2He C) 18Ar D) 1H E) 9F 6. En un período de la tabla, hacia la derecha se predice un aumento en el (la) I) II) III) número atómico. energía de ionización. tamaño del átomo. De las anteriores es (son) correcta(s) A) B) C) D) E) sólo sólo sólo sólo I, II I. II. III. I y II. y III. 7. Cuál de las siguientes relaciones de tamaño es correcta? A) B) C) D) E) F > F-1 Ca+2 < Ca Al+3 > Al+2 Cl > Na O-2 < O-1 8. La siguiente especie química A) B) C) D) E) 1s2, 1s2, 1s2, 1s2, 1s2, 2s2, 2s2, 2s2, 2s2, 2s2, 2p6, 2p6, 2p6, 2p6, 2p6, 3s2, 3s2, 3s2, 3s2, 3s2, -4 14X presenta configuración electrónica 3p2 3p4 3p6 3p3 3p1 15

16 9. Cuántos niveles de energía con electrones presenta un átomo que se ubica en el grupo de los gases inertes y que presenta Z igual a 18? A) 3 B) 5 C) 6 D) 7 E) Cuál es el átomo con mayor tamaño en la siguiente lista? A) 2X B) 9Y C) 15R D) 18J E) 20L DMDO-QC04 Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra Web 16