UNID I. TEMA I. TABL PERIOD

REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
UNIVERSIDAD EXPERIMENTAL SUR DEL LAGO “Jesús María Semprúm”
PROGRAMA DE INGENIERÌA DE ALIMENTOS
UNIDAD CURRICULAR: QUIMICA GENERAL.
UNIDAD I
TEMA I. LA TABLA PERIÓDICA. LLENADO DE LA TABLA
PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO,
POTENCIAL DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA,
ELECTRONEGATIVIDAD.
Prof. David Mejias
2011
INTRODUCCION.
La clasificación periódica de los elementos es uno de los mas grandes logros de la
quimica. Esto se debe a que esta clasificación permite ir mas allá de los aspectos
descriptivos para predecir y verificar las propiedades y el comportamiento químico de los
elementos presentes en la naturaleza, a pesar de que esta clasificación periódica no es
perfecta, ha sido de mucha utilidad, facilitando el progreso de la química como ciencia.
PRIMEROS INTENTOS PARA LA CLASIFICACION
PERIODICA DE LOS ELEMENTOS.
A principios del siglo XIX no había suficiente
información sobre los elementos químicos,
especialmente sobre sus pesos atómicos. Este
problema fue abordado principalmente por Jhon
Dalton, quien propuso en 1807, que cuando dos
elementos se combinan para formar un compuesto
químico, un átomo del primer elemento se combina
con un átomo del segundo elemento en una relación
sencilla. Por ejemplo, si el hidrogeno (H), se combina
con el oxigeno (O) para formar agua, el agregado
atómico resultante era HO, (ver Fig, 4.1). De la
misma manera, si el peso atómico del hidrogeno era
considerado 1, entonces el peso atómico del oxigeno
en esta misma escala era 8 y por tanto el peso del
agregado atómico del agua era 9.
Jhon Dalton (1766-1844)
Figura 4.1. Símbolos de Dalton para los elementos y compuestos. Los números no
identificados en la figura corresponden a compuestos cuya estructura no estaba bien
determinada para esa fecha. Por ejemplo, agua y amoniaco se los representaba con los
símbolos correspondientes a los números 21 (“átomo de agua”) y 22 (“átomo de
amoniaco) y con el numero 28 (“acido carbónico”).
CONTINUACION.
Las ideas de Dalton fueron refutadas posteriormente por Joseph Gay Lussac y por
Amadeo Avogadro. El ultimo de estos investigadores fue quien hizo avanzar este tema
al distinguir entre átomos y agregados atómicos, a los cuales les dio el nombre de
moléculas. Este investigador propuso que las moléculas están formadas por dos o mas
elementos atómicos. Esto condujo a que ciertos químicos de la época como William
Nicholson y A. Carlisle, llegaran a la conclusión de que la molécula de agua debía
escribirse como H2O y no como HO, abriendo la posibilidad de determinar los pesos
atómicos de los elementos de estas y otras moléculas.
En efecto esos investigadores demostraron con experimentos electroquímicos que un
átomo de oxigeno era 8 veces mas pesado que dos átomos de hidrogeno juntos y por lo
tanto 16 veces mas pesado que un solo átomo de hidrogeno. Esto quiere decir que si el
peso atómico del hidrogeno era 1, entonces el peso atómico del oxigeno debía ser 16 y
no 8 y el peso molecular del agua por lo tanto debía ser 18.
Esta aritmética exacta de los pesos atómicos y moleculares recibiría el reconocimiento de
toda la comunidad quimica en el Primer Congreso Internacional de Quimica, realizado en
Karlsruhe, en 1860. A partir de entonces aparecerían las primeras clasificaciones
periódicas de los elementos; algunas de ellas serán discutidas a continuación.
• PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN
PERIÓDICA.
• Actualmente se conocen 116 elementos químicos
(tipos de átomos), de los cuales 90 se dan en la
naturaleza. El resto han sido creados en el
laboratorio
a partir de otros átomos. Sin embargo,
El descubrimiento de nuevos elementos,
planteaba un
nuevo reto
para los
químicos.
