LABORATORIO DE ANLISIS FSICOS Y QUMICOS DEL AMBIENTE

LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS DEL AMBIENTE ACETATOS QUÍMICA INORGÁNICA Margarita Eugenia Gutiérrez Ruiz LAFQA

PROPIEDADES PERIÓDICAS

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer un número suficiente de elementos, como para buscar una clasificación de los mismos, no sólo con objeto de facilitar su estudio, sino también para conducir a nuevos avances en la química.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos de ellos radiactivos)

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (hoy en desuso). Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en: • no metálicos, formadores de ácidos • metálicos formadores de bases • formadores de sales

DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS EDAD ANTIGUA Oro Plata Cobre Hierro Plomo Estaño Mercurio Azufre Carbono SIGLO XVIII SIGLO 1801 - 1850 Cobalto Platino Cinc Níquel Bismuto Magnesio 1735 1746 1751 1753 1755 (1808) Hidrógeno 1766 Flúor 1771 (1886) Nitrógeno 1772 Cloro 1774 Manganeso 1744 Oxígeno 1744 Molibdeno 1778 PERIODO DE Telurio 1782 LA ALQUIMIA Wolframio 1783 Circonio 1789 Arsénico (1824) ~1250 Fósforo 1669 Uranio 1789 Antimonio 1700 (1841) Estroncio 1790 (1808) Titanio 1791 (1910) Ytrio 1794 Cromo Berilio Niobio Tántalo Cerio Iridio Osmio Paladio Rodio Potasio Sodio Bario Boro Calcio Iodo Cadmio Litio Selenio Silicio Bromo Aluminio Torio Vanadio Lantano Erbio Terbio Rutenio 1801 1802 1803 1803 1807 1808 1811 1817 1823 1826 1827 1828 1830 1839 1843 1844 XIX SIGLO XX 1851 - 1900 Cesio Rubidio Talio Indio Helio 1860 1861 1862 1863 1868 (1895) Samario 1870 Galio 1875 Yterbio 1878 (1907) Escandio 1879 Holmio 1879 Tulio 1879 Gadolino 1880 Neodimio 1885 Praseodimio 1885 Disprosio 1886 Germanio 1886 Argon 1894 Europio 1896 Kripton 1898 Neon 1898 Polonio 1898 Radio 1898 (1911) Xenon 1898 Actinio 1899 Radon 1900 1901 - 1939 Lutecio Protactinio Hafnio Renio Tecnecio Francio 1907 1917 (1934) 1923 1925 1937 1939 1901 - 1939 Astato Neptunio Plutonio Curio Americio Prometio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelio 1940 1944 1945 1947 1950 1954 1955 1957

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de combinación del estroncio era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y que estas relaciones también se presentaban con otros elementos. Por lo que propuso la formación de triadas.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos caían prácticamente sobre la misma generatriz pero el diagrama era tan complicado que NADIE LO ENTENDIÓ.

Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendelejew al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos. En síntesis, Mendelejew logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos

• La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Convencido del carácter general de su ley no dudó en dejar vacíos lugares de la tabla, así como invertir el orden del telurio y de suponer dudosos los pesos atómicos de algunos elementos

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico alemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedades.

Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer (a la izquierda) o el ruso Dmitri Mendeleiev. Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta.

En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.

PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ). I II IV Mg = 24 Al = 27. 4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35. 5 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ? Er = 56 ? Yt = 60 ? In = 75. 6 Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63. 4 Zn = 65. 2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79. 4 Br = 80 Rb = 85. 4 Sr = 87. 6 Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118? H=1 Li = 7 Be = 9. 4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23 V Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104. 4 Ru = 104. 4 Pd = 106. 6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137 VI ? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197. 4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210 Tl = 204 Pb = 207

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un nombre provisional formado por un prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecino. También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico. Por ejemplo:

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Fortalezas de la Tabla periódica de Mendelew • Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos. • Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo. • Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química descriptiva.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA • El hidrógeno no tiene un sitio adecuado • La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas). • No se establecen relaciones cuantitativas.

TIPOS DE TABLAS PERIODICAS

Representaciones gráficas de la Tabla periódica • Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleev y Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica. La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semi-larga.

