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1. MODULO II: TABLA PERIÓDICA I Objetivos: Comprender el trabajo científico que permitió consolidar la tabla periódica moderna Comprender la estructura electrónica de los átomos priorizando en la de los bioelementos. Entender cómo se pueden clasificar y distribuir los elementos según la periodicidad de sus propiedades físico-químicas en la tabla periódica. 1.1. Historia de la Tabla periódica La tabla periódica surge por la necesidad de clasificar los diferentes elementos químicos que iban siendo descubiertos. La tabla periódica moderna es el resultado del esfuerzo de pensadores y científicos que decidieron responder la siguiente pregunta “¿De que esta hecho el universo y como se pueden organizar esos constituyentes? 1.1.1. Clasificación de los cuerpos químicos: (Fechas) Estas primeras formas de clasificación no distinguían entre compuestos o cuerpos simples (elemento). Las formas más representativas de estas clasificaciones son la dualista, la alquimista y la tabla de afinidad. La forma dualista de clasificación fue desarrollada por varios autores, basada en el principios contrarios: el yin y yang del texto Tao te Ching, la teoría ácido-alcalina de van Helmont o la clasificación de elementos electropositivos y electronegativos de Berzelius. Clasificación de los alquimistas: En la edad media los alquimistas proponen una clasificación más amplia, teniendo en cuenta más características, formando así más grupos en la clasificación. Por ejemplo la clasificación de Rhases de los cuerpos minerales: Tablas de afinidad: esta clasificación se basó en la “fuerza oculta” que hace que unas sustancias reacciones o no con otras. De esta forma se crearon tablas de clasificación basadas en la afinidad. 1.1.2. Primer clasificación de los Elementos químicos Para el siglo XVIII Lavoiser generaliza la idea y el concepto de Elemento, llamando así a toda sustancia que los químicos no puedan separar en otras más simples por medios quimicos. Lavoisier presenta sus resultados en su libro “Traité Élémentaire de Chimie” donde presenta 33 elementos agrupados en 4 grupos según su naturaleza y comportamiento químico: sustancias simples pertenecientes a los tres reinos; sustancias simples no metálicas, oxidables y acidificables; sustancias simples metálicas oxidables y acidificables; y sustancias simples terreas salificables) Con base en la clasificación de Lavoiser y utilizando nuevas técnicas analíticas se descubrieron más elementos que empezaron a ser estudiados y clasificados. Durante el siglo XIX el número de elementos conocidos aumento vertiginosamente, la observación de las propiedades físicas y químicas de estos elementos empezó a evidenciar similitudes que daban luces de una posible clasificación. 1.1.3. El peso atómico como base de clasificación de los elementos: basándose en la reciente propuesta de Dalton sobre el átomo, el peso atómico fue la solución para ordenar y clasificar los elementos químicos. 1.1.3.1. Triadas de Dobereiner: Johan Dobereiner en 1817 observo que algunos grupos de tres elementos, organizados de acuerdo a su peso atómico, tenían relación en sus propiedades físicas y química; denominándolos triadas de Dobereiner o ley de las triadas. Dobereiner formula sus triadas al estar trabajando con sulfato de estroncio (SrSO 4): encontró que el peso atómico del estroncio era 50, y que este peso atómico es la media aritmética de los pesos atómicos para el calcio (27,5) y el bario (72,5), además descubrió que la densidad del sulfato de estroncio era la media de las densidades de los otros dos sulfatos (de calcio y bario). Dobereiner continuaría construyendo más triadas con propiedades muy parecidas, donde el peso atómico del átomo central seguía siendo la media de los pesos atómicos de los otros dos elementos, esta son sus triadas: Ésta clasificación así como otras realizadas paralelamente tienen en cuenta el peso atómico y las propiedades similares entre los elementos así organizados, sin embargo no son más que listas de conjuntos aislados de elementos, dejando un vacío en el sistema propuesto. Este problema fue resuelto por un grupo de científicos que trabajando de forma independiente lograron construir el sistema periódico: al ordenar los elementos de acuerdo a su peso atómico de forma creciente, muchas propiedades de los mismos eran recurrentes: encontrando una periodicidad en las propiedades químicas y físicas. Organizados los elementos de esta manera se empezaron a buscar regularidades en la reaparición, cada cierto intervalo, de propiedades similares entre los elementos. 