TEORAS QUMICAS I Periodicidad qumica Julie Gesselle Benavides

TEORÍAS QUÍMICAS I Periodicidad química Julie Gesselle Benavides Melo 2017 - 2

1. - Antecedentes al sistema periódico Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación. a) Triadas de Döbereiner (1829): Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas:

El anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros. Octavas de Newlands (1865). El químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837 -1898) ordena los elementos conocidos en orden creciente de peso atómico y observa que si se empieza a contar a partir de alguno de ellos, el octavo elemento tiene propiedades similares al inicial. A este hecho, Newlands le llamó la Ley de las Octavas como analogía con la escala musical

Hacia finales de la década de 1860 aparecieron publicados trabajos con diferentes enfoques pero conclusiones sorprendentemente similares: el del químico alemán Julius Lothar Meyer (1830 -1895) y el del científico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 -1907 ). La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces

Las propiedades de los elementos químicos varían sistemáticamente con la masa atómica Tabla periódica de Mendeleiev Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge), al que Mendeleiev llamó ekasilicio. Cuando todavía en vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas por éste, su clasificación periódica adquirió gran prestigio.

Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel. Hoy sabemos que las masas atómicas estaban bien medidas y que el problemas era el criterio de clasificación hasta entonces usado. 2. - LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL. En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

“ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas". En los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones Existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) • Posición en la tabla periódica • Reactividad química • Fórmula estequiométrica • Compuestos que forma. . .

3. - ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La tabla periódica está organizada en. a) Periodos o filas: formados por todos los elementos cuyo nivel energético superior es el mismo Hay siete periodos, el primero con dos elementos el segundo y tercero con 8 , el cuarto y el quinto con 18, y el sexto con 32. El séptimo todavía está incompleto(32) b) Grupos o familias: elementos que presentan una configuración electrónica similar en su nivel más alto. Agrupa elementos con propiedades químicas semejantes Divide a la tabla en 4 bloques

• Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos: 1 ( metales alcalinos y 2 ( alcalino-térreos) • Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 (boroideos), 14(carbonoideos), 15(nitrogenoideos), 16(anfígenos), 17(halógenos), 18( gases nobles) A los elementos de estos dos bloques se les llama elementos representativos ( electrón diferenciador en orbital s o p)

• Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12. La configuración es ns 2(n-1)dx y se les llama Elementos de transición • Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla. La configuración electrónica es ns 2(n-2)fx Son los elementos de transición interna Dos grupos : los lantánidos y los actínidos

Grupos Bloque Grupo 1 s 2 13 14 15 p 16 17 18 d 3 -12 f Nombres Alcalino-térreos Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles Elementos de transición El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) Config. Electrón. n s 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 n s 2(n– 1)d 1 -10 n s 2 (n– 1)d 1(n– 2)f 1 -14 11

4. - PROPIEDADES PERIÓDICAS 4. 1 Radio atómico y radio iónico. El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento, existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X.

Carga nuclear efectiva (Zef. ). Este concepto tiene en cuenta la carga real que afecta al último nivel ocupado o capa de valencia. Se refiere a la verdadera carga que “sufre” el último nivel objeto de estudio. Este valor es el que tenemos que tener en cuenta a la hora de hacer un estudio sobre las fuerzas atractivas basadas en la ley de Coulomb. La Zef: -Aumenta al aumentar la carga nuclear (protones), Z. -Disminuye con el número de electrones internos (apantallamiento), S. Zef= Z-S(apant) *Como aproximación podríamos considerar que cada electrón en un nivel más interno, neutraliza la carga de un protón del núcleo.

En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo pues existen más capas de electrones. Aumento del radio atómico Radio iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones. Se miden generalmente en un sólido iónico

Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión electrónica). Esta disminución es importante en metales alcalinos y alcalinotérreos Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES

En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga. COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES

4. 2. -ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI). También llamado potencial de ionización. “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión”. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI 1), 2ª EI (EI 2), . . . según se trate del primer, segundo, . . . e– extraído. Cada ve cuesta más arrancar los electrones y las EI serán mayores En un grupo la EI disminuye al aumentar Z pues el último electrón se coloca en orbitales cada vez más alejados En un periodo aumenta hacia la derecha ya que al estar en el mismo nivel la mayor carga positiva atrae más a los electrones Aumento en la Energía de ionización Haz clic en la imagen para verla ampliada

4. 3 AFINIDAD ELECTRÓNICA “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma un anión”. Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la energía de ionización, hablamos de 1ª, 2ª, … AE. En un grupo la afinidad electrónica (en valor absoluto) disminuye a medida que aumenta el número atómico

4. 4 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los e– de otros átomos a los que está enlazado. Está relacionada con EI y AE. La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias y hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor “Z*” y una menor distancia. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0, 7 (Fr) y 4 (F). Aumento de la electronegatividad

A mayor electronegatividad menos tendencia a ceder electrones y mucha a captarlos, son buenos oxidantes y se les llama no metales A menor electronegatividad mayor tendencia a ceder electrones y se les llama metales En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling: Covalente no polar -> �� EN < 0, 4 Covalente polar -> 0, 4 ⩽�� EN ⩽ 1, 7 Iónico -> �� EN>1, 7

Compuesto Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace F 2 HF Li. F

A mayor electronegatividad menos tendencia a ceder electrones y mucha a captarlos , son buenos oxidantes y se les llama no metales A menor electronegatividad mayor tendencia a ceder electrones y se les llama metales 5. - ESTADO DE OXIDACIÓN Número de electrones que un átomo tiende a ganar , perder o compartir para conseguir una configuración electrónica estable, es decir -Un gas noble -Presentar los subniveles llenos o semillenos

REACTIVIDAD Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: · Disminuye al avanzar en un período · Aumenta al descender en el grupo Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad: · Aumenta al avanzar en un período · Aumenta al ascender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables