5. Clasificacion de La Tabla Periodica

8/3/2019 5. Clasificacion de La Tabla Periodica

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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DELOS ELEMENTOS QUÍMICOS

I. INTRODUCCIÓN

JOHANN W. DOBEREIRIER ,Químico Alemán, en 1829 agrupópor “TRIADAS” (grupos de Tres)ordenó a los elementos depropiedades semejantes en gruposde tres y el peso atómico delelemento central eraaproximadamente igual a la mediaaritmética de los otros doselementos.

TRIADA Cl Br IPeso Atómico 35 80 127

BEGUYER DE CHANCOURTOIS,Francés que en 1862 propuso el “Caracol Telúrico”, que figuró elsistema de los elementos en formade espiral, donde cada vueltacontenía 16 elementos (Base delPeso Atómico del Oxígeno como16).

JOHN A. NEWLANDS, Inglés en1864 estableció la “Ley de lasOctavas”, ordenó a los elementosde menor a mayor peso atómicoen grupos de 7 en 7, presentandopropiedades similares después decada intervalo de 8 elementos.

1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9ºLi Be B C N O F Na Mg

Propiedades Semejantes

II. CLASIFICACIÓN DE LOSELEMENTOS SEGÚN MENDELEIEV(1869)Mendeleiev, ordenó su clasificaciónde los elementos de acuerdo a la

siguiente ley: LAS PROPIEDADESDE LOS ELEMENTOS SON UNAFUNCIÓN PERIÓDICA DE SU PESOATÓMICO

Colocó los cuerpos simples, enlíneas horizontales llamados “PERIODOS”.

Formó “Familias Naturales” depropiedades semejantes.

Consiguió de ésta manera 8columnas verticales que denominó “GRUPOS”

IMPORTANCIA DE LACLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV:

1. Las familias naturales estánagrupadas según su valencia, talescomo F, Cl, Br, I (Columnas).

2. Permitió descubrir ciertasanalogías no observadas, como lasdel Boro y Aluminio

3. Consiguió determinar los pesosatómicos como el Berilio

4. Los Gases Nobles, posteriormentedescubiertos, encontraron un lugaradecuado en dicha clasificación ala derecha del grupo VIIperfeccionando la tabla.

CENTRO DE FORMACION ACADEMICA 1



5. Se dejaron casilleros vacíos loselementos no descubiertos y cuyaspropiedades se atrevió a predecir:

Eka–Aluminio: Galio (Boisbandran, 1875)Eka-Boro: Escandio (L. Nelson, 1879)Eka-Silicio: Germanio (C. Winkler, 1886)

PROPIEDAD PREDICHAMENDELEIEV

HALLADOWINKLER

(1886)Masa Atómica 72 72,59Densidad 5,5 5,327Volumen Atómico 13 13,22Color Gris Sucio Gris

BlancoCalor Específico 0,073 0,076Densidad delOxido

4,700 4,280

Fórmula delCloruro

E Cl4 Ge Cl4

Estado Físico delCloruro

Líquido Líquido

DESVENTAJAS DE ESTA LEYPERIÓDICA:

1º El Hidrógeno no encuentraposición única.

2º Presenta dificultad para laubicación de las tierras raras.

3º La posición de algunos elementosde acuerdo a su P.A. presentaerrores como las parejas:K–Ar, I-Te, Ni–Co; que deben ser

invertidas para adecuarse a latabla.

III. CLASIFICACIÓN ACTUAL DE LOSELEMENTOSEn 1913, el Inglés Henry G.Moseley, estableció un método deobtención de valores exactos de lacarga nuclear, y en consecuenciael número atómico de loselementos. Para ello tomó como

anticátodo en un tubo de rayos X.Deduciéndose la ley que lleva sunombre: “La Raíz Cuadrada de

la Frecuencia en función linealdel Número Atómico Z”.

) bZ(af −=

f = FrecuenciaZ = Número AtómicoA,b = Constantes

Con éste criterio científico comoBohr, Rang, Werner y Rydberg,propusieron ordenar el sistemaperiódico de los elementos, enorden creciente a su númeroatómico.

DESCRIPCIÓN DE LA TABLAPERIÓDICA ACTUAL

1. Está ordenado en forma crecientea sus números atómicos.

2. Su forma actual, denominada “Forma Larga” fue sugerida por “Werner” en 1905, separa enbloques los elementos, según susconfiguraciones electrónicas

- Los elementos cuya configuraciónelectrónica termina en “s” o “p”

son denominador “Representativos” y son representados por la letra “A”

- Los elementos que tienen unaconfiguración que termina en “d” son denominados de “transiciónexterna” y sus columnas se leasignan la letra “B”

- Los elementos cuya configuración

terminan en “f ” se denominan de “transición interna”. Existen sólo


s d p

f



dos períodos denominadosLantánidos y Actínidos.

- Esta formado por 18 grupos(verticales) y 7 períodos(horizontales), éstos últimosindican el número de niveles deenergía.

IA: Metales Alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, FrIIA: Metales Alcalinos Terreos: Be, Mg, Ca,

Sr, Ba, RaIIIA: Boroides: B, Al, Ga, In, TlIVA: Carbonoides: C, Si, Ge, Sn, PbVA: Nitrogenoides: N, P, As, Sb, BiVIA: Anfígenos o Calcógenos: O, S, Se, Te, PoVIIA: Halógenos: F, Cl, Br, I, AtVIIIA: Gases Nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, RnMetales De Acuñación: Au, Ag, CuElementos puente: Zn, Cd, Hg, Uub

PROPIEDADES PERIÓDICAS

RADIO ATÓMICO (R)Es la mitad de la distancia entre dosátomos iguales unidos por determinadotipo de enlace.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I) Es la cantidad mínima de energía que serequiere para remover al electrónenlazado con menor fuerza en un átomoaislado para formar un ión con carga +1.

AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) Es la cantidad de energía que se absorbecuando se añade un electrón a un átomogaseoso aislado para formar un ión con

carga –1.

ELECTRONEGATIVIDAD (X)La electronegatividad de un elemento

mide la tendencia relativa del átomo aatraer los electrones hacia si, cuando secombina 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 colorgris metálico o brillo plateado.

- Son sólidos a excepción delmercurio, el cesio y galio se fundenen la mano.

- Maleables y Ductiles- El estado sólido presenta

enlace metálico.

b) PROPIEDADES QUIMICAS

- Las capas externas contienenpocos electrones; por lo general 3 omenos.

- 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 enlacecovalente, los gases nobles sonmonoátomicos.

b) PROPIEDADES QUÍMICAS

- La capa externa contiene 4 omás electrones (excepto el H)

- Energías de ionización altas- Afinidades electrónicas muy

negativas- Electronegatividades altas




- Forman aniones ganandoelectrones

- Forman compuestos iónicoscon metales (excepto los gasesnobles) y compuestos moleculares

con otros no – metales

Los metaloides, muestran algunaspropiedades características tanto demetales como de no metales.

+ CM -

- +CM CNM

R I

+ AEX

-CNM

- AE +x

ENLACE QUÍMICO

Es toda fuerza que actuando sobre losátomos los mantiene unidos, formandolas moléculas o agregados atómicos.

En 1916 “Walter Kossel” basado en elestudio de los elementos del grupo ceroo gases nobles, relacionó la notableinactividad de los gases nobles con la

estabilidad de sus configuracioneselectrónicas.

F.N. Lewis (1916). Dió a conocer elcomportamiento de los átomos, losconcibió formados por 2 partesprincipales: una parte central o Kernel(núcleo positivo y los electrones exceptolos del último nivel) y los electrones devalencia o sea los del nivel exterior

REGLA DEL OCTETO

Cuando intervienen dos o más átomospara su representación es convenienteutilizar signos diferentes para destacarlos respectivos electrones de valencia.

y

CLASES DE ENLACES

I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:Resulta de la transferencia deelectrones entre un átomo ymetálico y otro no metálico, dondeel primero se convierte en un ióncargado positivamente y elsegundo en uno negativo.

CARACTERÍSTICAS• Son fuerzas de atracción

electrostáticas entre cationes (+)

y aniones (-)• Los compuestos iónicos no

constan de simples pares iónicos oagrupaciones pequeñas de iones,salvo en el estado gaseoso. Encambio, cada ión tiende arodearse con iones de cargaopuesta.

• En estado sólido son malosconductores del calor y laelectricidad, pero al fundirlo o

disolverlo en agua, conduce lacorriente eléctrica. Ejm. Na Cl.

• Son solubles en disolventespolares como el agua.

• Reaccionan más rápidamente enreacciones de dobledescomposición.

• Poseen puntos de fusión yebullición altos.

• La mayoría son de naturalezainorgánica.

Ejemplo:

CENTRO DE FORMACION ACADEMICA 4L i M g A l C P C F N e

H Hx C l C lx

x xx

x x x



• Un enlace iónico se caracterizapor tener una diferencia deelectronegatividad (∆ δ ) mayorque 1,7

∆ δ > 1,7

Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)

11Na : 1S²2S²2P

6

3S

1

1e (e de valencia)

17Cl : 1S²2S²2P63S23P5

7e (e de valencia)

Analizando conelectronegatividades (Pauling)

Na (δ = 0,9) Cl (δ = 3,0)∆ δ = 3 – 0,9 = 2,1

∴ como 2,1 > 1,7 → enlace iónico

II. ENLACE COVALENTE: Resulta dela compartición de par deelectrones

CARACTERÍSTICAS:

• Son malos conductores de lacorriente eléctrica. Ejm. H2O y CH4

• Sus soluciones no conducen lacorriente eléctrica a menos que aldisolverse reaccionan con el

disolvente.• Son más solubles en disolventes

no polares.

• Reaccionan lentamente enreacción de doble descomposición.

• Poseen puntos de fusión yebullición bajos.

• A estado sólido presentan cristalesformados por moléculas nopolares.