1.1.4. Precursores inmediatos de la tabla periódica: La tabla periódica es el resultado del trabajo científico de diferentes hombres que basados en los resultados de otros continuaron sistemáticamente el accenso hacia un orden sistémico y lógico de los elementos. Aunque fueron Meyer y Mendeleiev los que la consolidan, ellos se posaron sobre los hombros (intelectuales) de un grupo de químicos y físicos que anteriormente habían trabajado en tal sistema. 1.1.4.1. La hélice telúrica de Chancourtois: Alexandre Emile Béguyer de Chancourtois(18201886), profesor de geología y mineralogía en la escuela de minas de Paris, ordeno los elementos según su peso atómico creciente ubicándolos en un cilindro: “Partiendo de que el peso atómico asignado al oxígeno era 16, dividió la circunferencia del cilindro en 16 secciones, con lo que aparecerían en su superficie 16 líneas imaginarias, equidistantes y paralelas al eje del cilindro. Después Chancourtois dibujó una línea helicoidal, inclinada 45° respecto al eje del cilindro, y fue colocando los elementos de peso atómico creciente en esa hélice (en sentido descendente). De esta manera, los elementos cuyos pesos atómicos diferían entre sí aproximadamente en 16 unidades o múltiplos de 16, caían más o menos en la misma línea vertical.” Los resultados fueron asombrosos, ya que los elementos ubicados en la misma línea vertical tenían gran número de propiedades similares. Sin embargo, este modelo de tabla periódica no fue aceptado por la comunidad científica por que al momento de difundirla es una revista científica Chancourtois no público el dibujo de la hélice, dificultando su comprensión. Además incluyo compuestos y aleaciones. 1.1.4.2. Ley de las octavas de Newlands: John Alexander Reina Newlands (1837-1898), fue un químico inglés, que aporto el antecedente más directo de la tabla periódica de Mendeleiev. Su interés por la clasificación de los elementos se debió principalmente a los trabajos que realizo de análisis en química orgánica, buscando así una clasificación de los compuestos orgánicos. Empieza a publicar pequeños artículos sobre clasificación de los elementos donde configuraba tablas teniendo en cuenta el peso atómico de los mismos, notando una repetición de las propiedades de los elementos cada ciertos intervalos regulares. El procedimiento que desarrollo para organizar los elementos consistió en ir colocando los elementos en una tabla y les iba asignando un número de orden (1,2,3…) según el valor creciente de pesos atómicos (anticipando así tácitamente la noción de número atómico). En esta secuencia noto un carácter repetitivo, las propiedades cada cierto número de elementos eran parecidas: en 1865 publico una tabla numerando los elementos, colocándolos en ocho columnas, de tal forma que los elementos quedaban subdivididos en siete familias horizontales. Esta organización se debió a que si empezaba a contar desde un elemento cualquiera, el octavo elemento tenía propiedades similares al inicial. Ley de las octavas fue la maneara como llamo Newlands a este fenómeno, por analogía a la octava en la escala musical. En conclusión, un intervalo de 7 elementos separaba elementos de propiedades similares. 1.1.5. Octava musical: si partimos de una nota cualquiera, por ejemplo «Mi», ocho notas después encontramos otro «Mi» en un tono más agudo o más grave (es decir, una octava más alto o más bajo). Meyer y la clasificación periódica: Julius Lothar Meyer, nacido en Alemania en 1830, desarrollo su actividad académica como docente de física y química, fue esta profesión la que lo llevo a plantear una manera de enseñar las novedades en química de manera clara y sistemática (preocupación compartida también con Mendeleiev). Bajo esta necesidad el químico plantea una primera tabla basada en la valencia de los elementos; publicada en 1894, en un artículo llamado “Las teorías modernas de la química”, presenta esta tabla de 28 elementos ordenados horizontalmente según va variando la valencia. En esta primera edición deja algunos huecos, para elementos aun no descubiertos (al igual que la haría posteriormente Mendeleiev). Espacios vacíos para elementos no descubiertos. En 1870 publica un artículo, como revisión a su primer trabajo, donde ordena la tabla con respecto al peso atómico creciente; formada por 55 elementos ordenados verticalmente, en quince columnas, clasificándose en familias en sentido horizontal. 1.1.6. Sistema periódico de Mendeleiev. Al igual que Meyer, Dmitri Ivanovitch Mendeleiev, percibo la necesidad de presentar los resultados de la química de forma clara y sistemática, para que los estudiantes de química aprendieran de forma más sencilla. Fue este interés didáctico lo que mantuvo el constante esfuerzo, a lo largo de toda su vida, en la construcción de la tabla periódica. Esta preocupación la adquirió en sus estudios en el Instituto Central de Pedagogía donde se formó como profesor de enseñanza secundaria. Para la construcción de su primera tabla periódica (1869), Mendeleiev construyo una ficha por cada elemento conocido hasta el momento, estas fichas constaban del nombre, el peso atómico y las propiedades del elemento. Se dice que en los largos viajes en tren por Rusia, se disponía a ordenar y desordenar estas fichas de diferentes maneras buscando alguna regularidad. Tras repetir y repetir este proceso encontró que las propiedades reaparecían periódicamente al ordenar los elementos según el peso atómico y distribuirlos en unas agrupaciones determinadas. De esta forma Mendeleiev evidencia la ley periódica que sustenta la organización de los elementos en sus tablas periódicas. En 1871 Mendeleiev publica una nueva tabla, donde introduce importantes cambios. Primero que todo, los elementos quedan ordenados según el peso atómico creciente en líneas horizontales (denominadas por él como “series”, y que en la actualidad se conocen como periodos). Así los elementos con propiedades parecidas quedaron situados verticalmente, en columnas, que llamo grupos (a las que numeró de I a VIII). Durante los años 1969 y 1971 Mendeleiev publica su obra Principios de Química, donde expone minuciosamente la tabla periódica organizada con base en la Ley periódica: “Cuando los elementos se estudian en orden creciente de peso atómico la similitud (el parecido) de las propiedades ocurre periódicamente” Ley periódica: “Cuando los elementos se estudian en orden creciente de peso atómico la similitud (el parecido) de las propiedades ocurre periódicamente” Espacios para elementos no descubiertos En una misma serie los elementos se ordenan en orden creciente Puede verse que en la serie 2 se encuentra el elemento Li (Litio) con peso atómico 7, seguido del Be (Berilio) con peso atómico 9.4; así continúan los elementos ordenandos de acuerdo al peso atómico. Como puede observarse en esta (1971) y la anterior tabla Mendeleiev deja espacios vacíos que corresponderían a elementos desconocidos. Además de esto, Mendeleiev se atrevió a predecir las propiedades y el peso atómico de los elementos desconocidos. Fueron necesarios 10 años para ratificar el éxito de Mendeleiev con el descubrimiento de 3 de estos elementos, el Galio, el Escandio y el Germanio, descubiertos por Paul Émile Lecoq, Lars Friedrik Nilson y Clemens Winkler respectivamente. Al estudiar las propiedades de estos elementos, se observa la veracidad de las predicciones realizadas. Pero Mendeleiev fue mucho más allá, para afirmar aún más el sistema periódico necesito que tres elementos (K, Ni y I) se colocaran fuera del orden determinado por el orden creciente de peso atómico. El yodo (I) por ejemplo, debería ser el elemento número 52 sobre la base de su peso atómico; en cambio, le fue asignado el puesto 53 para que así quedara agrupado con otros elementos químicos similares (F, Cl y Br) En la tabla pueden compararse las propiedades predichas por Mendeleiev con las que se encontraron al estudiar estos tres elementos. Sin embargo, el químico ruso fallo en la predicción de otros elementos y sus respectivas propiedades, este es el caso de los hipotéticos elementos newtonio y coronio. 1.1.7. Evolución de la tabla periódica después de Mendeleiev; siglo XX. En el año 1907 muere el químico ruso Dimitri Mendeleiev, a esta fecha ya se había descubierto un total de 85 elementos. Esto gracias al descubrimiento de fenómenos como la radiactividad, los rayos X y nuevas técnicas como la espectroscopia. Aunque estos nuevos elementos descubiertos presentaban retos a la tabla periódica ya consolidada y su sistema, los químicos contaban con una clasificación sistemática de los elementos: los elementos con propiedades similares estaban agrupados, y se observaba una clara periodicidad en las propiedades. Posteriormente, gracias a los trabajos de Joseph John Thomson (1856-1940) que descubrió el electrón, de Wilhelm Conrad Röntgen (1845-1923) que descubrió los rayos X, de Antoine Henri Becquerel (1852-1908) que descubrió la radiactividad, de Ernest Rutherford (1871- 1937) que descubrió el núcleo atómico y los protones, y de los esposos Marie Curie (1867-1934) y Pierre Curie (1859-1906), que estudiaron más a fondo la radiactividad y descubrieron el radio y el polonio (elementos químicos radioactivos), se tuvo una idea acerca de lo que existía en el interior de los átomos. A pesar de estos adelantos científicos todavía no se contaba con pruebas que confirmaran el orden en el que se encontraban dispuestos los elementos en la tabla periódica, ya que por diversas evidencias el peso atómico no era el que impartía esta lógica. La solución a este problema llego con el físico y químico ingles Henry Moseley (1887-1915) que trabajando con espectros de rayos X de los diferentes elementos: observo que la longitud de onda se hacía más pequeña para los átomos más pesados, de esta forma Moseley descubrió que a cada elemento se le podía asignar un número entero, correspondiente al número de cargas positivas en el núcleo, por lo tanto al número de electrones a su alrededor. Así es como se genera el concepto de Número atómico, demostrando que la ubicación de los elementos en la tabla periódica no es algo fortuito, sino que obedecía a la estructura interna del átomo. Teniendo en cuenta el trabajo de Moseley se modificó la definición de la Ley periódica: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas del número atómico”. Ley periódica: “Las propiedades químicas y físicas de los elementos son funciones periódicas del número atómico” Número atómico Peso atómico Símbolo Estructura atómica Nombre Representación del Hidrogeno y el Carbono en la tabla periódica moderna. Observa la distinción entre Número atómico y Peso atómico. Bibliografía: Esteban Soledad. La historia del sistema periódico. Cuadernos de la UNED. Madrid, 2009. Cibergrafía: La tabla periódica nos cuenta su historia. José Adrián Peña Hueso, et all. Sofware Tabla periódica U. Nacional. Primera parte: Principios. Link: http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/html/home.html 1.2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS. 1.2.1. Introducción. La solución de las ecuaciones de Schrodinger y Dirac para átomos de Hidrógeno dieron funciones de onda, que describieron los estados disponibles del electrón en el átomo de Hidrogeno, a raíz de esta demostración se exponen cuatro números cuánticos, importantes en la aceptación de la configuración electrónica permitiendo explicar los niveles de energía de los electrones y las formas de los orbitales para representar descriptivamente la distribución de los electrones en el espacio. Por lo tanto para comprender y esquematizar la estructura electrónica de los átomos es necesario el conocimiento y manejo de la configuración electrónica teniendo como base la comprensión de los números cuánticos. 1.2.2. Breve explicación de los números cuánticos: Niveles de energía del electrón Numero cuántico principal (n): el número cuántico principal describe los niveles de energía, son las capas que ocupan electrones, estos niveles de energía toman valores de números enteros 1,2,3,4… y están relacionados con la distancia que hay de los electrones al núcleo, en relación con determinado nivel energético, eso significa que cuando (n) es un numero grande, mayor es la distancia del electrón en su nivel respecto al núcleo, lo que indica que cuando el nivel energético es mayor sus electrones son más inestables. Ejemplo: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6,7,…. Numero cuántico del momento angular o azimutal (ℓ): en los niveles o capas definidas por el valor n, es posible la existencia de subniveles con formas características. El