Material didáctico Tema 2 LIIS109 Química (1).pdf

Mtro. Juan José Arenas Romero

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Instituto Universitario del Prado

Asignatura: Química

Tema 2: Elementos Químicos

2.1. Características de la clasificación periódica moderna de los elementos

Construcción de la tabla periódica

La primera clasificación sistemática de los elementos tuvo su origen en los estudios sobre

electroquímica realizados por Berzeliuz, quien los dividió en metales y no metales.

En 1817, J.W. Dobereiner presentó una clasificación basada en las propiedades químicas y físicas de los

elementos. Encontró la existencia de triadas de elementos, al observar el comportamiento semejante

entre tres elementos, y halló que el elemento central posee un peso atómico muy aproximado al

promedio de los pesos de los otros dos, por ejemplo la triada de cloro, bromo y yodo.

En 1862, el geólogo francés Beguyer de Chancurtois hizo una distribución de los elementos

ordenándolos por sus pesos atómicos en una línea enrollada helicoidalmente conocida como tornillo

telúrico, los elementos que tienen propiedades semejantes quedan alineados horizontalmente.

En 1864, el químico ingles J. Newlands observó que al agregar los elementos en orden creciente a sus

masas atómicas, cleve, el octavo elemento tenía propiedades semejantes al primero. Dicha ley se le

conoce como Ley de las Octavas.

La famosa tabla que Mendeleiev publicaba en 1869 en su libro "Los Principios de la Química" proponía

una ordenación de similar aspecto a la que los químicos emplean en la actualidad. Clasificó los 60

elementos conocidos hasta entonces, predijo la existencia de otros 10 aún desconocidos, y llegó a

pronosticar algunas características de los elementos aún pendientes de descubrir. Nadie prestó

especial atención a su tabla hasta que empezaron a descubrirse elementos predichos por él. Con la

aparición del espectroscopio se descubrieron el galio por Lecoq De Boisbandren, el escandio y el

germanio por Winkler.

El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes

quedaban en la tabla periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico,

en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la tabla. El cambio eliminó muchos

de los problemas pendientes en la disposición de los elementos.


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La tabla periódica representa una de las ideas más extraordinarias de la ciencia moderna, ya que dio un

orden a la química y durante casi 200 años de vida, ha sabido adaptarse y madurar sin apenas

variaciones.

Tabla Periódica

La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos, de los cuales los últimos cuatro

aún no han sido caracterizados completamente, debido a que son obtenidos artificialmente y a que

tienen un tiempo de vida media muy corto (menos de dos segundos).

Tabla periódica larga

La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica

moderna, de Alfred Werner, actualmente conocida como tabla periódica larga. Esta tabla está

integrada por todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente

(sintéticos) en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de

sus átomos, observándose un acomodó progresivo de los electrones de Valencia en los niveles de


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energía (periodos). Los elementos - que presentan configuraciones electrónicas externas similares -

quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos. Podemos distinguir que en ella

se encuentran ubicados también por clases de elementos, pesados, grupos o familias y bloques.

Clases de elementos

Cuando los elementos se clasifican de acuerdo a sus características físicas y químicas, se forman dos

grandes grupos: metales y no metales. Además, existe un tercer conjunto de elementos que se

caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados

metaloides o semimetales.

Metales

Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad

eléctrica y térmica, la dureza, la ductilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es

más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio

y al aluminio, que se encuentran en el periodo dos, el sodio es más reactivo porque tiene un

electrón de Valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más.

Na 1s2,2s2,2p6,3s1 ----------------------> Capa externa 1 electrón de Valencia

Al 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 ----------------> Capa externa 3 electrones de Valencia

Como se observa en la tabla periódica anterior, casi el 80% de los elementos se clasifican como

metales.

No metales

Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa (capa

de Valencia) con ocho y así lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de

menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su

última orbita es menor y, por lo tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros

elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el más reactivo es el flúor, con número

atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen

siete electrones en su capa de Valencia (ns2, np5), los del flúor son atraídos con mayor fuerza, por

estar más cerca del núcleo (nivel 2), que los del yodo, que está en el nivel 5.