Era
hasta
1700
solo
se
conocían
12 elementos. Fue
necesario organizar la información que se tenia
con
introducción
métodos para medir con
de cadalaelemento
en un sistemade
común
basado en alguna característica común. Se
precisión
reacciones
cuando se pudieron aislar
estudiaban
en las
aquel
entonces
tanto
propiedades físicas
como (densidad, como
punto de el hidrogeno (1766),
nuevos
elementos
fusión, punto de ebullición etc) químicas
(capacidad de reaccionar
con otros
elementos, (1774), etc. Durante el
nitrógeno
(1772),
oxigeno
principalmente con el oxigeno).
siglo
gracias
al aporte
LavoisierXIX,
clasifico
los 33 elementos
que se de las leyes ponderales
conocían
para suatómica
época en metales
y no
y
la
teoría
de
Dalton,
hacia 1829 el numero
metales, atendiendo a su capacidad de
conducir
la corriente eléctrica
y al tipo de oxido
de
elementos
conocidos
creció hasta 55.
que formaban.
Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794)
•
PRIMEROS
INTENTOS
DE
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA.
•
En 1829, el alemán Johann
Döbereiner (1870-1849), resaltó
la existencia de algunos grupos
de
tres
elementos
con
propiedades similares: (Ca, Sr y
Ba); (Cl, Br e I); (S, Se y Te). A
estos grupos los llamo triadas.
Johann Döbereiner (1870-1849)
En 1862, el francés Alexander de
Chancourtois descubre que, al
colocar los elementos por orden de
masas atómicas alrededor de un
cilindro, formando una espiral
(espiral telúrica), los elementos
que estaban en la misma vertical
tenían propiedades parecidas.
Solo se cumplía con los primeros
elementos.
Alexander de Chancourtois (1820-1886)
•
•
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE NEWLANDS
En 1864, el químico inglés John Newlands publicó el primero de un grupo de ensayos
acerca de la clasificación periódica de los elementos químicos. En estos ensayos se
organizaban, por primera vez, a los elementos de acuerdo a los valores de sus pesos
atómicos. Figura 4.2. Newlands, observa que las propiedades se repiten periódicamente
cada ocho elementos. A estos grupos les llamo octavas, por su parecido con las notas
musicales
Note que en dicha tabla, se organizaban los
elementos en grupos de siete. Aquellos que
formaban parte del mismo grupo aparecían
ubicados sobre la misma línea vertical; por
ejemplo: hidrogeno (H), litio (Li), berilio (Be),
boro (B), carbono (C), nitrógeno (N) y oxigeno
(O). Note que algunos símbolos no
corresponden a los actuales y también que
esta clasificación no era correcta ya que en
algunos casos se reunían elementos con
propiedades físico-químicas diferentes, como
cloro (Cl), potasio (K), calcio (Ca), cromo (Cr),
titanio (Ti), manganeso (Mn) y hierro (Fe). Sin
embargo, esta clasificación tiene el merito de
haber sido la primera de su genero.
John Newlands (1837-1898)
Figura 4.2. LA TABLA PERIÓDICA DE NEWLANDS.
•
•
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE MENDELEEV Y MEYER.
Entre 1969 y 1970, el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléev y el alemán Lothar
Meyer, llegan por separado a un sistema de clasificación. En este ensayo proponía el
arreglo de los 60 elementos químicos conocidos para el momento, en función creciente de
sus peso atómicos, los cuales se ordenaban en una tabla similar a la que aparece en la
Figura 4.3 En ella se dejaban vacantes algunos sitios para elementos no descubiertos
hasta ese momento.
Dimitri Ivanovich Mendeléev (1834-1907)
Julius Lothar Meyer (1830-1895)
•
•
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE MENDELEEV.
