Química
Sistema Periódico
Sistema Periódico
Evolución Histórica
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El primer intento de agrupar los elementos químicos fue de Doberreiner , el cual agrupaba los elementos en grupos de 3 , que les llamaba triadas.
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El siguiente intento fue de Newlandas que agrupaba los elementos por repetición de propiedades , de 8 en 8 y les llamaba octavas.
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El siguiente fue Chancourtois , el cual colocaba los elementos siguiendo una línea helicoidal (anillo telúrico) de forma que las porciones equivalentes en la hélice estaban formadas por elementos análogos.
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El siguiente fue el de Meyer y Mendelejeff que es el actual corto.
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El desdoblamiento del cuadro anterior se le debe a Werner.
Los 3 Grupos de Elementos de la Tabla Periódica
Elementos Principales GRUPOS A
Elemento de Transición GRUPOS B
Elementos e Transición interna, que son los 14 que acompañan al lantano en su casilla (lantánidos), y los 14 que acompañan al actinio en la suya (actínidos)
Grupo A
| Grupo | Nombre del grupo |
| I A | Metales Alcalinos |
| II A | Metales Alcalinos Térreos |
| III A | Boroides |
| IV A | Carbonoides |
| V A | Nitrogenoides |
| VI A | Anfígenos |
| VII A | Alógenos |
| VIII A | Gases Nobles |
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Los elementos en la tabla están ordenados por su nº atómico
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Los periodos indican el nº de niveles electrónicos que tiene el átomo
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Para los elementos del grupo A el nº de grupo indica el nº de electrones de su última capa.
Anomalías de Sistema Periódico
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El H no tiene una posición definida en la tabla.
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No existe una clara separación entre metales y no metales
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De un orden creciente de Números Atómicos se sigue un orden creciente en Pesos Atómicos, salvo en 3 parejas de elementos .
ArK , CoNi y TeI -
Hay 14 Lantánidos y 14 Actínidos que no tienen casilla propia .
| I A | VIIIA | |||||||||||||||||
| 1 | II A | III A | IV A | V A | VII A | VII A | ||||||||||||
| 2 | ||||||||||||||||||
| 3 | III B | IV B | V B | VI B | VIIB | VIII | I B | II B | ||||||||||
| 4 | ||||||||||||||||||
| 5 | ||||||||||||||||||
| 6 | ||||||||||||||||||
| 7 | ||||||||||||||||||
Evolución de las propiedades periódicas
Volumen Atómico
Al descender en el grupo el volumen atómico aumenta.
En un periodo al avanzar aumenta en una unidad el nº atómico y por tanto habrá un electrón mas en la corteza y un protón mas en el núcleo. Al ser mayor la fuerza atractiva va disminuyendo el volumen. Al acercarse al extremo del periodo los electrones se van acumulando en la última capa. Las fuerzas repulsivas entre ellos provoca que aumente el volumen (efecto esponjamiento)
Afinidad Electrónica. Potencial de Ionización
Potencial de Ionización
Se define como la cantidad de energía que hay que comunicarle a 1 átomo para arrancarle 1 ion , formando 1 ion positivo (catión).
Atomo + Energía(*) = Atomo+ + electrón-
(*) La medición de esta energía es el Potencial de ionización
En el grupo.- al descender el grupo los átomos de los elementos tienen mas niveles electrónicos y por tanto los electrones de la última capa están retenidos con menor fuerza. Por tanto costara menos trabajo arrancar el electrón, es decir disminuirá el potencial de ionización.
En el periodo.- al avanzar en el periodo, al haber 1 electrón mas en la corteza y 1 protón mas en el núcleo , aumenta la fuerza para arrancar un electrón y por lo tanto hay que comunicar mayor cantidad de energía. A partir del grupo IIIA en adelante ese aumento se ve incrementado por la tendencia de todo átomo a tener su última capa completa S2P6.
IIIA
Afinidad electrónica
Es la energía que desprende 1 átomo al captar 1 electrón y formar 1 ion negativo (anión).
Atomo + electrón- Atomo- + Energía (*)
(*) La medición de esta energía es la afinidad electrónica
La afinidad electrónica varia en el mismo sentido que el potencial de ionización
A la suma teórica de ambos conceptos se le llama electronegatividad.
El carácter no metálico de los elementos esta unido a su electronegatividad y por tanto aumenta hacia la esquina derecha superior de la tabla.
Sistema Periódico y configuración electrónica
La configuración electrónica de cada elemento de la tabla es igual que la del elemento anterior con 1 electrón mas. A dicho electrón se le llama electrón diferenciador.
Reglas para la situación del electrón diferenciador :
Los elementos de los grupos IA y IIA los sitúan en el subnivel s de la última capa (para esta regla el He es como si encabezara el grupo IIA).
Los elementos de los grupos IIIA al VIIA los sitúan en el subnivel p de la última capa.