Metaloides

Los elementos boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te) y

polonio (Po), que se encuentran abajo y arriba de la línea en escalera que divide a los metales de los

no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y

los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.


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Periodo

En la tabla periódica, los elementos se encuentran ordenados en líneas horizontales. Son siete en total

y hay cortos y largos. Cada periodo comienza con un metal activo y termina con un gas noble,

haciendo el recorrido de izquierda a derecha. Cabe señalar que en un periodo el número atómico

aumenta en sentido del recorrido.

Símbolo de los elementos

Se llama elemento a la sustancia que no se puede descomponer en otra más sencilla por métodos

químicos. Cada elemento está representado en la tabla periódica mediante un símbolo.

Berzelius fue el primero en utilizar la simbología moderna, propuso que a todos los elementos se les

diera un símbolo tomando la primera letra de su nombre. Cuando había dos o más elementos cuyo

nombre comenzaba la misma letra, se añadía una segunda letra del nombre, en otros casos se

utilizaba la raíz latina del elemento. En la escritura de los símbolos la primera letra siempre es

mayúscula y la segunda es minúscula.

Construcción de tabla periódica con base en la configuración electrónica

Los elementos están ordenados en la tabla periódica conforme su número atómico y el tipo de

subnivel en el que se encuentra colocado su último electrón (electrón diferencial).

Los números atómicos de los elementos conocidos hasta ahora sólo permiten ocupar orbítales de los

subniveles s, p, d, y f., debido a esto, la tabla periódica de los elementos se divide en cuatro bloques:

bloque s, bloques p, bloques d y bloques f.

Los elementos que forman los bloques s y p se llaman representativos, y conforme las familias de los

subgrupos A. Los elementos de la familia IA y IIA tienen su electrón diferencial en el orbital de un

subnivel s y de la familia IIIA, hasta VIIIA, en el subnivel p.

El conjunto de los elementos con electrón diferencial situado en el subnivel d, forma los grupos o

familias B y se denomina de transición.

Los elementos del bloque f que forman la serie del actinio y lantano tienen sus electrón diferencial

colocado en un orbital de subnivel f y reciben el nombre de tierras raras o de transición interna.

Grupos o familias

Son conjuntos de elementos que tienen propiedades químicas muy similares. Están colocados en 18

columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en


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grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se les llama elementos representativos, y a

los de los grupos B, elementos de transición.

Nombres de las familias o grupos representativos

Grupo I Metales alcalinos

Grupo II Metales alcalinotérreos

Grupo III Familia del boro

Grupo IV Familia del carbono

Grupo V Familia del nitrógeno

Grupo VI Familia del oxígeno o calcógenos

Grupo VII Familia de los halógenos

Grupo VIII Gases nobles o inertes

Grupo IA

Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son

suaves y brillantes (exceptuando al hidrógeno, que es un no metal muy reactivos con el aire y el

agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que

reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como por ejemplo aceites o éter

de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA, formando compuestos iónicos.

Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con

número de oxidación de +1. Estos metales son los más electropositivos. El francio, que es el

último elemento de este grupo, es radiactivo.

En la tabla periódica se coloca al hidrógeno en este grupo debido al único electrón que posee; es

un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales

alcalinos.

Grupo IIA

Estos elementos presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un

poco menos reactivos, se les conoce como metales alcalinotérreos. Con el oxígeno del aire

forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.

Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2), tienden a perder estos electrones

tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello su número de oxidación es de

+2.


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La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por

ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxígeno formando óxidos sólo a

temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura

ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radiactivo.

Grupo IIIA

Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un

metaloide; de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus

propiedades y abundancia es el aluminio, el cual, al combinarse con el oxígeno, forma una

cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la

elaboración de artículos y materiales estructurales.

La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np1). Estos elementos forman

también compuestos moleculares que son característicos de los no metales; esto se explica por

la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse

de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos

representativos empieza a perderse gradualmente.

Grupo IVA

El carbono es un no metal y es el elemento que encabeza este grupo, al que también se le

conoce como la familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son

metaloides. Estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño

y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.

La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia

que presentan en la disminución de sus puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo,

indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.

Sin duda, el más importante de este grupo es el carbono, que da origen a todos los compuestos

orgánicos, es decir, la química de la vida. El silicio es un elemento muy abundante en la corteza

terrestre y es utilizado con frecuencia en la fabricación de "chips" de microcomputadoras. El

germanio, por ser un semiconductor de la corriente eléctrica, es empleado en la manufactura de

transistores; y los dos últimos, el plomo y el estaño, tienen usos típicos de los metales.

Grupo VA

Este grupo se conoce como familia del nitrógeno. Está compuesto por el nitrógeno y el fósforo

que son no metales; el arsénico y el antimonio que son metaloides; y por el bismuto que es un

metal. Por lo mismo, este grupo presenta una variación muy notoria en las propiedades físicas y

químicas de sus elementos.


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La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np3). El nitrógeno, que existe en

forma de gas diatónica, es un no metal, importante como compuesto principal de la atmósfera

terrestre (alrededor del 78%), y es vital para las plantas y los animales. El fósforo es un no metal

sólido de importancia biológica que al reaccionar con el oxígeno del aire arde violentamente con

desprendimiento de grandes cantidades de calor.

Grupo VIA

Forma la familia del oxígeno y está constituido por oxígeno, azufre y selenio, que son no

metales; así como telurio y polonio, que son metaloides.

La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tendencia a aceptar

dos electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.

Los elementos de este grupo reaccionan con los no metales de otros grupos, formando

compuestos moleculares, especialmente el oxígeno, que se encuentra en el aire en forma de

molécula diatónica (O2) y de ozono (O3). Además, es muy reactivo ya que forma compuestos

con casi todos los elementos. Es necesario para la combustión y esencial para la vida.

Grupo VIIA

Así como los metales alcalinos, los elementos del grupo VIIA o halógenos muestran gran

similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como

moléculas diatónicas en su estado elemental. Los halógenos son elementos muy reactivos a

temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatine es un

elemento radiactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades.

La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón

para completar su última capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la

naturaleza; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros o

haluros. Forman compuestos iónicos con los metales alcalinos o alcalinotérreos, y compuestos

moleculares entre ellos o con los otros no metales.

Grupo VIIIA o grupo cero

En este grupo se encuentran los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen

su última capa electo6nica completa (ns2np6), excepto el helio, cuya única capa es (1s2), que

también está completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es

poca o casi nula. Las energías de ionización de estos elementos están entre las más altas y no

presentan tendencia a ganar electrones; debido a esto, durante muchos años se les llamo gases


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inertes, pues se pensaba que no reaccionaban. En la actualidad, se han logrado sintetizar

algunos compuestos, pero comúnmente se emplean como gases puros.

El helio es el más ligero. Comparado con el aire, tiene la séptima parte de su peso; por lo tanto,

tiene un poder de elevación considerable. Otro gas de este grupo, el argón, es un excelente

conductor del calor y se utiliza en bulbos de luz y soldadura de magnesio para evitar la

oxidación.

Grupos B

A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica se les conoce como elementos

de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcialmente ocupado su orbital d o

f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los ubicados en el periodo 6 comprenden a

la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les

conoce como metales de transición interna.

2.2. Propiedades atómicas y su variación periódica

Carga nuclear efectiva

Para explicar esta propiedad, consideremos el átomo de helio cuya configuración electrónica en estado

fundamental es 1s2. Los dos protones del helio le confieren al núcleo una carga de +2, pero la fuerza

total de atracción de esta carga sobre los dos electrones 1s es parcialmente balanceada por la

repulsión entre los electrones. Como consecuencia, se dice que cada electrón 1s está protegido del

núcleo por el otro electrón. La carga nuclear efectiva (Zefec), que es la que se ejerce sobre un electrón,

se da por

Zefec = Z – σ

donde Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento) y σ se llama constante de

protección o constante pantalla. La constante pantalla es mayor que cero pero menor que Z.

Para ilustrar la protección de los electrones, analicemos lo siguiente: se requiere de 2373KJ de energía

para quitar el primer electrón de un mol de átomos de He y una energía de 5251kJ para quitar el

segundo electrón; esta mayor energía se debe a que cuando queda un solo electrón no existe el efecto

pantalla contra la carga nuclear +2.

En átomos con 3 o más electrones, los niveles internos llenos protegen mejor a los electrones externos

que los electrones del mismo nivel.


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El concepto de carga nuclear efectiva permite entender los efectos de protección en las propiedades

periódicas. Para los elementos representativos, la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a

derecha a lo largo de un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Variación de Z* en la tabla

Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga

nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e– de capa

interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

Ejemplo:

Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 - 2 = 1, mientras que en el caso del Na sería: 11 -10 = 1, es decir

apenas varía.

Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo debido al menor apantallamiento de los

e- de la última capa y al mayor "Z", de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha

crece más "Z" que "a", pues el apantallamiento de los e- de última capa es inferior a 1.


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Ejemplo:

Z* sobre uno de los e- exteriores del Be sería: 4 - (2 + 0,8) = 1,2 mientras que en el caso del Li era: 3 -2 =

1. Nota: el valor 0,8 de apantallamiento del e- de la segunda capa es orientativo; lo importante es que

es un número inferior a 1.

Carga nuclear efectiva y reactividad

La atracción que sufren los electrones de Valencia no sólo dependen de la carga nuclear efectiva, sino

también de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos

dependerá de ambos factores.

Así, los metales serán tanto más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo, es decir,

cuando pierdan los e-con mayor facilidad.

Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.

Aumento en la Reactividad: metales y no metales

Sin embargo, los no metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al núcleo, es decir,

cuando los e- que entran sean más atraídos.

Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O ó el Cl.

Tamaño atómico

El radio atómico es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de Valencia. Por medio del radio

atómico es posible determinarse el tamaño del átomo. Se define como: "la mitad de la distancia de dos

átomos iguales que están enlazados entre sí".

Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que

están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso

del tipo de red cristalina que formen los metales.


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Existen técnicas que permiten calcular el tamaño de un átomo, en primera instancia a los elementos

metálicos que poseen una estructura muy variada, sus átomos se encuentran enlazados uno con el

otro formando una red tridimensional.

Los radios atómicos están determinados en gran medida por la fuerza de atracción del núcleo hacia los

electrones. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al

núcleo y menor será el radio atómico y a medida que desciende en un grupo, se encuentra que el radio

atómico aumenta, conforme aumenta el número atómico.

El radio atómico A) en un metal; B) en una molécula diatómica.

En la tabla periódica, si está de izquierda a derecha disminuye el número atómico y de arriba hacia

abajo aumenta su número atómico.

El radio atómico en la tabla periódica


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Radio iónico

Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura

electrónica del gas noble más cercano.

Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva (menor

apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, menor será el ion; así, en un

mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán menores que los alcalinos correspondientes, dado

que en ambos casos existe el mismo apantallamiento, mientras que los alcalinotérreos superan en una

unidad la carga nuclear de los alcalinos.

Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva

(mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, mayor será el ion; así, en

un mismo periodo, los anfígenos serán mayores que los halógenos correspondientes, dado que en

ambos casos existe el mismo apantallamiento, mientras que los halógenos superan en una unidad la

carga nuclear de los anfígenos.

En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de

menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.

Comparación de Tamaños de átomos e iones

Metales alcalinos Halógenos Iones isolectrónicos


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Energía de ionización

La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso

en su estado fundamental. La formación de los compuestos y moléculas no solo depende de la

existencia de los niveles de energía en los elementos. Si no también de la energía de ionización de

átomos involucrados.

La energía de ionización de un átomo es la cantidad de energía que se requiere para desalojar del

átomo al electrón ligado más débilmente. En este proceso el átomo adquiere una carga positiva, y se le

denomina catión.

En la tabla periódica, la energía de ionización aumenta en un período según aumenta el número

atómico (de izquierda a derecha) y en un grupo disminuye a medida que aumenta su número atómico

(de arriba hacia abajo).

La energía de ionización en la tabla periódica

La energía de ionización mide la facilidad con que un átomo cede un electrón; se mide en kilo joules/

mol (kJ/mol).

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón

adicional. En ese proceso el átomo queda con carga negativa y recibe el nombre de anión. Es otra

propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su habilidad para aceptar uno

o más electrones, la cual se conoce como afinidad electrónica.