número cuántico azimutal expresa la forma específica del orbital atómico que puede ocupar el electrón, ℓ, toma valores enteros que van desde o a (n-1) Ejemplo: ℓ = 0, 1,2,……, (n-1) Por tanto, el valor máximo de ℓ es (n-1) y a cada valor de ℓ se designa con una letra y cada letra corresponde a un subnivel diferente y a un orbital con forma distinta. Así si ℓ vale 0 se tiene un subnivel S, en el segundo nivel energético los valores que se permiten de ℓ son 0 y 1, para indicar que en dicho nivel solo hay subniveles s y p. En la tabla periódica podemos diferenciar zonas de llenado electrónico según sea el valor de ℓ Relación del número cuántico secundario y la Tabla Periódica El número cuántico magnético, designado como (mℓ): se encarga de definir la orientación espacial de los orbitales de cada subnivel, el número cuántico mℓ designa a un orbital específico de una subcapa según sea su valor numérico. En el subnivel mℓ toma valores desde -ℓ pasando por cero a +ℓ. Ejmplo: mℓ = (-ℓ),……….,0,………, (+ℓ) El valor maximo de mℓ depende del valor de ℓ, por lo tanto cuando el número cuántico azimutal equivale a ℓ = 1 en designación del subnivel p, Hay tres valores permisibles de mℓ y son -1,0 y +1. En consecuencia con el subnivel p está asociado a tres regiones del espacio distinto, los cuales se denominan orbitales px, pz y py. El número cuántico de espín (s, ms), indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores ½ y -½. 1.2.3. Orbitales atómicos. Los orbitales del átomo se describen como regiones del espacio en las que existe la probabilidad de encontrar un electrón. La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l. Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2) Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). Una vez descritos los cuatro números cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno: El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin es posible para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1s1 En donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación. 1.2.4. Configuración electrónica. Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos son el resultado de dicha configuración electrónica. Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente: Número total de electrones por nivel. Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de un subnivel de electrones puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en el subnivel. Así, el subnivel s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; el subnivel p consiste en tres orbitales con una capacidad total de seis electrones; el subnivel d consiste en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; el sub f consiste en siete orbitales con una capacidad total de catorce electrones. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. ejemplo: Numeros cuanticos, en representacion de la configuracion electronica. ℓ Subnivel: S Subnivel: p Subnivel: d Subnivel: f n Nivel: 1 Nivel: 2 Nivel: 3 Nivel:4 Nivel: 5 Nivel: 6 Nivel: 7 n mℓ Orbitales: 1 Orbitales: 3 Orbitales: 5 Orbitales: 7 ℓ Nivel: 1 Hay un Subniveles: S Nivel: 2 Hay dos Subnivel: s,p Nivel: 3 Hay tres Subniveles: s,p,d Nivel:4 Nivel: 6 Hay cuatro Subniveles:s,p,d, f Hay cuatro Subniveles:s,p,d, f Hay tres Subniveles:s,p,d Nivel: 7 Hay dos Subniveles:s,p Nivel: 5 # De e- por orbital. 2 6 10 14 Para poder utilizar la configuracion electronica con el fin de identificar la estructura del atomo debemos optar por conociemintos previos: Exiaten 92 atomos diferentes que son naturales, cada uno corresponde a un elemnto diferente. Sin embargo estos 92 elementos diferentes estan formados por 3 particulas: Protones (P+), y Neutrones (n°) formadores del nucleo y los electrones (e-) que se ubican alrededor del nucleo en niveles energeticos en el que cada nivel consta de un subnivel y este de orbitales en donde se ubican de manera mas especifica los electrones. Los atomos en estado normal son neutros es desir que el numero de protones es igual al numero de electrones a esto se le conoce como numero atomico y se representa con la letra z. # p+ = #e- = Z, lo que idica que le numero de protones es el que permite distinguir a un atomo de otro. Principio de Exclusión de Pauli El principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo polielectrónico