• La mayoría son de naturalezaorgánica.

• Es aquel que se verifica por elcomportamiento de pares deelectrones de tal forma queadquieran la configuración de gasnoble.

• Se origina entre no metales.• Se caracterizan por tener una

diferencia de electronegatividadesmenor a 1.7

∆ δ < 1,7

TIPOS

1. Covalente Puro o Normal:(Homopolar)

• Se realiza entre átomos nometálicos.

• Los electrones compartidos seencuentran distribuidos en formasimétrica a ambos átomos,formando moléculas con densidadelectrónica homogénea oapolares.

• La diferencia deelectronegatividades de loselementos participantes, es iguala cero.

∆ δ = 0

Ejemplo: Br2

∆ δ = 2,8 – 2,8 = 0

Ejemplo: O2


M g C l+ 2 C l M g C l

x

xx

2 +x

--

C lx

x x

x

x

x x

C l+N ax

1 -

N a

1 +x x

x

x

x x

B r B r o B r B r x

x xx

xx x

O o

x xxx

x x

O O O



=

∆ δ = 0

Ejemplo N2

Además: H2, Cl2, etc.

2. Covalente Polar: (Heteropolar)

• Una molécula es polar, cuandoel centro de todas sus cargaspositivas no coincide con elcentro de todas sus cargasnegativa, motivo por el cual seforman dos polos (dipolo)

• Se realiza entre átomos nometálicos y con una diferenciade electronegatividadessiguiente:

0 < ∆ δ < 1,7

Ejemplo: H2O

Ejemplo: HCl

ó

Además:Cl2O, NH3, etc.

3. Covalente Coordinado o Dativo(→)

Se da cuando el par de electronescompartidos pertenecen a uno sólo

de los átomos. El átomo quecontribuye con el par deelectrones recibe el nombre deDONADOR y el que los tomarecibe el nombre de ACEPTADOR o RECEPTOR .

Se destacan como donadores depares electrónicos: Nitrógeno,Oxígeno y Azufre; como Aceptoresse distinguen: el protón(hidrogenión) el magnesio detransición.

Ejemplo:

OF3B ← NH3

Ejemplo: H2SO4

Además: O3; SO2, SO3, NH4Cl, etc.


N N ox

xN N

x

x

x

o

O d o n d e O

H H

H H

D i p o l o

-

+

δ + δ +

δ -

xx

H x C l H - C l

δ + δ -

+ -D i p o l o

F

BF

F

+ N

H

H

H

F

BF

F

+ N

H

H

H

x

x

x x

S

O

O

x

x

x x

x

x

x

x

O Hx x

x x

x xH O

x x

x x

x x

O

S O HOH

O



HIBRIDACIÓN

Es una reorganización de los orbitalesatómicos con diferentes energías paraformar una nueva serie de orbitalesequivalentes llamadas ORBITALESHÍBRIDOS.

Hibridación en Atomos de Carbono:

Ejemplo:

a) Orbital sp3

donde1s²2s²2p² → Basal

2s1sp3

Hibridizado

pz py pxs

↑↑↑↑

Hibridación tetraédrica sp3.

Orbital del metano: (CH4)

-109º28´ (Ángulo)

b) Orbital sp²:Donde:1s²2s²s2p² →

2sp²

Hibridizado

pz py pxs

↑↑↑↑

Enlace π

H cC Enlace Sigma

H

Enlace π

Hibridación trigonal sp². Orbital deetileno (C2H4) – 120º (ángulo)

c) Orbital sp1

Donde H – C ≡ C – HC2H2

Etino o acetileno

1s²2s²2p² → 2sp1

pz py pxs

↑↑ Hibridizado

Enlace π

H C Enlace Sigma C H

EnlaceEnlace Sigma Sigma

Enlace π

Hibridación lineal sp – 180º(ángulo)


1 0 9 º 2 8 ´

H

H

H

H

c

C H 4

H H

C

H

C

H

=

H

H



III. ENLACE METÁLICO:

Se presentan en los metales y tieneocurrencia entre un número indefinido deátomos lo cual conduce a un agregadoatómico, o cristal metálico; el cual éstaformado por una red de iones positivossumergidos en un mar de electrones.

Ejemplo:

Estado basal → catiónAgº -1e- Ag1+

“MAR DE ELECTRONES”

IV. PUENTE DE HIDROGENO

Se trata de fuertes enlaces eléctricosentre las cargas positivas de los núcleosdel átomo de Hidrógeno y átomos deFluor. Oxígeno o Nitrógeno.

Ejemplo: Molécula de agua (H2O)

P. de H

V. FUERZAS DE VAN DER WAALS

Son uniones eléctricas débiles y seefectúan entre moléculas apolares.

Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3)


+ +

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

=

=

==

=

=

=

=

=

=

H O

H

O

HHδ +

δ +δ +

δ +

δ -

δ -

δ +

C H 2

C H 3H 3 C

C H 2

C H 3H 3 C

F u e r z a s d e V a n

D e r W a a l s

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