Esta propiedad determina cuál es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el

estado gaseoso, y guarda una íntima relación con la energía de ionización. Mientras más negativa sea

la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.


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La tendencia del átomo a aceptar electrones aumenta al desplazarse de izquierda a derecha en un

periodo.

La afinidad electrónica de los no metales es mayor (más negativo) comparada con la de los metales y,

en comparación con los elementos próximos a los gases nobles (menos negativos), es sensiblemente

más grande.

Número de oxidación

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo

pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número será positivo cuando tenga la

capacidad de cederlos a otro átomo, de lo contrario será negativo es decir cuando gane electrones.

Las reglas convencionales para la determinación del número de oxidación son:

1. El número de oxidación de un elemento libre es cero, ya sea monoatómica o poliatómica. Ejemplo

Al0, Fe0, Cl20, l20.

2. El número de oxidación de todos los elementos del 1A es +1. Ejemplo: Li+1, Na+1, K+1, etc.

3. El número de oxidación de todos los elementos del grupo 2A es +2. Ejemplo Be+2, Mg+2, Ca+2,

Sr+2.

4. El número de oxidación de los hidrógenos es +1, cuando forma compuestos, en los hidruros es -1.

5. En el oxígeno el número de oxidación es -2, cuando forma compuestos y no en peróxidos que

trabaja con -1.

6. Halógenos, formando sales: -1. F-1, Cl-1, K-1, I-1.

7. Sumatoria del número de oxidación en una molécula es cero.

a. +1 +4 -2


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b. H2 C O3

c. +2 +4 -6= 0

8. Número de oxidación en un ión poliatómico es igual a la carga del ión.

a. +5 -2

b. P O4 -3

Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los

electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican

según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace

que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades

de estos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 2)

Covalente polar (diferencia entre 2 y 0.4)

Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)

Mientras más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la

electronegatividad.

Escala de Pauling

La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos. En ella, el elemento

más electronegativo (flúor) tiene un índice de 4.0, mientras que el menos electronegativo (francio)

lleva un valor de 0.7. Los demás átomos llevan asignados valores intermedios.

Globalmente, puede decirse que la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla

periódica de los elementos, y que decae hacia abajo. De esta manera los elementos de fuerte

electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla.

Metales

Metales de transición

Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con

facilidad mediante un número romano seguido de la letra "b" en muchas tablas.

Ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los primeros grupos de

metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de

transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b".


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Metales de transición internos

Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos.

Localiza el lantano con el número atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los

elementos con número atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos.

Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, más electrones adicionales en el

subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actino (los elementos con número

atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel

7s, más electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se

les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan

raros como algunos otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.

2.3. Impacto económico o ambiental en algunos elementos

Importancia económica de los no metales

Tal vez la mejor manera de resolver la importancia de los elementos no metálicos sea recordar que la

materia viva está compuesta por: carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno (O), nitrógeno (N), fósforo (F),

azufre (S).

Por otra parte, la porción de la minería llamada "no metálica" se encarga de la extracción de estos

elementos del subsuelo, así como la de otros compuestos que, aunque también contienen metales, se

utilizan para obtener los no metales.

La flúorita es el flúoruro de calcio, CaF2. México es el primer productor mundial. La caliza es el

carbonato de calcio CaCO3. Se le utiliza industrialmente como fuente de CO2. La magnesita es el

carbonato de magnesio MgCO3. A partir de él se fabrican ladrillos refractarios para hornos.

Propiedades

En su mayoría, tienen propiedades opuestas a las de los metales. Su estado físico es diverso: existen

sólidos como el carbono y el azufre, líquidos como el bromo y gases como el flúor, el oxígeno y el

hidrógeno. Con excepción del yodo, están desprovistos de brillo metálico.

Sus densidades son menores que las de los metales.

No son dúctiles ni maleables sino frágiles.

No conducen bien el calor ni la electricidad, con excepción del grafito.

Se caracterizan químicamente por su tendencia a ganar electrones, es decir, son oxidantes.