no es posible tener dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos. Si bien los orbitales electrónicos están definidos por tres de los cuatro números cuánticos, n, l, y ml; la restricción del principio de exclusión limita a únicamente dos electrones por cada orbital, ya que ms (Número cuantico de spin) solo posee dos valores. Por lo tanto se establece que dos electrones ubicados en el mismo orbital deben poseer espines opuestos. Es por esto que al escribir las configuraciones electrónicas cada orbital puede albergar como máximo 2 electrones. Ejemplo: Niveles energético s Valencia Principio de pauli: mℓ= (-ℓ),……….,0,………, P=6 N=6 = (+ℓ) Equivale a (2 e-) S= 0 2 e- 4 ep= -1 0 +1 Equivale a (6 e-) 1s2 2s2 2p2 Configuración electronica Diagrama de Lewis Se cumple la ley del octeto, pero al estar enlazado. Principio de pauli: mℓ= = (-ℓ),……….,0,………, (+ℓ) P=1 n=1 S = 0 Equivale a 1 e1 e- 1s1 Estructura de Lewis Configuración electrónica Valencia P=8 n=8 2 e6 eDiagrama de Lewis 1s2 2s2 2p4 Configuración electrónica Principio de pauli: mℓ= = (-ℓ),……….,0,…, (+ℓ) S= 0 (2 e-) p = -1 0 +1 (6 e-) P=7 n=7 2 e5 e- Principio de pauli: mℓ= = 1s2 2s2 2p3 Configuración Electrónica (-ℓ),……….,0,…, (+ℓ) s = 0 (2 e-) Diagrama de Lewis p = -1 0 +1 (6 e-) 5 e2 eP = 15 n = 15 8 e- Principio de pauli: mℓ= = 1s2 2s2 2p4 3s2 3p5 Configuración electrónica (-ℓ),……….,0,…, (+ℓ) s = 0 (2 e-) p = -1 0 +1 (6 e-) Diagrama de Lewis P= 16 n = 16 2 e- 6 e- 8 e- Principio de pauli: mℓ= = 1s2 2s2 2p4 3s2 3p6 Configuración electrónica (-ℓ),……….,0,…, (+ℓ) s = 0 (2 e-) Diagrama de Lewis p = -1 0 +1 (6 e-) Regla de Hund La Regla de Hund postulada por Friedrich Hund como resultado en el estudio de los espectros atómicos enuncia que “al llenar un conjunto de orbitales degenerados, se deberá maximizar el numero de electrones no apareados y dichos electrones tendrán espines paralelos”. Ejemplo: H (z=1) P (z=15) c.e. = 1s2 H+ c.e. 1s2 2s2 2p4 3s2 3p5 c.e. = 1s1 1.3. LA TABLA PERIÓDICA MODERNA. Objetivos específicos Orientar al estudiante en los conceptos básicos de la tabla periódica. Comprender las principales características de los grupos y periodos de la tabla periódica. Entender cómo se pueden clasificar los elementos según la periodicidad de sus propiedades físico-químicas. 1.3.1. Introducción. (“el mapa de los elementos”) En la actualidad, la forma más común de la tabla periódica es la forma larga. En ella, los periodos están formados por aquellos elementos que están ubicados en la tabla en líneas horizontales. La organización es tan delicada o precisa que los elementos químicos y físicos similares (llamados grupos o familias) aparecen en columnas verticales. El primero periodo consiste solo de dos elementos, hidrogeno y Helio. Los periodos siguientes tienen 8, 8, 18, 18, 32 y 32 elementos. 1.3.2. Periodos Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece: Así elementos como el sodio (Na) y azufre (S) que están ubicados en el mismo periodo, el tres (3), tienen tres niveles energéticos. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: Aunque se saltan algunos cuadros del medio, todas las filas van de izquierda a derecha. Cuando se ve una tabla periódica, cada una de las filas (horizontal) se considera un diferente período. En la tabla periódica, los elementos tienen algo en común si están en la misma fila. Todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales atómicos. Los dos elementos del primer periodo tienen un orbital para sus electrones. Todos los elementos de la segunda fila (el segundo período) tienen dos orbitales para sus electrones. Y así continúa hacia abajo en la tabla periódica. Hasta este momento, el número máximo de orbitales de electrones o capas de electrones para cada elemento es siete. Con la excepción del primer periodo cada periodo completo comienza con un metal alcalino (grupo IA), que es un metal altamente reactivo (elemento que fácilmente reacciona con otros para general compuestos), ligero y plateado, y termina con un gas noble (grupo VIIIA), que es un gas incoloro de baja reactividad (posee dificultad para reaccionar con otros elementos). El elemento que se encuentra antes del gas noble (con excepción del primero periodo) es un halógeno (grupo VIIA), que es un no metal muy reactivo. La tabla periódica consta de 7 períodos: Período 1 Período 2 Período Período Período 5 Período 6 Período 7 1.3.3. Los grupos Cuando una columna va de arriba hacia abajo, se llama grupo. Los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones en su orbital exterior. Esos electrones exteriores también se llaman electrones de valencia. Son los involucrados en los enlaces químicos con otros elementos. Cada elemento de la primera columna (grupo uno) tiene un electrón en su capa exterior. Cada elemento de la segunda columna (grupo dos) tiene dos electrones en la capa exterior. A medida que sigue contando las columnas, sabrá cuántos electrones hay en la capa exterior. 