El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléev publicó su primer ensayo sobre el sistema
periódico en 1869, cuando solo se conocían 60 elementos químicos. En este ensayo
proponía el arreglo de los elementos en función de sus peso atómicos, los cuales se
ordenaban en una tabla similar a la que aparece en la Figura 4.3 En ella se dejaban
vacantes algunos sitios para elementos no descubiertos hasta ese momento.
•
En 1871 Mendeleev, publicó otro ensayo en donde aparecía una Tabla Periódica mucho más completa
que la de su ensayo de 1869; esta se muestra en la figura 4.4. En este ensayo Mendeléev predijo, las
propiedades y valores cuantitativos de algunas características físico-químicas de los elementos
desconocidos que se encontraban debajo del boro, aluminio y silicio. Estos fueron denominados por
Mendeléev como eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio, conocidos posteriormente como escandio (Sc),
galio (Ga) y germanio (Ge) respectivamente.
Tema II. La tabla periódica. Llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas:
radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.
•
Las propiedades del eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio y conocidos posteriormente con
escandio (Sc), galio (Ga) y germanio (Ge) respectivamente. La tabla 4.1, muestra algunos
valores y propiedades predecidas por Mendeléev para uno de estos elementos, el ekasilicio, y los valores y propiedades experimentales encontrados para el germanio. Como se
puede observar, estos valores y propiedades coinciden muy bien. De esta forma
Mendeléev organizo una de las claves que gobierna el estudio de las propiedades físicoquímicas de los elementos.
PROPIEDAD
Eka-silicio
Germanio
Peso atómico g/átomo
72
73,32
Gravedad especifica g/mL
5,5
5.47
0,073
0,076
13
13,22
Gris oscuro
Blanco grisáceo
Calor especifico (Ce)
Volumen atómico
Color
Tabla 4.1. Las propiedades de eka-silicio y del germanio, anticipadas por
Mendeléev en 1871 y descubiertas por C.A. Winler en 1886 respectivamente.
ESPECTROS DE RAYOS X, NUMERO ATOMICO Y EL APORTE DE
MOSELEY PARA LA CLASIFICACION PERIODICA
•
De acuerdo a Mendeléev, el patrón subyacente para la clasificación periódica de los
elementos era el peso atómico. Ahora bien ¿es esto estrictamente correcto? ¿Tiene
sentido el creer que todas las propiedades físico-químicas de los elementos están
condensadas en el peso atómico? Y si esto es verdad ¿Como se podría diferenciar dos
elementos con pesos atómicos muy parecidos, pero con propiedades físico-químicas
diferentes? Por ejemplo, ¿Como se podría diferenciar el cobalto (Co) del níquel (Ni), cuyos
pesos atómicos son 58,93 y 58,71 respectivamente?
•
De la misma manera, era difícil entender la relación entre el telurio (Te, con peso atómico
de 127,60 cuyo valor Mendeléev pensó que no era correcto) y el yodo (I, con peso atómico
de 126,90), donde el orden de los pesos atómicos, los hacia intercambiables en el sitio que
les correspondía en la tabla periódica. Todo esto sugería que debía haber algo mas
concreto que los pesos atómicos para clasificar sistemáticamente los elementos. Esto se
hacia mas evidente cuando se observaban los espectros de rayosX de los elementos
•
Los primeros estudios para tratar de despejar esas incógnitas fueron llevados a cabo por
Charles Barkla y Charles Albert Sadler en 1908. Estos investigadores bombardearon con
electrones de elevada energía ciertos elementos y encontraron que se emitía radiación
electromagnética de onda corta, bajo la forma de rayos-X. Esta radiación fue registrada en
espectros. Tales espectros estaban constituidos por un fondo continuo y por un número
pequeño de bandas que sobresalían fuertemente sobre el fondo continuo, y las cuales
representaban las características espectrales de cada uno de los elementos figura 4.5.
Charles Barkla (1877-1944)
•
•
EXPERIMENTOS DE MOSELEY.