2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 5 d 6 p 7 s 6 d

s 1 s 2 PERIODO 1 s s 2 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 2 s 2 p 2 3 p 3 3 d 4 p 4 4 d 5 p 5 6 p 6 3 s Metales de transición 4 s 5 s Metales de transición inertes 6 s 4 f 5 d 7 s 5 f 6 d f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 Elementos Representativos 7

s p d f Forma extra- larga s p d f Forma larga PERIODO s 1 s 2 1 s s 2 2 s 3 s 4 s 5 s p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 Metales de transición 3 d 4 d Metales de transición inertes 6 s 7 s 4 f 5 f f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 5 d 6 d f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d 3 Elementos Representativos d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 2 p 3 p 4 p 5 p 6 p 2 3 4 5 6 7

Tabla periódica semilarga • Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia

Tabla periódica Hay parecidos entre los elementos de diferentes familias, cuando la relación carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo: (n-1)d 1 ns 2 np 1

Tabla periódica • Este formato de tabla saca los 14 elementos que siguen al lantano y los 14 elementos que siguen al actinio • Pone en evidencia el bloque de los elementos que orbitales s en la capa de valencia, los p, los d y los f.

Periodicidad • • En un periodo n = constante pero aumenta Z ( número de protones) lo que genera: Disminución de tamaño Aumento de la energía de ionización Aumento de la carga nuclear efectiva

Las propiedades periódicas

Número atómico • El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

Número atómico Aumenta

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Energía de ionización: • Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro o de un ión gaseosos • M (g) M+ (g) + 1 e • Aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajo

E. E I. I @@ 2 * 2* 22 ZZ n n 2 e æ e ö ç 2 a 0 ÷ è 2 a ø

PRIMERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIO SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACIÓN TERCERA ENERGIA DE IONIZACIÓN 124 kcal mol-1 1740 kcal mol-1 2806 kcal mol-1 3+ 3+ 3+ Primer electrón Li Li+ + e- Segundo electrón Li+ Li 2+ + e- Tercer electrón Li 2+ Li 3+ + e-

Li Be B C N O F En un periodo n es constante, aumenta Z* y E. I. aumenta k. J mol -1 Li Be B C s 1 s 2 p 2 s 0 s 1 s 2 p 1 520. 3 899. 5 800. 6 1086. 4 N O F s 2 p 3 s 2 p 4 s 2 p 5 s 2 p 2 s 2 p 3 s 2 p 4 1402. 3 1314. 0 1681. 0

PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Afinidad electrónica • Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un electrón • X(g) + 1 e- X-(g) H = - afinidad electrónica

Afinidad electrónica • Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa). • Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño. Aumenta

ELECTRONEGATIVIDAD

Electronegatividad • Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo • La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad

Electronegatividad • Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X) • Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es: • Xa-Xb = 0. 208 [ Dab-(Daa. Dbb)1/2] ½ • Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares

Electronegatividad • Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como • Xm = (AE + EI)/2 • Alfred y Rochow definieron la electronegatividad • Xm = (Z*e)/r x 100

Electronegatividad • Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. • Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

Electronegatividad

F 4 O H N C Período 1 3 Cl B S Be P Si Li Al 2 Período 3 1 Mg Na Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0. 7, Cesio Valores de Pauling Período 2

ELECTRONEGATIVIDAD 1 2 2. 1 Hidrógeno 3 4 5 6 7 8 9 1. 0 1. 5 2. 0 2. 5 3. 0 3. 5 4. 0 Litio Berilio Boro Carbono H Li Na Período 1 Be Mg B Al C Si O N P Oxígeno Período 3 S Flúor F Cl Neón 4 3 2 1 Valores de Pauling Período 2 Nitrógeno Helio 10

Electronegatividad para los elementos representativos H Aumenta 2. 1 Li Be B C N O F 1. 0 1. 5. 2. 0 2. 5 3. 0 3. 5 4. 0 Na 0. 9 Mg 1. 2 Al 1. 5 Si 1. 8 P 2. 1 S 2. 5 Cl 3. 0 K 0. 8 Ca 1. 0 Ga 1. 6 Ge 1. 8 As 2. 0 Se 2. 4 Br 2. 8 Rb 0. 8 Sr 1. 0 In 1. 7 Sn 1. 8 Sb 1. 9 Te 2. 1 I 2. 5 Cs 0. 7 Ba 0. 9 Tl 1. 8 Pb 1. 8 Bi 1. 9 Po 2. 0 Xe 3. 1

• El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión: • El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es no-polar • Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar. • A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos. Enlace H C H N H O H F Diferencia de electronegatividades 0. 4 0. 9 1. 4 1. 9 Carácter iónico porcentual bajo 27% 33% 41% Li F 3. 0 87%

CARGA NUCLEAR EFECTIVA

Carga nuclear efectiva ( z* ) • Los electrones más cercanos al núcleo “tapan” la carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor. La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z*

Carga nuclear efectiva Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene: Z* = Z - Donde: Z es el número atómico del elemento. Constante de apantallamiento