1.3.4. Bloques La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f Tomado de: http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos#mediaviewer/Archivo: Periodic_Table_structure-es-estructura_tabla_periodica.svg 1.3.5. Ley periódica y clasificación de los elementos. Establece que al ordenar los elementos químicos de acuerdo con un orden creciente al número atómico sus propiedades físicas y químicas muestran tendencias periódicas. 1.3.5.1. Los gases nobles Los gases nobles son el grupo de elementos que están "felices", porque su capa de electrones exteriores está llena. 1.3.5.2. Elementos de transición Los elementos de la sección del centro se llaman elementos de transición. Son los elementos en los grupos de B de la tabla periódica son conocido como elementos de transición o metales de transición. Se caracterizan por tener electrones en los orbitales d. 1.3.5.3. Elementos representativos Son los elementos en los grupos A de la tabla periódica representativos por tener su “último” electrón en los orbitales s o p. 1.3.5.4. Elementos de transición interna Se conocen como de transición interna donde se adicionan electrones a los orbitales f. Los metales de transición f. Los metales de transición f están localizados entre los grupos IIIB y IVB. CIBERGRAFIA: https://www.youtube.com/watch?v=cJCpujQwpqo https://www.youtube.com/watch?v=yJbIsyJKmWc&index=8&list=PLWsnktd6rNjg3y5dXIsDgMotqxEE9qzB http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/peridica.PDF http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/Periodicidad2.pdf http://www.kapili.com/es/quimica-para-ninos/elemento-tablaperiodica.html Laboratorio Artesanal I. La tabla periódica I. Objetivo: Identificar que las cosas que nos rodean están compuestos por elementos químicos. Justificación: Por medio de experimentos sencillos y con materiales que encontramos en nuestra escuela podemos comprobar que la materia está compuesta por diferentes elementos químicos. El proceso para los diferentes experimentos consiste en apresurar o causar fenómenos que ocurren en la naturaleza como la combustión, la oxidación, etc. Vete preguntando: ¿Qué se necesita para que se produzca el fuego? ¿De qué elementos químicos está compuesta la esponjilla y la avena? Primer experimento. Fabriquemos un compuesto. Materiales: Esponjilla metálica, agua, vaso y Tubo de ensayo. ¿Cómo hacerlo? 1. Coloca un trozo de esponjilla en el fondo del tubo de ensayo y humedécelo con agua. 2. Llena la mitad del vaso con agua y coloca el tubo con la esponjilla, boca abajo, dentro del vaso. Marca el nivel del agua en el tubo de ensayo. 3. Observa la esponjilla al día siguiente. Mira también el nivel del agua en el tubo de ensayo. 4. ¿Qué resultado obtuviste? 4.1. ¿Cuál es la diferencia en la esponjilla al principio de la actividad y al final de ella? 4.2. ¿Qué elementos forman la esponjilla? ¿Qué elementos forman el aire? 4.3. ¿Cuáles de estos elementos se combinan para formar un compuesto? 4.4. ¿Qué te indica el cambio de nivel de agua? 4.5. Averigua el nombre del compuesto que se forma. Segundo experimento. La combustión. Materiales: una vela, un vaso de vidrio transparente y fósforos. ¿Cómo hacerlo? 1. Con ayuda del profesor corta la vela para que quepa dentro del vaso. 2. Ubica la vela sobre el piso de tal forma que quede firme y préndela. 3. Con el vaso tapa la vela. 4. Observa que pasa y anótalo. 5. Dale una explicación al fenómeno que sucedió. Tercer experimento. Comprobemos si los cereales contienen hierro. Primero que todo debes saber que el hierro es uno de los muchos elementos que nuestro cuero necesita para permanecer saludables y que los cereales son una excelente fuente de hierro. Materiales: ½ taza de avena, bolsa plástica pequeña, vasija pequeña, un imán pequeño y pintado de color blanco. ¿Cómo hacerlo? 