UNIVERSIDAD AUTNOMA DEL ESTADO DE MXICO UNIDAD ACADEMICA

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DEL ESTADO DE MÉXICO UNIDAD ACADEMICA PROFESIONAL ACOLMAN LICENCIATURA EN INGENERIA QUÍMICA Unidad de aprendisaje : TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS UNIDAD I Mtra. Blanca Gabriela Cuevas González Agosto-2018 1

Objetivo de la unidad de aprendizaje Proporcionar a los estudiantes conocimientos básicos de química inorgánica para la interpretación de las propiedades fisicoquímicas, reactividad y tendencias de elementos distintivos de los diferentes grupos de la tabla periódica, así como fortalecer y desarrollar habilidades, actitudes y valores que les permitan trabajar de manera individual o en equipo para la resolución de problemas relacionados con los criterios normativos del aseguramiento de la calidad, métodos y técnicas aplicadas en su labor incluyendo reactivos o insumos, procedimientos y resultados; introducirlos en la problemática del incumplimiento de normas y criterios de calidad en su labor relacionada con el diagnóstico clínico, preservación y conservación del ambiente, así como reconocer algunos residuos contaminantes que generan el deterioro ambiental. Con una visión de respeto orientada a la calidad en el trabajo, la perseverancia y tolerancia, así como la disposición a aprender. 2

Objetivo de la Unidad II Identificación de las propiedades fisicoquímicas de los diferentes grupos de la tabla periódica 3

4

Números cuánticos El primer número cuántico, o número cuántico principal, n, designa el nivel de energía principal. Este número toma valores enteros naturales a partir de la unidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía del electrón y se localizará a mayor distancia del núcleo. n = 1, 2, 3, 4, . . . 5

Números cuánticos El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos. Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en cada nivel n hay l subniveles. n=1 l=0 n=2 l = 0, 1 n=3 l = 0, 1, 2 n=4 l = 0, 1, 2, 3 Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los subniveles: valor de l 0 1 2 3 Subnivel s p d f sharp principal difuse fundamental 6

Números cuánticos Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo depende de n. Para los átomos con más de un electrón, la energía depende tanto de n como de l. n l subnivel 1 2 3 4 0 0 1 2 3 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 3 d 4 s 4 p 4 d 4 f 7

Números cuánticos Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que se diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los valores de m, van desde –l hasta + l de unidad en unidad: ml = -l. . . , 0, . . . , +l Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles: n 1 2 l 0 0 1 3 4 0 1 2 3 ml 0 0 +1, 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 1 s 2 s 2 p (3) 3 s 3 p (3) 3 d (5) 4 s 4 p (3) 4 d (5) 4 f (7) 8

Capacidad y energía de los niveles n l 1 0 2 3 4 0 1 2 3 ml 0 0 +1, 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 3 d 4 s 4 p 4 d 4 f 2 e 6 e 10 e 14 e ms 9

Reglas para ubicar los elementos en la tabla periódica El período se asignará siempre de acuerdo al número cuántico principal más elevado que presente la distribución electrónica. Si en la penúltima capa hay 2 u 8 electrones, el elemento pertenecerá a la serie A, y el grupo será numéricamente igual a la cantidad de electrones que se encuentren. En el caso de tener 1 8 electrones en la penúltima, y 1 ó 2 en la última capa, pertenecerá a la serie B y el grupo será 1 ó 2 de acuerdo a la cantidad de electrones presentes en la última. En el caso de tener 1 8 electrones en la penúltima y más de 2 en la última, será la serie A, y el grupo se asignará de acuerdo a la cantidad de electrones que tenga en la última. Si en la penúltima capa tiene más de 8 pero menos de 1 8, pertenecerá a la serie B; el grupo será igual al número de electrones contenidos en el último orbital "d" y "s", al grupo 8 pertenecerán los elementos que contengan 8, 9 ó 10 electrones.

Átomos con propiedades químicas parecidas físicas y Átomos que coinciden en la estructura electrónica, aunque tengan diferentes números de capas, presentan propiedades similares, a las que se les denomino propiedades periódicas.

Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo Por ejemplo, los elementos del grupo 17 Elemento Flúor Cloro Bromo Yodo Configuración electrónica Configuración más externa 1 s 2 2 p 5 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 4 d 10 5 s 2 5 p 5 ns 2 np 5

Los elementos que tienen una estructura atómica cuyas últimas capas presen orbitales completamente llenos, no presentaran reactividad, es decir no podrán intercambiar electrones, ni cediéndoles o aceptando con otras especies.

Propiedades químicas de los metales: metales Ø Por lo general poseen 1 a 3 electrones de valencia. Ø Forman cationes por pérdida de electrones. Ø Forman compuestos iónicos con no metales. Ø Los metales puros se caracterizan por el enlace metálico. Ø Los metales más químicamente reactivos están a la izquierda y abajo en la tabla.

Propiedades físicas de los metales: metales Ø Altos ptos. de fusión y ebullición. Ø Brillantes Ø Color Ø Alta plateado a gris densidad Ø Formas de sólidos cristalinos.

Propiedades químicas de los no metales Ø Contienen cuatro o más electrones de valencia. Ø Forman aniones por ganancia de electrones cuando generan compuestos. Ø Forman compuestos iónicos con metales. Ø Forman compuestos covalentes con otros no metales.

Propiedades físicas de los no metales Ø Son amorfos. Ø Poseen colores variados. Ø Son sólidos, líquidos o gases. Ø Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Ø Tienen baja densidad.

Configuraciones electrónicas Energía La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel. Orden de llenado por energía 18

Principio de construcción Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las siguientes reglas: 1) Principio de energía mínima. Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos. 2) Principio de exclusión de Pauli. Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital. 3) Principio de máxima multiplicidad de Hund. Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible. 19

Configuraciones electrónicas Elemento Li Na B C N Ne Na Nº Electrones 3 4 5 6 7 10 11 Diagrama de orbitales Configuración electrónica 1 s 2 2 s 1 1 s 2 s 2 1 s 2 2 p 1 1 s 2 2 p 2 1 s 2 2 p 3 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 Electrón de valencia 20

Ejercicio 1. - Describa los 4 números cuánticos para el electrón 5 dz 21 2. - Determine el número de orbitales d ocupados en el Ru 3+ y Ru 4+ 3. - Determine al catión divalente y el número de electrones totales, si éste presenta la configuración electrónica siguiente: 1 s 2, 2 p 6, 3 s 2, 3 p 6, 4 s 2, 3 d 10, 4 p 6, 5 s 2, 4 d 10 4. - Calcule el número total de orbitales p que contiene la configuración electrónica del polonio, 5. - Calcule el número total de orbitales ocupados cuyo valor de n=4 y determine el total de electrones contenidos en ellos, para la especie Eu 3+ (Z=63). 21

Electrones de valencia. Configuraciones electrónicas Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis). Nos sirven para explicar el enlace covalente 22

¿Cómo se relacionan las configuraciones electrónicas con la tabla periódica? 23

La tabla periódica de los elementos 24

La tabla periódica de los elementos Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético. 25

4 f 5 f 26 ns 2 np 5 ns 2 np 4 ns 2 np 3 ns 2 np 2 ns 2 np 1 d 10 d 5 d 1 ns 2 ns 1 Configuración electrónica de los elementos en su estado natural

Configuraciones electrónicas de los iones n s 2 p 6 Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (n s 2 p 6) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración. pierde 1 e gana 7 e Cuando un átomo se ioniza, gana o pierde electrones en el orbital de mayor energía para alcanzar una configuración de gas noble. El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones para conseguir tal configuración. Por ello, el ión Na+ es el estado de oxidación más frecuente (y único) de este metal. 27

Configuraciones electrónicas de los iones pierde 7 e gana 1 e En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea – 1, correspondiente al ión cloruro. 28

Ley periódica Las propiedades de los elementos varían en función de sus números atómicos. 29

Propiedades periódicas relacionadas con reactividad Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado. - Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización. - Afinidad electrónica. - Electronegatividad. 30

Relaciones periódicas entre los elementos Las propiedades de los elementos están relacionadas con su configuración electrónica y con su posición en la tabla periódica. 31

Elementos del Grupo 1 (ns 1, n 2) Familia 1 A M Incremento de la reactividad 2 M(s) + 2 H 2 O(l) 4 M(s) + O 2(g) M+1 + 1 e 2 MOH(ac) + H 2(g) 2 M 2 O(s) 32

Elementos del Grupo 1 (ns 1, n 2) Familia 1 A 33

Grupo 1 de la Tabla Periódica: Metales Alcalinos Este grupo está formado por seis elementos. El hidrógeno a pesar de no ser un metal alcalino, generalmente es incluido en este grupo debido a su configuración electrónica. Pero para efectos de este artículo, solo nos referiremos a los metales alcalinos. El grupo incluye al litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Su nombre proviene de las propiedades alcalinas que estos presentan.

Todos estos elementos presentan un solo electrón en su nivel energético más externo, con disposición a perderlo, esto ocurre debido a que poseen poca afinidad electrónica, y baja energía de ionización, por lo que forman un ion monopositivo. Propiedades físicas Son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados Muestran densidades muy bajas. Presentan puntos de fusión bajos, esto se debe a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos. Esta propiedad decrece según se desciende en el grupo. Al ser el litio el más blando, este presenta menor punto de fusión. Estado elemental del sodio (Na)

• La reactividad de estos elementos aumenta a medida que se desciende en el grupo. • Son reductores eficaces. Sus óxidos e hidróxidos son básicos. • Reaccionan con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo produciendo los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes. • Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.

También se emplea en la elaboración de vidrios especiales y en la preparación de esmaltes para la cerámica. Se utiliza ampliamente en la elaboración de pirotecnia, debido al color rojo brillante que presenta su llama. Otra aplicación industrial del sodio, es También se utiliza el litio en la fabricación de en la elaboración de combustibles baterías eléctricas y como aditivo en algunos para motores, en la producción de tetraetilo de plomo, que es un lubricantes. elemento antidetonante para evitar que los combustibles gasificados exploten por la compresión. Por su parte, el nitrato sódico (Na. NO 3) se emplea en la preparación de un medicamento dilatador de los vasos sanguíneos coronarios.

Sodio El sodio se emplea en la elaboración de agentes blanqueadores, en la fabricación del índigo. Es usado para fabricar lámparas de vapor de sodio, las cuales son fácilmente identificable por su luz de color amarillento. El compuesto más común de sodio es la sal común o cloruro de sodio (Na. Cl), y se utiliza desde la antigüedad como potenciador del sabor de los alimentos y en la conservación de los mismos. Cloruro de sodio sal Cloruro de sodio o sal de mesa

Potasio. El potasio es usado ampliamente en la producción de fertilizantes. Como los iones de potasio son una parte importante en la nutrición de las plantas, los cultivos y los árboles deben ser cultivados en suelos con altas concentraciones de los mismos. El cloruro de potasio, sulfato de potasio y nitrato de potasio se emplean en la agricultura, horticultura y cultivos hidropónicos. El cloruro de potasio se usa en las cirugías de corazón (cuando el corazón se detiene y se vuelve a reactivar) y en las inyecciones letales para detener el corazón. Cultivos

La sal de Rochelle, que contiene potasio, es el principal componente en polvo de hornear. El bromato de potasio se agrega a la harina para hacerla más fuerte y aumentar su densidad. El bisulfato de potasio, se utiliza para conservar los alimentos (exceptuando las carnes), vino y cerveza. Así mismo se puede utilizar para limpiar y decolorar telas y teñir el cuero. El hidróxido de potasio es una base fuerte, que se emplea en las industrias y laboratorios de ciencias para neutralizar los ácidos y hacer sales de potasio. También se añade a las grasas y aceites para hacer jabón. El hidróxido de potasio se emplea para elaborar jabones

Rubidio. El rubidio se emplea en células fotoeléctricas y para ciertos catalizadores. El isótopo Rb-87 se utiliza en la determinación de la edad geológica de rocas con más de 100 millones de años de antigüedad. En medicina es empleado para la tomografía por emisión de positrones, el tratamiento de la epilepsia y la separación por ultracentrifugado de ácido nucleicos y virus. Imagen de una tomografía por emisión