Z* = Z - F Para calcular la constante de apantallamiento : 1. En un orbital ns o np 1. 1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1 s) (2 s 2 p) (3 s 3 p) (3 d) (4 s 4 p) (4 d) (4 f) (5 s 5 p). . . 1. 2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta. 1. 3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0. 35 1. 4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0. 85 1. 5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, . . . , contribuyen con 1. 0

Z* = Z - F Para calcular la constante de apantallamiento s: 2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s : 2. 1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1 s) (2 s 2 p) (3 s 3 p) (3 d) (4 s 4 p) (4 d) (4 f) (5 s 5 p). . . 2. 2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada no apantallan. 2. 3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f) apantallan con 0. 35. 2. 4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con 1. 00

Ejemplos de cálculos de Z* 1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7 N 1. 1 1 s 2 2 p 3 (1 s)2 (2 s, 2 p)5 1. 2 s = (4 x 0. 35) + 2 (0. 85) = 3. 10 1. 3 Z* = 7 - 3. 10 = 3. 9 2. Considerando un electrón 3 d del 30 Zn 2. 1 (1 s)2 (2 s, 2 p)8 (3 s, 3 p)8 (3 d)10 (4 s)2 2. 2 s = (9 x 0. 35) + (18 x 1. 00) = 21. 15 2. 3 Z* = 30 - 21. 15 = 8. 85

Pb = 82 (4 d)10 (4 f)14 (5 s 5 p)8 (5 d)10 (6 s 6 p)4 3 x 0. 35 = 1. 05 18 x 0. 85 = 15. 3 60 x 1. 0 = 60 Suma efecto pantalla = 76. 35 Carga nuclear efectiva para el electrón 6 p del plomo Z* = 82 -76. 35 = 5. 65

RADIOS

El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectiva

Radio atómico Aumentan hacia abajo en un grupo. En cada periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro.

Radio atómico Figura: Radio atómico en la tabla periódica, Enciclopedia Encarta

Radio covalente • Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares. • El radio covalente se considera como la mitad de la distancia entre los átomos de la molécula.

Radio de van der Waals Cl l C Radio covalente Cl Cl Cl C l l Cl C

Radio de van der Waals Cl Cl Radio covalente Cl Cl

Radio iónico Na Na Cl Cl+ + - Cl Cl- + + Na Na Cl Cl- - Cl Cl+ + Na Na - Cl Cl- - Cl Cl+ + Na Na + Na - Cl Cl- De la distancia entre núcleos, ¿cuándo le corresponde al anión y cuánto al catión?

Radio metálico Na Na Na Na Na Na 2 r

ESTADOS DE OXIDACIÓN

PROPIEDADES FÍSICAS

Temperatura ºC 4000 C PUNTOS DE FUSION DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 3000 2000 B Be 1000 0 -273 Li N O F Ne Si Mg 0 -273 Al Na S P Ge Ca 0 -273 K Cl Ar As Se Ga Br Sr Kr Sb Te 0 -273 In Rb Sn I Xe Ba 0 -273 Cs Tl Pb Bi Po At Rn

1 Metales Alcalinos IA 3 Li Tierras Alcalinas IIA 4 Be 11 Na 19 K Gases Inertes VIIIA 2 He H IIIA 5 B Sólidos IVA 6 C Gases VA 7 N VIA 8 O Halógenos VIIA 9 F 10 Ne 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 20 Ca 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 54 Xe 86 Rn Irr 37 Rb 38 Sr 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te (líquido) 53 I 55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At

3 Número atómico Litio + 5 Berilio + + 4 + B 2 + 2+ 2+ + Carbono B B B 2+ 2 + 2 + + + Boro C B C C C B B B Sólidos metálicos 6 B C C C Sólidos covalentes Si 7 Nitrógeno N Oxígeno N 9 8 O Flúor O Gases moleculares F 10 Neón F Ne Gas monoatómico

Punto de fusión • El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. • El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos. • Para los de transición externa existe una tendencia a reducir su punto defusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos. • Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.

Punto de fusión

Punto de ebullición • Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba. • En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel

Punto de ebullición

Ejercicio para aprender las tendencias de las variaciones periódicas

VER ARCHIVO HORIZONTAL Z* E. I. Z* Tamaño Electronegatividad n E. I. Electronegatividad Tamaño n

VER ARCHIVO HORIZONTAL Z* E. I. Z* Tamaño Electronegatividad n E. I. Electronegatividad Tamaño n

Página con gráficas • http: //www. juntadeandalucia. es/aver roes/~jpccec/tablap/properiodicas