En 1913, Henry,Gwyn-Jefreys Moseley inspirado en los trabajos de Barkla y Sadler llevó a
cabo estudios más sistemáticos sobre el mismo tópico. La figura 4.6 recoge los espectros
parciales (solo se muestra la serie K) de uno de estos estudios. En este estudio se
caracterizaron los elementos Ca, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni y Cu. Note que la serie K se
descompone en Kα y Kβ para cada uno de los elementos. Note también que la longitud de
onda asociada con estas líneas decrece de una manera regular cuando aumenta el
número atómico de estos elementos.
•
•
EXPERIMENTOS DE MOSELEY.
Los resultados de estos estudios junto con otros, fueron utilizados por Moseley para
postular que la frecuencia (ν, o sea el valor de la velocidad de la luz c, dividido por el valor
de la longitud de onda λk de alguna de las dos radiaciones Kα o kβ) se podía relacionar
con un número entero (Z) a través de la ecuación:
√ν = a(Z-b)
•
Donde a y b son constantes, y Z es el número atómico de un elemento particular. Para
explicar el significado físico de la ecuación anterior Moseley utilizo el conocido modelo
atómico de Bohr, en el cual los electrones de un átomo se mueven en orbitas circulares
alrededor del núcleo. Cuando estos electrones son excitados por fuentes de alta energía
se desplazan de sus orbitas o niveles de energía fundamentales, hacia niveles
energéticos superiores. Estos electrones sufren posteriormente transiciones reversibles,
en los cuales emiten fotones de rayos-X. Las transiciones que ocurren cuando algunos de
estos electrones descienden al nivel energético n1 procedentes de los niveles energéticos
n2, n3, n4,…etc, producen las bandas asociadas con la radiación K. De la misma manera,
las transiciones electrónicas al nivel n2 procedentes de los niveles n3, n4, n5,…etc,
producen las bandas asociadas con la radiación L y así sucesivamente. El valor de la
frecuencia emitida en cualquiera de las transiciones electrónicas que hemos descrito
puede escribirse, con las ecuaciones que se muestran en la siguiente lamina.
•
•
•
•
•
LA TABLA PERIÓDICA EXTENDIDA.
En la literatura hay un gran número de tablas periódicas modernas. Cada una de ellas
muestra las tendencias y relaciones físico-químicas que los autores consideraron más
importantes. Sin embargo, la siguiente tabla periódica Tabla 7.1 nos permitirá ver que: las
propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se arreglan
en orden creciente de números atómicos y no sus pesos atómicos.
El arreglo periódico se basa en los grupos y periodos, es decir, los grupos de la tabla
periódica de Mendeléev de 1871 son separados en 18 columnas verticales, las cuales son
llamadas familias o grupos.
Estas familias dependen del numero atómico, del peso atómico y de la configuración
electrónica de los orbitales s, p, d y f de los elementos. Por ejemplo, los gases inertes (He,
Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se encuentran en el extremo derecho de la tabla reflejando sus
números atómicos, sus pesos atómicos y su configuración electrónica.
Es importante tambien senalar que hay siete filas horizontales, las cuales se llaman
periodos. El primer periodo contiene dos elementos (H y He), el segundo y tercer
contienen 8 elementos cada uno (de Li hasta Ne, y de Na hasta Ar), el cuarto y quinto
periodo contienen 18 elementos cada uno (de K hasta Kr) y de Rb hasta Xe), mientras
que el sexto y el septimo tienen 32 y 17 elementos (de Cs hasta Rn y de Fr hasta Lw),
respectivamente.
•
•
CONTINUACION DE LA TABLA PERIÓDICA EXTENDIDA.
Para mantener la simplicidad, 15 elementos que aparecen en el sexto y séptimo periodos
se colocan fuera del cuerpo central de esta tabla. Estos elementos forman las serie de
lantánidos (de La hasta Lu) y la serie de actínidos (de Ac hasta Lw).
