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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
I. INTRODUCCIÓN
JOHANN W. DOBEREIRIER, Químico Alemán, en 1829 agrupó por “TRIADAS” (grupos de Tres) ordenó a los elementos de propiedades semejantes en grupos de tres y el peso atómico del elemento central era aproximadamente igual a la media aritmética de los otros dos elementos.
TRIADA Cl Br I
Peso Atómico 35 80 127
BEGUYER DE CHANCOURTOIS, Francés que en 1862 propuso el “Caracol Telúrico”, que figuró el sistema de los elementos en forma de espiral, donde cada vuelta contenía 16 elementos (Base del Peso Atómico del Oxígeno como 16).
JOHN A. NEWLANDS, Inglés en 1864 estableció la “Ley de las Octavas”, ordenó a los elementos de menor a mayor peso atómico en grupos de 7 en 7, presentando propiedades similares después de cada intervalo de 8 elementos.
1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º
Li Be B C N O F Na Mg
Propiedades Semejantes
II. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV (1869)
Mendeleiev, ordenó su clasificación de los elementos de acuerdo a la siguiente ley: LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS SON UNA FUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESO ATÓMICO
Colocó los cuerpos simples, en líneas horizontales llamados “PERIODOS”.
Formó “Familias Naturales” de propiedades semejantes. Consiguió de ésta manera 8 columnas verticales que denominó “GRUPOS”
IMPORTANCIA DE LA CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:
1. Las familias naturales están agrupadas según su valencia, tales como F, Cl, Br, I (Columnas).
2. Permitió descubrir ciertas analogías no observadas, como las del Boro y Aluminio
3. Consiguió determinar los pesos atómicos como el Berilio
4. Los Gases Nobles, posteriormente descubiertos, encontraron un lugar adecuado en dicha clasificación a la derecha del grupo VII perfeccionando la tabla.
5. Se dejaron casilleros vacíos los elementos no descubiertos y cuyas propiedades se atrevió a predecir:
Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875)
Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879)
Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886)
PROPIEDAD PREDICHA MENDELEIEV HALLADO WINKLER
(1886)
Masa Atómica 72 72,59
Densidad 5,5 5,327
Volumen Atómico 13 13,22
Color Gris Sucio Gris Blanco
Calor Específico 0,073 0,076
Densidad del Oxido 4,700 4,280
Fórmula del Cloruro E Cl4 Ge Cl4
Estado Físico del Cloruro Líquido Líquido
DESVENTAJAS DE ESTA LEY PERIÓDICA:
1º El Hidrógeno no encuentra posición única.
2º Presenta dificultad para la ubicación de las tierras raras.
3º La posición de algunos elementos de acuerdo a su P.A. presenta errores como las parejas: K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser invertidas para adecuarse a la tabla.
III. CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOS ELEMENTOS
En 1913, el Inglés Henry G. Moseley, estableció un método de obtención de valores exactos de la carga nuclear, y en consecuencia el número atómico de los elementos. Para ello tomó como anticátodo en un tubo de rayos X.
Deduciéndose la ley que lleva su nombre: “La Raíz Cuadrada de la Frecuencia en función lineal del Número Atómico Z”.
f = Frecuencia
Z = Número Atómico
A,b = Constantes
Con éste criterio científico como Bohr, Rang, Werner y Rydberg, propusieron ordenar el sistema periódico de los elementos, en orden creciente a su número atómico.
DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
1. Está ordenado en forma creciente a sus números atómicos.
2. Su forma actual, denominada “Forma Larga” fue sugerida por “Werner” en 1905, separa en bloques los elementos, según sus configuraciones electrónicas
- Los elementos cuya configuración electrónica termina en “s” o “p” son denominador “Representativos” y son representados por la letra “A”
- Los elementos que tienen una configuración que termina en “d” son denominados de “transición externa” y sus columnas se le asignan la letra “B”
- Los elementos cuya configuración terminan en “f” se denominan de “transición interna”. Existen sólo dos períodos denominados Lantánidos y Actínidos.
- Esta formado por 18 grupos (verticales) y 7 períodos (horizontales), éstos últimos indican el número de niveles de energía.
