2012

QUÍMICA COMÚNQC-04

TABLA PERIÓDICA

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LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

El gran número de elementos conocidos y sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente declasificarlos. Se descubre y enuncia como consecuencia, la ley periódica de los elementos químicosy producto de ella el año 1869 se conforma la tabla periódica.

Un poco antes; a principios de 1800, el químico alemán John W. Döbereiner intenta una primeraaproximación al clasificar las primeras tríadas de elementos según similitud en sus propiedadesquímicas. Las primeras luces que vislumbraron cierta periodicidad en los elementos las determinael francés A. E. Béguyer a comienzos de 1860.

J. Lothar Meyer en 1864 publica la primera versión de la tabla periódica. Finalmente en 1869 lostrabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev rindieron frutos y es a él,quien con justicia la historia menciona como creador de lo que hoy conocemos como “tablaperiódica”.

La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidadquímica, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún nohabían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos.

LA TABLA PERIÓDICA

El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo ladistribución de los electrones en el nivel más externo la que determina su reactividad y naturalezaquímica. Por esta razón, aquellos elementos que poseen una distribución electrónica similarpresentarán propiedades químicas similares.

Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos seordenan según su número atómico creciente (Z).

Antiguamente la periodicidad en la clasificación de los elementos fue concebida como función desu masa atómica. Hoy se sabe ciertamente que la periodicidad; como propiedad, es función delnúmero atómico, vale decir, depende exclusivamente de la configuración electrónica.

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ANÁLISIS DE LA TABLA PERIÓDICA

G R U P O S

18 columnas

Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares y se caracterizan portener el mismo número de electrones en su último nivel de energía. Cada elemento pertenecientea un mismo grupo se ubica en períodos distintos. Suele designarse con notación romana (I, II, III,IV, etc.) indicando con letra el tipo de elemento al que corresponde un determinado grupo.

P E R I O D O S

7 filas

Los elementos de un mismo período poseen igual cantidad de niveles de energía. Los períodos sonnumerados dependiendo del valor del nivel energético más externo. Cada período comienza conun metal alcalino y concluye con un gas noble a excepción del primer nivel, donde se ubica elHidrógeno.

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TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

NOMBRES DE LOS GRUPOS REPRESENTATIVOS

GRUPO NOMBRE

I – A METALES ALCALINOS

II – A METALES ALCALINO – TÉRREOS

III – A TÉRREOS

IV – A CARBONOIDES

V – A NITROGENOIDES

VI – A ANFÍGENOS O CALCÓGENOS

VII – A HALÓGENOS

VIII-A o 0 GASES INERTES

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NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS

GASES NOBLES

Columna 18 Se caracterizan por tener todos sus niveles electrónicos completos. Configuración electrónica del tipo ns2p6, ns2 (helio). En condiciones normales son químicamente inertes, sin embargo, se conocen algunas

sales de criptón (Kr) y xenón (Xe).

ELEMENTOS METÁLICOS

Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga). Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. Tienen brillo metálico. Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin

romperse (confección de hilos o alambres metálicos). Son muy buenos conductores de calor. Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la

confección de láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).

ELEMENTOS NO METÁLICOS

Carecen de brillo metálico. No son dúctiles ni maleables. Son malos conductores de la corriente eléctrica y calor. Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema

periódico.

ELEMENTOS METALOIDES

Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio,metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos.

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Considerando los conceptos adquiridos respecto a la configuración electrónica y la tabla periódica,es necesario comprender y repasar algunas definiciones que serán de ayuda en futuros ejercicios:

Definiciones relevantes:

Ejercicio resuelto: Para el átomo neutro con Z = 15.

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LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

Anteriormente, hemos visto que la configuración electrónica de los elementos indica una claraperiodicidad con el aumento del número atómico, por consiguiente otras propiedades mostrarántambién variaciones periódicas definiendo el comportamiento químico del elemento.

Cabe mencionar que una propiedad no es periódica cuando los valores que presenta sonsiempre crecientes o decrecientes a medida que aumenta el número atómico. Ejemplo deéstas son la masa atómica y el calor específico.

PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO

EL RADIO ATÓMICO

Radio Atómico en Metales

Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentesdel metal.

Radio Atómico en No Metales

Para los no metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomosen las moléculas diatómicas de los elementos.

Como el núcleo tiene carga positiva, atrae hacia sí a los electrones, sin embargo, loselectrones se repelen por su carga negativa, ambas contribuciones de fuerzaelectrostática determinan el tamaño de un átomo.

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Variación de los Radios Atómicos en el Sistema Periódico.

En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hasta el grupode los Halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes.

El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carganuclear efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia elnúcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externoscontra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor.

Así, por ejemplo: en el período 2 se observa lo siguiente:

Li = 1,52 Å; Be = 1,11 Å; B = 0,77 Å; C = 0,77 Å

En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuanto mayores el número cuántico principal de una capa, su radio es más grande.

De este modo: en el grupo I-A los radios observados son

Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å; Rb = 2,44 Å.

Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será:

Radios Iónicos

Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando entonces especies químicas cargadas alas cuales se les denomina iones. Por lo tanto, el radio iónico, es el tamaño de los iones, sea éstecatión o anión.

Podemos preguntarnos como es el radio de un catión y de un anión con respecto al elementoneutro.