Cesio Las sales de cesio se han utilizado en medicina como agentes antishock después de la administración de drogas de arsénico. El cesio se emplea en rayos-X, fotocélulas y como catalizador. También se emplea en la eliminación de trazas de aire en tubos de vacío. Por su parte, el isótopo 137 -Cs (obtenido en barras de combustible de reactores) se emplea como fuente de radiaciones en la terapia El cesio se emplea en medicina para obtener antitumoral. imágenes por rayos x

Francio Comercialmente hablando el francio no tiene mucha utilidad debido a su escasez y a su inestabilidad. Su uso más común es la experimentación e investigación en el campo de la biología y química. El francio es ampliamente estudiado en la ciencia

Elementos del Grupo 2 (ns 2, n 2) Familia 2 A M M+2 + 2 e- Be(s) + 2 H 2 O(l) Mg(s) + 2 H 2 O(g) Mg(OH)2(ac) + H 2(g) M = Ca, Sr, o Ba Incremento de la reactividad M(s) + 2 H 2 O(l) No hay reacción en frío 44

Elementos del Grupo 2 Familia 2 A 2 (ns , n 2) 45

Elementos del Grupo 3 (ns 2 np 1, n 2) Familia 3 A 4 Al(s) + 3 O 2(g) 2 Al(s) + 6 H+(ac) 2 Al 2 O 3(s) 2 Al 3+(ac) + 3 H 2(g) Elementos del Grupo 3 A (ns 2 np 1, n 2) 46

Elementos del Grupo 3 (ns 2 np 1, n 2) Familia 3 A 47

Elementos del Grupo 4 (ns 2 np 2, n 2) Familia 4 A Sn(s) + 2 H+(ac) Sn 2+(ac) + H 2(g) Pb(s) + 2 H+(ac) Pb 2+(ac) + H 2(g) 48

Elementos del Grupo 4 (ns 2 np 2, n 2) Familia 4 A 49

Elementos del Grupo 5 (ns 2 np 3, n 2) Familia 5 A N 2 O 5(s) + H 2 O(l) P 4 O 10(s) + 6 H 2 O(l) 2 HNO 3(ac) 4 H 3 PO 4(ac) 50

Elementos del Grupo 5 Familia 5 A 2 3 (ns np , n 2) 51

Elementos del Grupo 6 (ns 2 np 4, n 2) Familia 6 A SO 3(g) + H 2 O(l) H 2 SO 4(ac) 52

Elementos del Grupo 6 (ns 2 np 4, n 2) Familia 6 A 53

Elementos del Grupo 7 (ns 2 np 5, n 2) Familia 7 A X 2(g) + H 2(g) X -1 2 HX(g) Incremento de la reactividad X + 1 e- 54

Elementos del Grupo 7 (ns 2 np 5, n 2) Familia 7 A 55

Elementos del Grupo 8 (ns 2 np 6, n 1) Familia 8 A Niveles ns y subniveles np completamente llenos. Energías de ionización más altas que las de todos los elementos. No tienden a aceptar ni a donar electrones, por lo que difícilmente reaccionan y por eso se les conoce como gases nobles 56

Propiedades de los óxidos M 2 O, M 2 O 3, MO 2 básicos ácidos 57

Radio atómico Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O 2 -, con 1. 40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones. 58

Radio atómico Variación del radio atómico en relación al número atómico. Radio (Å) Aumenta el radio atómico 59

Radios atómicos y radios iónicos Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos. Además suele observarse que rcatión < rátomo Y ranión > rátomo 60

Energía de ionización (k. J/mol) La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa: A(g) A+(g) + e-(g) DH = EI 1 Aumenta E. Ionización 61

Afinidad electrónica Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación d la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo e estado gaseoso: A(g) + e-(g) A-(g) DHge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge: AE = - DHge Valores de DHge 62

Electronegatividad La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). 63

Electronegatividad de Pauling Disminuye la electronegatividad 64

Referencias Butler I. S. , Harrod J. F. , “Química Inorgánica, Principios y aplicaciones” Addison Wesley Longman, 1998. https: //www. biografiasyvidas. com/tema/tabla_periodica. htm https: //www. lenntech. es/periodica/tabla-periodica. htm https: //bibliotecadeinvestigaciones. wordpress. com/quimica/tabla-periodicade-los-elementos-quimicos/ 65