IA: Metales Alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
IIA: Metales Alcalinos Terreos: Be, Mg, Ca,
Sr, Ba, Ra
IIIA: Boroides: B, Al, Ga, In, Tl
IVA: Carbonoides: C, Si, Ge, Sn, Pb
VA: Nitrogenoides: N, P, As, Sb, Bi
VIA: Anfígenos o Calcógenos: O, S, Se, Te, Po
VIIA: Halógenos: F, Cl, Br, I, At
VIIIA: Gases Nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Metales De Acuñación: Au, Ag, Cu
Elementos puente: Zn, Cd, Hg, Uub
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO (R)
Es la mitad de la distancia entre dos átomos iguales unidos por determinado tipo de enlace.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I)
Es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón enlazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)
Es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga –1.
ELECTRONEGATIVIDAD (X)
La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia si, cuando se combina químicamente con otro átomo.
METALES (CM), NO METALES (CNM) Y METALOIDES
Es un esquema clásico de clasificación, los elementos suelen dividirse en: metales, no metales y metaloides.
METALES:
a) PROPIEDADES FÍSICAS
- Elevada conductividad eléctrica
- Alta conductividad térmica
- A excepción del oro (amarillo) y cobre (rojo) el resto presenta color gris metálico o brillo plateado.
- Son sólidos a excepción del mercurio, el cesio y galio se funden en la mano.
- Maleables y Ductiles
- El estado sólido presenta enlace metálico.
b) PROPIEDADES QUIMICAS
- Las capas externas contienen pocos electrones; por lo general 3 o menos.
- Energías de ionización bajas.
- Afinidades electrónicas positivas o ligeramente negativas.
- Electronegatividades bajas.
- Forman cationes perdiendo electrones
- Forman compuestos iónicos con los no metales.
NO METALES
a) PROPIEDADES FÍSICAS
- Mala conductividad eléctrica (excepto el grafito)
- Buenos aislantes térmicos (excepto el diamante)
- Sin brillo metálico
- Sólidos, líquidos o gases.
- Quebradizos en estado sólido
- No ductiles
- Moléculas con enlace covalente, los gases nobles son monoátomicos.
b) PROPIEDADES QUÍMICAS
- La capa externa contiene 4 o más electrones (excepto el H)
- Energías de ionización altas
- Afinidades electrónicas muy negativas
- Electronegatividades altas
- Forman aniones ganando electrones
- Forman compuestos iónicos con metales (excepto los gases nobles) y compuestos moleculares con otros no – metales
Los metaloides, muestran algunas propiedades características tanto de metales como de no metales.
+ CM -
- +
CM CNM
R I
+ AE
X
-
CNM
- AE +
x
ENLACE QUÍMICO
Es toda fuerza que actuando sobre los átomos los mantiene unidos, formando las moléculas o agregados atómicos.
En 1916 “Walter Kossel” basado en el estudio de los elementos del grupo cero o gases nobles, relacionó la notable inactividad de los gases nobles con la estabilidad de sus configuraciones electrónicas.
F.N. Lewis (1916). Dió a conocer el comportamiento de los átomos, los concibió formados por 2 partes principales: una parte central o Kernel (núcleo positivo y los electrones excepto los del último nivel) y los electrones de valencia o sea los del nivel exterior
REGLA DEL OCTETO
Cuando intervienen dos o más átomos para su representación es conveniente utilizar signos diferentes para destacar los respectivos electrones de valencia.
y
CLASES DE ENLACES
I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:
Resulta de la transferencia de electrones entre un átomo y metálico y otro no metálico, donde el primero se convierte en un ión cargado positivamente y el segundo en uno negativo.
CARACTERÍSTICAS
• Son fuerzas de atracción electrostáticas entre cationes (+) y aniones (-)
• Los compuestos iónicos no constan de simples pares iónicos o agrupaciones pequeñas de iones, salvo en el estado gaseoso. En cambio, cada ión tiende a rodearse con iones de carga opuesta.
• En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlo o disolverlo en agua, conduce la corriente eléctrica. Ejm. Na Cl.
• Son solubles en disolventes polares como el agua.
• Reaccionan más rápidamente en reacciones de doble descomposición.
• Poseen puntos de fusión y ebullición altos.
• La mayoría son de naturaleza inorgánica.