Por ejemplo:

Na: 10[Ne] 3s1 Na+: 10[Ne] (tiene 2 niveles de energía)

Se deduce r Na+ r Na

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Otro ejemplo:

Cl: 10[Ne] 3s23p5 Cl-: 18[Ar] (al llegar un electrón, la nube electrónica seexpande).

Se deduce r Cl- > r Cl

Sintetizando:

“El radio de un catión es menor que el radio del átomo neutro, para un mismoelemento”

“El radio de un anión es mayor que el radio del átomo neutro, para un mismoelemento”

Iones Isoelectrónicos

Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuraciónelectrónica.

La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) ysus respectivos radios iónicos.

F-1 Na+ Mg+2 Al+3

1.36 Å 0.95 Å 0.65 Å 0.50 Å

Para lo anterior se cumple que:

r Al+3 r Mg

+2 r Na+ r F

-1

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PROPIEDADES MAGNÉTICAS

ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I.)

La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar unelectrón desde el estado fundamental o ión gaseoso. A diferencia de los átomos en los líquidos yen los sólidos, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos.

Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na estádada por el proceso siguiente:

+ -(g) (g)Na + P.I. Na + e

“El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carganuclear efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica”.

El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para laeliminación sucesiva de electrones adicionales.

“Debido a su carga positiva, el catión Na+ atrae a los electrones con más fuerza que elátomo de Na. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrónque para el primero.

La ionización en fase gaseosa siempre es un cambio endotérmico. El P.I. se puede medir en Kcal oen electrón-Volt (eV).

1eV = 23,06 Kcal

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Variación de la energía de ionización en el sistema Periódico.

En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminuciónentre los grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre lasconfiguraciones electrónicas.

En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye.

Es necesario destacar que los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos y losmayores valores de PI a los gases nobles.

Afinidad Electrónica o Electroafinidad (E.A)

Los átomos no sólo pierden electrones para formar iones positivos, sino también los ganan paraformar iones negativos. Como su nombre lo indica, la afinidad electrónica es una medida de latendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un átomo,es más probable que gane un electrón.Cuantitativamente, la afinidad electrónica se define, y se determina experimentalmente, comola energía requerida para separar un electrón de un anión gaseoso.

- -(g) (g)A + Energía A + e

También se define como la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosacapta un electrón en su nivel más externo.

- -(g) (g)A + e A + Energía

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Tanto los factores que la condicionan como su variación en el sistema periódico son homologablesal P.I., esto quiere decir que; al avanzar en los períodos, el radio atómico decrece y el electrónque se agregue a la capa externa está más cercano a una carga positiva, por consiguiente, selibera más energía cuando se agrega un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, losradios de las capas aumentan porque el número cuántico principal es mayor. El electrón agregadoestá más lejos de la carga positiva en el núcleo. En consecuencia, la cantidad de energíaliberada cuando se agrega un electrón es menor.

Electronegatividad (E.N)

La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidoshacia su nube o densidad electrónica.

La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permitedecidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula.

La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlaces,postula una escala donde asigna el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quientiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 parael cesio y francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado.

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En la tabla siguiente se presentan algunos elementos con su correspondiente electronegatividad.

H 2,1Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 F 4,0Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 Cl 3,0K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Br 2,8

PROPIEDADES PERIÓDICAS EN EL SISTEMA PERIÓDICO

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 04

Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de losElementos.

1H1,0

Número atómico

Masa atómica

2He4,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar39,9

19K

39,1

20Ca40,0

1. Respecto de un elemento se sabe que:

Es vecino con el azufre. Pertenece al grupo de los halógenos. Se estabiliza adoptando carga eléctrica -1.

Con lo anterior se deduce que el número de electrones para este elemento es

A) 13B) 14C) 15D) 17E) 18

2. ¿Cuántos electrones de valencia presenta el elemento Oxígeno, en estado basal?

A) 2B) 4C) 6D) 7E) 8

3. Si un elemento que se ubica en el periodo 3 y grupo IV-A del sistema periódico, debe tenernúmero atómico igual a

A) 10B) 12C) 13D) 14E) 15

15

4. La siguiente es la configuración electrónica para un elemento en estado basal

1s2, 2s2 2p6, 3s2

De ella se deduce correctamente que

I) tiene Z igual a 12.II) presenta 2 electrones de valencia.III) corresponde a un metal del grupo II-A.

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

5. El elemento menos electronegativo del sistema periódico presentado al comienzo del test, es

A) 19KB) 2HeC) 18ArD) 1HE) 9F

6. En un período de la tabla, hacia la derecha se predice un aumento en el (la)

I) número atómico.II) energía de ionización.III) tamaño del átomo.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) I, II y III.

7. ¿Cuál de las siguientes relaciones de tamaño es correcta?

A) F > F-1

B) Ca+2 < CaC) Al+3 > Al+2

D) Cl > NaE) O-2 < O-1

8. La siguiente especie química 14X-4 presenta configuración electrónica

A) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2

B) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4

C) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

D) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3

E) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

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9. ¿Cuántos niveles de energía con electrones presenta un átomo que se ubica en el grupo de losgases inertes y que presenta Z igual a 18?

A) 3B) 5C) 6D) 7E) 18

10. ¿Cuál es el átomo con mayor tamaño en la siguiente lista?

A) 2XB) 9YC) 15RD) 18JE) 20L

DMDO-QC04

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