1. Mira la lista de ingredientes de la avena, para ver si tiene hierro. Problablemente encuentres algo como “CDR de hierro 45%” (CDR significa cantidad diaria recomendada) 2. Pon el cereal dentro de la bolsa plástica y golpéalo hasta reducirlo a pequeños fragmentos. 3. Coloca el cereal fragmentado dentro de la vasija y agrega un poco de agua. 4. Introduce el imán y agita por varios minutos. 5. Retira el imán y mira si recogiste hierro. 6. ¿Qué resultado obtuviste? ¿Cómo compruebas que lo recogido fue hierro? Explica. Laboratorio virtual I. Tabla periódica I. Desarrolla la parte dos (Configuración electrónica, dibujito del átomo) del laboratorio virtual de la tabla periódica, en la página de la universidad nacional (http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/html/home .html). Mira el video: Nucleones, átomos y elementos químicos de Carl Sagan y contesta las siguientes preguntas: 1. ¿A que se refiere Carl Sagan cuando dice “El reino de lo muy pequeño”? 2. Cuando Carls Sagan dice que los elementos “están organizados de acuerdo a su complejidad”, ¿a que se debe esa complejidad? 3. ¿Por qué se dice que todos los elementos están compuestas por tres partículas fundamentales? 4. ¿De qué depende la naturaleza de un elemento químico, argumente? Taller. Tabla periódica I 1. ¿De qué sirve encontrar los diferentes elementos de la naturaleza en una tabla periódica? 2. Explique con sus propias palabras la Ley periódica. 3. ¿Porque, si Mendeleiev organizo los elementos en su tabla periódica de acuerdo con el peso atómico de los elementos y luego Henry Moseley los organizo de acuerdo a su número atómico, se siguió manteniendo el mismo orden de los elementos en la tabla periódica? 4. Indique en la tabla periódica donde está ubicado el siguiente elemento de acuerdo a la configuración electrónica que sigue: 1s22s22p63s1. Además escriba cuál es su número atómico, el grupo y el periodo al que pertenece este elemento. Quiz. Tabla periódica I 1. Indique en la tabla periódica donde están ubicados los siguientes elementos de acuerdo a las configuraciones electrónicas que siguen: a) 1s22s22p63s23p4. b) 1s22s22p63s1 c) 1s22s22p63s1 Además escriba de cada elemento cuál es su número atómico, el grupo y el nivel al que pertenecen estos elementos. 2. Describa en que consiste la ley periódica y de un ejemplo. 2. Tabla periódica II 2.1. Propiedades periódicas. Recordemos el concepto de ley periódica, nos dice que “las propiedades químicas y físicas de los elementos son funciones periódicas del número atómico”; esto se debe a que el número atómico, que es designado por la carga positiva en el átomo (el protón), también es evidencia de la cantidad de electrones distribuidos alrededor del núcleo atómico y son estos últimos, principalmente los electrones que se encuentran en el último nivel, los que determinan las propiedades químicas y físicas de los elementos. 2.1.1. Radio atómico: aunque de forma directa no se pueda medir el tamaño de un átomo, indirectamente se ha demostrado la siguiente tendencia de los elementos en la tabla periódica: 1. Dentro de un grupo o familia la tendencia es que el radio atómico aumente de arriba hacia abajo, ya que en la medida que se defiende pasando en un átomo a otro se utiliza un nivel electrónico adicional, ubicándose así los electrones cada vez más lejos del núcleo. 2. El radio atómico disminuye al recorrer de izquierda un periodo dado, esto porque la carga nuclear efectiva aumenta. 2.1.2. Energía de ionización: es la cantidad mínima de energía que se necesita para separar al electrón menos retenido por un átomo. Su tendencia en los grupos es la de disminuir de arriba hacia abajo, esto se debe a que la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones disminuye al bajar por un grupo ya que su radio atómico aumenta. Al aumentar la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha en un periodo, la tendencia de la Energía de Ionización es la del aumento en esa dirección, a excepción de los elementos encontrados en los grupos 3A, 5A y 6A. 2.1.3. Afinidad electrónica: 2.1.4. Radio iónico: 2.1.5. Electronegatividad: 2.2. Peso atómico, masa (Z,A) etc.