Ejemplo:
• Un enlace iónico se caracteriza por tener una diferencia de electronegatividad () mayor que 1,7
> 1,7
Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)
11Na : 1S²2S²2P63S1
1e (e de valencia)
17Cl : 1S²2S²2P63S23P5
7e (e de valencia)
Analizando con
electronegatividades (Pauling)
Na ( = 0,9) Cl ( = 3,0)
= 3 – 0,9 = 2,1
como 2,1 > 1,7 enlace iónico
II. ENLACE COVALENTE: Resulta de la compartición de par de electrones
CARACTERÍSTICAS:
• Son malos conductores de la corriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4
• Sus soluciones no conducen la corriente eléctrica a menos que al disolverse reaccionan con el disolvente.
• Son más solubles en disolventes no polares.
• Reaccionan lentamente en reacción de doble descomposición.
• Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.
• A estado sólido presentan cristales formados por moléculas no polares.
• La mayoría son de naturaleza orgánica.
• Es aquel que se verifica por el comportamiento de pares de electrones de tal forma que adquieran la configuración de gas noble.
• Se origina entre no metales.
• Se caracterizan por tener una diferencia de electronegatividades menor a 1.7
< 1,7
TIPOS
1. Covalente Puro o Normal: (Homopolar)
• Se realiza entre átomos no metálicos.
• Los electrones compartidos se encuentran distribuidos en forma simétrica a ambos átomos, formando moléculas con densidad electrónica homogénea o apolares.
• La diferencia de electronegatividades de los elementos participantes, es igual a cero.
= 0
Ejemplo: Br2
= 2,8 – 2,8 = 0
Ejemplo: O2
= 0
Ejemplo N2
Además: H2, Cl2, etc.
2. Covalente Polar: (Heteropolar)
• Una molécula es polar, cuando el centro de todas sus cargas positivas no coincide con el centro de todas sus cargas negativa, motivo por el cual se forman dos polos (dipolo)
• Se realiza entre átomos no metálicos y con una diferencia de electronegatividades siguiente:
0 < < 1,7
Ejemplo: H2O
Ejemplo: HCl
ó
Además:
Cl2O, NH3, etc.
3. Covalente Coordinado o Dativo ()
Se da cuando el par de electrones compartidos pertenecen a uno sólo de los átomos. El átomo que contribuye con el par de electrones recibe el nombre de DONADOR y el que los toma recibe el nombre de ACEPTADOR o RECEPTOR.
Se destacan como donadores de pares electrónicos: Nitrógeno, Oxígeno y Azufre; como Aceptores se distinguen: el protón (hidrogenión) el magnesio de transición.
Ejemplo:
OF3B NH3
Ejemplo: H2SO4
Además: O3; SO2, SO3, NH4Cl, etc.
HIBRIDACIÓN
Es una reorganización de los orbitales atómicos con diferentes energías para formar una nueva serie de orbitales equivalentes llamadas ORBITALES HÍBRIDOS.
Hibridación en Atomos de Carbono:
Ejemplo:
a) Orbital sp3
donde
1s²2s²2p² Basal
2s1sp3
Hibridizado
Hibridación tetraédrica sp3.
Orbital del metano: (CH4)
-109º28´ (Ángulo)
b) Orbital sp²:
Donde:
1s²2s²s2p²
2sp²
Hibridizado
Enlace
H c
C Enlace Sigma
H
Enlace
Hibridación trigonal sp². Orbital de etileno (C2H4) – 120º (ángulo)
c) Orbital sp1
Donde H – C C – H
C2H2
Etino o acetileno
1s²2s²2p² 2sp1
Hibridizado
Enlace
H C Enlace Sigma C H
Enlace
Enlace Sigma Sigma
Enlace
Hibridación lineal sp – 180º
(ángulo)
III. ENLACE METÁLICO:
Se presentan en los metales y tiene ocurrencia entre un número indefinido de átomos lo cual conduce a un agregado atómico, o cristal metálico; el cual ésta formado por una red de iones positivos sumergidos en un mar de electrones.
Ejemplo:
Estado basal catión
Agº -1e- Ag1+
“MAR DE ELECTRONES”
IV. PUENTE DE HIDROGENO
Se trata de fuertes enlaces eléctricos entre las cargas positivas de los núcleos del átomo de Hidrógeno y átomos de Fluor. Oxígeno o Nitrógeno.
Ejemplo: Molécula de agua (H2O)
P. de H
V. FUERZAS DE VAN DER WAALS
Son uniones eléctricas débiles y se efectúan entre moléculas apolares.
Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)
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