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Ejemplos de los no metales más importantes:

Hidrógeno. Un no metal del grupo 1

En la tierra se presenta combinado. El principal compuesto que forma es el agua, que cubre la mayor

parte de la corteza. Se trata de un gas sin color, olor, ni sabor, con la menor densidad de todas las

sustancias. Industrialmente se obtiene por diversos procesos, dos de las cuales son:

A partir de un gas natural, proceso que se lleva a cabo en hornos a unos 1000oC.

CH4 + 2H2O CO2 + 4H2

Formación de gas de agua obtenido por la reacción del carbono de coque vapor, a alta temperatura.

C + H2O CO +H2

La mezcla que resulta de esta reacciona se llama tan bien gas de síntesis. Cuando el petróleo se agote,

una alternativa para fabricar gasolinas será aprovechar el gas de síntesis. Se utiliza ampliamente en la

industria y como combustible.

El gas hidrógeno se utiliza ampliamente en la industria (en la producción de amoniaco, cloruros de

hidrógeno, alcohol, etc.) y como combustible (en cohetes espaciales y soldadura, por ejemplo).

Carbono. Un no metal del grupo 14

Se presenta en la naturaleza en dos formas cristalinas alotrópicas: diamante y grafito y en múltiples

formas amorfas (como el hollín). El carbono también se encuentra impuro en depósitos de

acumulación y descomposición de materia orgánica, en forma de turba, lignita, hulla o antracita. En

México los principales depósitos carboníferos se localizan en Coahuila, Oaxaca y Sonora.

Fósforo. Un no metal del grupo 15

El fósforo, al igual que el carbono, existe en formas alotrópicas: fósforo blanco, rojo y negro. El fósforo

blanco existió como moléculas tetraédricas de P4 que reacciona con oxígeno a temperatura ambiental.

El fósforo rojo es un polímero de fósforo, que se obtiene por calentamiento del blanco. El fósforo

negro, menos común que los otros dos, es una forma cristalina, con propiedades similares al grafito.

Se presenta como óxido y fosfato en la llamada "roca fosfórica", que se usa como materia prima de la

industria de fertilizantes fosfatados y en la fabricación de detergentes, lacas, azúcar, textiles y

cerámicas.

Azufre. Un no metal del grupo 16

El azufre se manifiesta en diversas presentaciones alotrópicas. Las dos formas sólidas se llaman

tumbita y monoclínica. En fase liquida se presenta en forma molecular como S8, y como gas se han

identificado moléculas de S8, S4 y S2.


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Los usos del azufre son diversos: en la elaboración de insecticidas, pigmentos, plásticos y

primordialmente de ácido sulfúrico, otro compuesto básico para la industria. En la forma natural se

presentan en yacimientos de origen volcánico y en domos salinos, los que abundan en México en el

istmo de Tehuantepec.

2.4. Clasificación de los metales

Metales nativos

En estado natural, los metales raramente se encuentran puros, pues en general se hallan combinados

con el oxígeno (O), o con otros no metales, en especial del cloro (Cl), azufre (S) y carbono (C).

Los metales que se encuentran puros en la naturaleza, llamados metales nativos, son: plata (Ag), oro

(Au), cobre (Cu) y platino (Pt).

Metales combinados

La mayoría de los metales proviene de los minerales. Un mineral es una sustancia de origen natural,

con una composición química característica dentro de cierto intervalo. Un depósito mineral cuya

concentración es adecuada, en el aspecto económico, para extraer el metal deseado, se conoce como

mena.

Los minerales más abundantes que existen - como minerales en la corteza terrestre - son aluminio,

hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, titanio y manganeso. El agua de mar es una rica fuente de

iones metálicos como Na+1, Mg+2, y Ca +2.

Otra de las formas más comunes de clasificar a los compuestos metálicos es nombrándolos de acuerdo

a los elementos con los que se combinan en los que tenemos los carbonatos (CO), halógenos (F, Cl, Br,

I); fosfatos (PO), silicatos (SiO), sulfuros(S), sulfatos (SO).

