Físico Química
2009
Tabla Periódica
Cuando los elementos se ordenan de acuerdo al número atómico creciente, se observa una repetición periódica de las propiedades físicas y químicas, tales como peso específico, punto de fusión, carácter metálico o electronegatividad. Se aconseja observar la Tabla Periódica para relacionar cada uno de los puntos que se mencionan a continuación con la misma:
Las líneas horizontales se denominan períodos. La tabla consta de siete de ellos, y al pasar de un período a otro, se produce una repetición de propiedades. El número del período al cual pertenece un elemento coincide con el número de capas en las cuales su átomo contiene electrones. Por ejemplo el Na pertenece al tercer período, por lo que los electrones de átomo se distribuyen en tres capas.
Las columnas se identifican mediante un número romano (I al VIII) y una letra (A o B). Existe también una columna 0 (cero). Los elementos que pertenecen a columnas con igual número tienen propiedades semejantes, y conforman un grupo. Dentro de cada grupo se presentan subgrupos o familias de elementos que, respondiendo a las propiedades generales del grupo, presentan otras características particulares, y se los distingue mediante una letra asociada al número.
Los elementos que pertenecen a familias identificadas con la letra A y los del grupo 0 se denominan elementos representativos. Los restantes se denominan elementos de transición.
Las dos filas separadas del grupo principal de la tabla se denominan elementos de transición interna. Debieron incluirse a continuación del La y Ac respectivamente, lo que no se hace por razones de espacio.
La línea gruesa escalonada separa los elementos metálicos de los no metálicos (a izquierda y derecha respectivamente). Determinadas familias reciben nombres que reflejan alguna característica común a los elementos que las componen:
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IIA : Metales alcalino térreos VIA: Calcógenos
VIIA: Halógenos 0: Gases nobles
Propiedades periódicas de los elementos.
La tabla periódica surge de los patrones periódicos de las configuraciones electrónicas de los elementos. Los elementos de la misma columna contienen el mismo número de electrones en sus orbitales de capa externa, u orbitales de valencia. En el caso de muchas propiedades, las tendencias dentro de una fila o columna forman patrones que nos permiten predecir las propiedades químicas y la reactividad de los elementos.
Desarrollo de la tabla periódica.
La mayor parte de los elementos conocidos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la naturaleza y se incorporan en numerosos compuestos.
31 elementos conocidos en 1800
63 elementos conocidos en 1865
1869 Dimitri Mendeleev en Rusia y Meyer en Alemania publicaron esquemas de clasificación casi idénticos. Ambos señalaron que propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente si los elementos se acomodan en orden de peso atómico creciente. “Precursores de la moderna tabla periódica”.
Mendeleev dejo espacios vacíos para elementos aun no conocidos como el Galio y el Germanio.
En (1887-1915) Henry Moseley desarrolló el concepto de números atómicos. Acomodo las frecuencias de rayos X en orden asignándoles un número entero singular, llamado “número atómico” a cada elemento.
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Capas de electrones y tamaño de los átomos.
A menudo pensamos en los átomos como objetos esféricos duros. Sin embargo, una consecuencia del modelo de la mecánica cuántica es que un átomo no tiene frontera bien definida. Veremos que es posible definir el tamaño de un átomo en una forma consistente que nos permite observar tendencias en la tabla periódica. Si el átomo fuera una esfera, el radio podría medirse desde el núcleo hasta su electrón más externo, en la zona más probable donde se lo podría encontrar.
Tamaños atómicos.
Las distribuciones de densidad electrónica no terminan abruptamente a cierta distancia del núcleo, si no que disminuyen lentamente al aumentar la distancia respecto al núcleo, por ello, los átomos no tienen fronteras que fijen su tamaño. Sin embargo los científicos se han valido de diversos medios para estimar el radio de un átomo, que se denomina radio atómico. Uno de los métodos más comunes para determinar los radios atómicos es suponer que los átomos son esferas que se tocan cuando están enlazados. Por ejemplo, la distancia entre átomos de hierro en el hierro metálico es de 2.48 Å. Muchas propiedades de las moléculas dependen de las distancias entre los átomos de la molécula. Los radios atómicos nos permiten estimar las longitudes de enlace entre los diferentes elementos en la moléculas.
Tendencias periódicas en el radio atómico.