Los elementos de transición los sitúan en el subnivel d de la penúltima capa
Los elementos de transición interna los colocan en el subnivel f de la antepenúltima capa
| 1 | s2 | 1 | s2 | 1 | s2 | 1 | s2 |
| 2 | s2 | p6 | 2 | s2 | p6 | 2 | s2 | p6 | 2 | s2 | p6 |
| 3 | s2 | p6 | 3 | s2 | p6 | d1 | 3 | s2 | p6 | d10 | 3 | s2 | p6 | d10 |
| 4 | s2 | 4 | s2 | 4 | s2 | p6 | d10 | 4 | s2 | p6 | d10 | f14 |
| 5 | s2 | p6 | 5 | s2 | p6 | d1 |
| 6 | s2 | 6 | s2 | p6 |
| 7 | s2 |
| 1 | s2 | ||||
| 2 | s2 | p6 | |||
| 3 | s2 | p6 | d10 | ||
| 4 | s2 | p6 | d10 | f14 | Esta es la estructura del último elemento de la tabla |
| 5 | s2 | p6 | d10 | f14 | |
| 6 | s2 | p6 | d1 | ||
| 7 | s2 |
Ejemplo de Gases Nobles
Nº atómicos = He=2 , Ne= 10 , Ar=18 , Kr=36 , Xe=54 , Rn=86
He = 1 s2 Ne = 1 s2
2 s2 p6
Ar = Kr = Xe = Rn =
| 1 | s2 | 1 | s2 | 1 | s2 | 1 | s2 |
| 2 | s2 | p6 | 2 | s2 | p6 | 2 | s2 | p6 | 2 | s2 | p6 |
| 3 | s2 | p6 | 3 | s2 | p6 | d10 | 3 | s2 | p6 | d10 | 3 | s2 | p6 | d10 |
| 4 | s2 | P6 | 4 | s2 | p6 | d10 | 4 | s2 | p6 | d10 | f14 |
| 5 | s2 | p6 | 5 | s2 | p6 |
| 6 | s2 | p6 |
Siempre terminan con su última capa completa
Enlaces Químicos
Son las fuerzas que unen entre si a los átomos , son de tres tipos :
IÓNICO COVALENTE METALICO
Enlace Iónico
Se presenta
Entre elementos de distinta electronegatividad , es decir entre elementos situados en los laterales opuestos de la tabla p. .
Mecanismo de Enlace;
los átomos del elemento de baja electronegatividad desprenden electrones en condiciones prácticamente ambientales, formando iones positivos (cationes) , dichos electrones son captados por los átomos del elemento electronegativo formando iones negativos (aniones). Los iones formados adoptan una configuración espacial ocupando los nudos de una red tridimensional que se llama red cristalina o red iónica ( estructura reticular).
La red iónica viene determinada por su maya y por los índices de coordinación (nº de coordinación)
A- B+
B+ A-
B+ A-
A- B+
El Enlace Iónico es el mas fuerte ya que las fuerzas que unen a los iones formados son fuerzas de naturaleza eléctrica, que son las de mayor intensidad.
Propiedades de los compuestos que presentan enlace iónico
Punto de ebullición y fusión elevados, ya que al pasar de estado sólido a liquido y a gaseoso, supone un aumento de las distancias de enlace. Al ser el enlace iónico el mas fuerte habrá que comunicar mucha mas energía para aumentar la distancia de enlace y por tanto los puntos críticos serán elevados.
Dureza elevada, se define como la resistencia a ser rayado, esta resistencia aumenta con la fuerza del enlace.
Los compuestos iónicos son solubles en agua y disolventes polares. A la disolución de un compuesto iónico en agua o disolvente polar se le llama Solvatación
Proceso de la Solvatación : los dipolos del agua orientan su parte positiva hacia los iones negativos de la red y su parte negativa de igual forma hacia los iones positivos. Cuando la fuerza atractiva ejercida por las moléculas dipolares del agua supera a la fuerza que mantiene unidos a los iones de la red , provoca su disolución en el agua o dislv. Polar.
Enlace Covalente
Se presenta
Entre elementos electronegativos entre sí .
Mecanismo de enlace
Todo átomo tiende a su estructura estable (rica en energía) , es decir esta se consigue cuando se completan los electrones de los subniveles s y p de la última capa (estructura s2 , p6 en la última capa).
Un átomo que esta próximo a dicha estructura puede alcanzarla compartiendo electrones con otro que también esta próximo a alcanzarla. Este es el mecanismo del enlace covalente, "Compartir Electrones".
Se pueden compartir 1 , 2 o 3 parejas de electrones :
1 pareja.- Enlace Covalente simple . Cl2 molécula de cloro
.. .. _ _
: Cl : Cl : |Cl - Cl|
.. ..
2 Parejas.- Enlace Covalente doble . Molécula de oxigeno O2
: O :: O : |O=O|
.. ..
3 Parejas.- Enlace covalente triple . Molécula de Nitrógeno
: N ::: N : |N " N|
Covalente Homopolar
En los tres casos que hemos visto los átomos que forman el enlace son iguales y por tanto tienen la misma electronegatividad , por lo tanto las parejas electrónicas están perfectamente compartidas . Se dice en este caso que el enlace covalente es homopolar.
Enlace Dipolar
Cuando los componentes del enlace son distintos , siempre alguno de ellos será mas electronegativo que el otro y por tanto las parejas electrónicas compartidas estarán desplazadas hacia este. Esto le comunica a la molécula carácter dipolar. Se dice entonces que el enlace es dipolar
Ejemplo : H2O H * * H
: O :
..
Enlace Coordinado Dativo
Existe una modalidad del enlace covalente que es el enlace coordinado dativo (o covalente dativo), que es aquel en que uno de los componente del enlace(componente dador) aporta dos electrones para compartirlos con otro componente(componente receptor) de forma que el receptor completa sus 8 electrones de valencia.
D = R
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| Enviado por: | Juan Antonio Poblete |
| Idioma: | castellano |
| País: | España |
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