•
Este arreglo de los elementos en una tabla periódica, también permite clasificar a los
elementos en grupos tales como el de los elementos típicos representativos y el de los
elementos de transición interna. También se pueden separar los elementos en metales,
no metales y no metales. Veremos mas adelante que todo esto guarda mucha relación
con la configuración electrónica de los elementos. Lo grandioso de la tabla periódica es
poder predecir el comportamiento físico-químico de un elemento con solo saber a que
grupo y a que periodo pertenece y que hoy día todo esto puede ser explicado según el
arreglo de sus electrones en torno al núcleo.
Tema II. La tabla periódica. Llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas:
radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.
•
•
•
RADIO ATOMICO.
Se puede definir como la distancia con la que
contribuye un átomo al formar enlaces covalentes
o enlaces metálicos.
El radio atómico de un átomo generalmente
aumenta dentro de un grupo o familia de arriba
hacia abajo. Así, los átomos de yodo son más
grandes que los de bromo y los átomos de
potasio son más grandes que los de sodio. En un
periodo el radio atómico aumenta de derecha a
izquierda.
•
•
POTENCIAL DE IONIZACIÓN.
Es una medida de la energía necesaria para
remover un electrón de un átomo gaseoso neutro
y formar un ión positivo: Ejemplo:
•
X(g)
•
En el SI la unidad de medida es kj/mol, aunque
todavía se usan otras unidades como la kcal/mol
y el electrón voltio. Así por ejemplo la energía de
ionización del litio (configuración electrónica 1s2
2s1) es 520 kj/mol (124,3 kcal/mol), lo cual indica
que es necesario suministrar 520 kj para remover
un mol de electrones 2s de un mol de átomos de
litio.
d
p
d
p
s
f
+ Energía de ionización → X+(g) + e-
s
f
•
•
•
•.
•
•
ELECTRONEGATIVIDAD.
A cada elemento se le ha signado un número
positivo llamado electronegatividad y que
representa la habilidad de un átomo para atraer y
sostener los electrones de enlace. Se cree que la
electronegatividad depende de la afinidad
electrónica y la energía de ionización de un átomo.
La electronegatividad aumenta al recorrer un
periodo de izquierda a derecha y al ir de abajo
hacia arriba. Diferencia > a 1,7 el enlace es
iónico; entre 1,7 a 0,4 covalente polar y < a 0,4
covalente.
AFINIDAD ELECTRONICA.
Afinidad electrónica es la cantidad de energía
absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa
para formar un ión con una carga eléctrica de −1.
Si la energía no es absorbida, si no liberada en el
proceso, la afinidad electrónica tendrá, en
consecuencia, valor negativo tal y como sucede
para la mayoría de los elementos químicos ; en la
medida en que la tendencia a adquirir electrones
adicionales sea mayor, tanto más negativa será la
afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el
elemento que con mayor facilidad adquiere un
electrón adicional, mientras que el mercurio es el
que menos.
Aunque la afinidad electrónica parece variar de
forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla
periódica , se pueden apreciar patrones. Los no
metales tienen afinidades electrónicas más bajas
que los metales , exceptuando los gases nobles
que presentan valores positivos por su estabilidad
química.
d
p
s
f
d
s
f
p
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LINUS PAULING
PERIODICIDAD EN LA VALENCIA.
• El término valencia se usa para describir el poder que tiene un elemento para
combinarse con otro. El átomo que se emplea como referencia es el hidrógeno y
por lo tanto la valencia de un elemento se define como el número de átomos de
hidrógenos que se pueden combinar con un átomo de ese elemento; así, por
ejemplo, el átomo de bromo en el HBr es monovalente.
• También se puede definir la valencia como: el número de electrones que un átomo
puede ceder, recibir o compartir. Así en el NaCl, el Na es monovalente porque
pierde un electrón y el Cl es también monovalente porque gana un electrón.