Clasificación de los metales por su utilidad

En realidad casi todos los metales son importantes desde el punto de vista económico, pero solo una

veintena de ellos son absolutamente esenciales. Una clasificación química y económica es:

Ferroaleables Fe, Mn, Cr, Ni, Co, Mo, W, Va

No ferrosos Cu, Al, Zn, Pb, Sn, Mg, Hg

Preciosos Au, Ag, Pt,

Nucleares U, Th


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Aplicación del cobre: gracias a su elevada conductividad del calor y de electricidad, uno de los

principales campos de aplicación del cobre es la fabricación de recipientes como calderas, serpentines

y alambiques (industria química).

Aplicación del plomo: se emplea en grandes cantidades en la fabricación de baterías y en el

revestimiento de cables eléctricos. También se utiliza industrialmente en las redes de tuberías, tanques

y aparatos de rayos X debido a su elevada densidad y propiedades nucleares, se usa un blindaje

protector de materiales radioactivos.

Entre las numerosas aleaciones de plomo se encuentran las soldaduras, el metal tipográfico y diversos

cojinetes metálicos. Una gran parte del plomo se emplea en forma de compuestos sobre todo en

pinturas y pigmentos.

Aplicaciones del níquel: debido a su gran resistencia a la corrosión, se emplea en la industria

alimentaria y en la química para el revestimiento electrolítico de chapas de acero.

Aplicaciones del zinc: se utiliza tradicionalmente en forma de planchas, cubiertos, cañerías y canalones.

La forma comercial del zinc sin alear son chapas tubos y alambres.

Aplicaciones del estaño: por su resistencia a la oxidación casi la mitad de la producción mundial de

estaño se emplea por recubrimiento electrolítico de otros metales, por ejemplo, el acero. De este

modo se obtiene la hojalata. Se utiliza para construir componentes electrónicos de control, y la

soldadura blanca, formada a base de estaño y plomo.

Aplicaciones de cromo: por su gran resistencia a la corrosión debido a los agentes atmosféricos y otros

agentes químicos, se emplea frecuentemente para el cubrimiento electrolítico de otros metales,

técnica que recibe el nombre de cromado. Sin embargo, esta capa resulta muy porosa y quebradiza,

dando el carácter frágil del cromo, por ello el metal debe recubrirse primero una capa de cromo o

níquel posteriormente se deposita el cromo. Su utilidad industrial del cromo se emplea en la

fabricación de cigüeñales, rodamientos, máquinas de corte y en gran escala en el acabado de

vehículos.

Aplicaciones del wolframio: se utiliza principalmente en aleaciones con hierro y con acero, a las que

confiere gran dureza. Por su elevada ductilidad, su buena conductividad eléctrica y su elevado punto

de fusión, resulta especialmente apropiado para fabricar filamentos de lámparas de incandescencia y

para resistencias de hornos eléctricos. Estas sustancias se emplean en la fabricación de herramientas

de corte rápido.

Aplicaciones del mercurio: sirve para fabricar termómetros, barómetros, ya que su dilatación es

uniforme a cualquier temperatura. Las amalgamas de mercurio con otros metales se utilizan en


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odontología como empastes de dientes. El mercurio es muy venenoso ya que el organismo es incapaz

de eliminarlo.

Aplicaciones del hierro: es utilizado en la industria de construcción de estructura así como de algunas

herramientas de gran tamaño.

Aplicaciones del oro: es un metal precioso que se aplica o utiliza en la fabricación de piezas de joyería, y

en amalgamas, dientes postizos, chapas de algunos metales para la conducción de energía.

Aplicaciones de la plata: es un metal precioso aunque no es tan cotizado como el oro, es utilizado en

joyería y en la industria.

Aplicaciones del platino: conocido desde la antigüedad, es el más preciado de los metales en joyería.

Aplicaciones del molibdeno: se utiliza principalmente en la alineación de aceros y fundiciones, con

objeto de mejorar sus cualidades mecánicas.

Aplicaciones del cobalto: se utiliza principalmente en aleaciones con el acero y el cromo, sus isótopos

radioactivos tienen numerosas aplicaciones en la investigación y en la medicina nuclear (el Co-58 se

usa como trazador metabólico y el Co-60 en el tratamiento de cáncer).

Aplicaciones del berilio: encuentra aplicación en aleaciones y se utiliza en la industria nuclear como

moderador de neutrones y como pieza cerámica en ciertos reactores.

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