1. Dentro de cada columna (grupo) el radio atómico tiende a aumentar conforme bajamos por la columna.
2. Dentro de cada fila (periodo) el radio atómico tiende a disminuir conforme nos movemos de izquierda a derecha.
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los elementos aumenta con su radio atómico, porque a mayor radio, mayor facilidad para formar cationes (iones positivos)
Radio iónico
El radio iónico es la distancia entre el centro del núcleo y la órbita electrónica más externa, cuando el átomo cedió o ganó electrones. Si es un catión, cedió electrones, por lo tanto reduce su radio. Si es un anión, ganó electrones, por lo tanto aumenta su radio
Energía de ionización.
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La energía de la primera ionización (I1). Es la energía requerida para quitar el primer
electrón de un átomo neutro . Na(g) Na+(g) + e
-La segunda energía de ionización (I2). Es la requerida para quitar el segundo electrón,
y así para la eliminación sucesiva de electrones adicionales. Por lo tanto I2 para el átomo de sodio es:
Na+(g) Na2+(g) + e
-Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón.
I1<I2<I3
Esta tendencia se debe a que la carga nuclear positiva que proporciona la fuerza de atracción permanece constante, mientras que el número de electrones, que producen interacciones de repulsión, disminuye constantemente. Esta observación apoya la idea de que sólo los electrones más exteriores, los que están más allá del centro de gas noble, intervienen para compartir y transferir electrones que dan origen a los enlaces y reacciones químicas. Los electrones internos están unidos con demasiada fuerza al núcleo como para perderse del átomo o siquiera compartirse con otro átomo.
Tendencias periódicas en las energías de ionización.
En una fila la I1 aumenta al aumentar el número atómico. Los metales alcalinos muestran la energía de ionización más baja de cada fila, y los gases nobles la más alta.
En un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico. Por ejemplo, las energías de ionización de los gases nobles He>Ne>Ar>Kr>Xe.
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lentamente conforme avanzamos de izquierda a derecha en un periodo. Los del bloque f (metales) aumentan muy lentamente en los valores de I1.
En los grupos al aumentar el número atómico aumenta el número de orbitas y por lo tanto se reduce la atracción entre el núcleo y los electrones mas externos, la energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba (al revés del radio atómico)
Metales, no metales y metaloides.
Ningún elemento existe como átomo individual en la naturaleza a excepción de los gases nobles. Parte izquierda de la tabla periódica (tres cuartas partes de los elementos) son metales. Los no metales están en la esquina superior derecha y los metaloides están entre metales y no metales.
Carácter metálico creciente en la tabla periódica.
Cuanto menos electronegativo es un elemento, mayor es su carácter metálico. Los sentidos de las flechas indican el crecimiento del carácter metálico dentro de la tabla periódica
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Propiedades características de los metales y no metales.
Metales No metales
Tienen lustre brillante; diversos colores pero casi todos son plateados.
No tienen lustre, diversos colores
Los sólidos son maleables y dúctiles Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
Buenos conductores del calor y la electricidad.
Malos conductores del calor y la electricidad.
Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.
La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas.
Tienden a formar cationes en solución acuosa.
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa.
Metales.
Todos son sólidos a temperatura ambiente. Los metales tienden a perder electrones cuando experimentan alguna reacción química, esto es, transfieren los electrones a otras sustancias y se convierten en cationes.
No metales.
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Semimetales (metaloides).
Tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales. Pueden tener algunas propiedades de los metales pero carecen de otras. Varios metaloides son semiconductores eléctricos y se utilizan en circuitos integrados y chips de computadoras.
Afinidades electrónicas (E).
La energía de ionización mide los cambios de energía asociados a la eliminación de un electrón de un átomo para formar iones con carga positiva. Por otra parte la mayor parte de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga negativa. El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso se denomina afinidad electrónica porque mide la atracción, o afinidad del átomo por el electrón añadido. En casi todos los casos se libera energía cuando se agrega un electrón.
E1.- mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón.
Afinidad electrónica.- mide la facilidad con que un átomo gana un electrón.
Cuanto mayor es la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativo será la afinidad electrónica del átomo. La afinidad del cloro es la más negativa de todos los elementos. Para algunos elementos, como los gases nobles, la afinidad electrónica tiene un valor positivo, lo que implica que el anión tiene más alta energía que el átomo y el electrón separados: En general la afinidad electrónica se hace más negativa conforme avanzamos en cada fila hacia los halógenos.
