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TEMA 1. PROPIEDADESPERIÓDICAS

1

CLASIFICACICLASIFICACIÓÓN PERIN PERIÓÓDICA DE LOS ELEMENTOSDICA DE LOS ELEMENTOS

La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos

2

En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer

un número suficiente de elementos, como para buscar una clasificación delos mismos, no sólo con objeto de facilitar su estudio, sino también para conducir a nuevos avances en la química.


3

La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el

siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos

de ellos radiactivos)


4

La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (hoy en desuso).

Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en:• no metálicos, formadores de ácidos

• metálicos formadores de bases

• formadores de sales


5

Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907Plata Platino 1735 Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917Cobre Cinc 1746 Cerio 1803 Talio 1862 (1934)Hierro Níquel 1751 Iridio 1803 Indio 1863 Hafnio 1923Plomo Bismuto 1753 Osmio 1803 Helio 1868 Renio 1925Estaño Magnesio 1755 Paladio 1803 (1895) Tecnecio 1937Mercurio (1808) Rodio 1803 Samario 1870 Francio 1939Azufre Hidrógeno 1766 Potasio 1807 Galio 1875Carbono Flúor 1771 Sodio 1807 Yterbio 1878

(1886) Bario 1808 (1907)Nitrógeno 1772 Boro 1808 Escandio 1879Cloro 1774 Calcio 1808 Holmio 1879Manganeso 1744 Iodo 1811 Tulio 1879Oxígeno 1744 Cadmio 1817 Gadolino 1880Molibdeno 1778 Litio 1817 Neodimio 1885Telurio 1782 Selenio 1817 Praseodimio 1885 Astato 1940Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio 1940Circonio 1789 Bromo 1826 Germanio 1886 Plutonio 1940

Arsénico ~1250 (1824) Aluminio 1827 Argon 1894 Curio 1944Fósforo 1669 Uranio 1789 Torio 1828 Europio 1896 Americio 1945Antimonio 1700 (1841) Vanadio 1830 Kripton 1898 Prometio 1947

Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon 1898 Berkelio 1950(1808) Erbio 1843 Polonio 1898 Californio 1950

Titanio 1791 Terbio 1843 Radio 1898 Einstenio 1954(1910) Rutenio 1844 (1911) Fermio 1954

Ytrio 1794 Xenon 1898 Mendelevio 1955Actinio 1899 Nobelio 1957

Cromo Radon 1900Berilio

PERIODO DELA ALQUIMIA

EDADANTIGUA

SIGLO XVIII SIGLO XIX

1801 - 1850 1851 - 1900 1901 - 1939

1901 - 1939

SIGLO XX

DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS

6

Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de combinación del estroncio era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y que estas relaciones también se presentaban con otros elementos.

Por lo que propuso la formación de triadas.


calcio 40.08 cloro 35.457 litio 6.940 azufre 32.066

estroncio 87.63 bromo 79.916 sodio 22.991 selenio 78.96

bario 137.36 yodo 126.91 potasio 39.100 telurio 127.61

7

En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico.

Los elementos análogos caían prácticamente sobre la misma generatriz pero el diagrama era tan complicado que NADIE LO ENTENDIÓ.


8

Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música

Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones


9

Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendelejew al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos.

En síntesis, Mendelejew logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos


10

• La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.


11

Convencido del carácter general de su ley no dudó en dejar vacíos lugares de la tabla, así como invertir el orden del telurio y de suponer dudosos los pesos atómicos de algunos elementos


12

En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico alemán, estudió

también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus

propiedades físicas, lo que llevó a representar gráficamente los

volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento

electroquímico y otras propiedades.


13

Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer (a la izquierda) o el ruso Dmitri Mendeleiev.

Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyerpublicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos.

La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta.


14

En 1868, Meyerconstruyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación.

Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.


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PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ).

H = 1

Li = 7

I II

Be = 9.4B = 11C = 12N = 14O = 16F = 19

Na = 23

V

Zr = 90Nb = 94Mo = 96Rh = 104.4Ru = 104.4Pd = 106.6Ag = 108Cd = 112Ur = 116Sn = 118Sb = 122Te = 128?

J = 127Cs = 133Ba = 137

VI

? = 180Ta = 182W = 186Pt = 197.4Ir = 198

Os = 199Hg = 200

Au = 197?

Bi = 210

Tl = 204Pb = 207

IV

Ti = 50V = 51Cr = 52

Mn = 55Fe = 56

Ni = Co = 59Cu = 63.4Zn = 65.2? = 68? = 70

As = 75Se = 79.4Br = 80Rb = 85.4Sr = 87.6

Ce = 92La = 94Di = 95Th = 118?

III

Mg = 24Al = 27.4Si = 28P = 31S = 32Cl = 35.5K = 39

Ca = 40? = 45

?Er = 56?Yt = 60?In = 75.6

16

Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un nombre provisional formado por un prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecino.

También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico. Por ejemplo:


Nombre Mendelejew Nombre actual Nombre Mendelejew Nombre actual

eka aluminio galio dwi manganeso renio

eka silicio germanio dwi telurio polonio

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•Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos.

•Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo.

•Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química descriptiva.

Fortalezas de la Tabla periódica de MendelewFortalezas de la Tabla periódica de Mendelew


18

•El hidrógeno no tiene un sitio adecuado

•La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas).

•No se establecen relaciones cuantitativas.

DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICADEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA


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TIPOS DE TABLAS PERIODICASTIPOS DE TABLAS PERIODICAS

20

Representaciones gráficas de la Tabla periódica

Representaciones gráficas de la Tabla periódica

• Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleevy Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica. La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semi-larga.

21

1 s

p1 p2 p3 p4 p5 p6

f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

5f

4f

3s 3p

4s

5s

6s

7s

2s

5d

4p

6d

4d

3d

5p

6p

2p

s1 s2

2

3

4

5

6

7

Metales de transición

Metales de transición inertes

f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8

s2

Elementos Representativos

PERIODO

22

23

Tabla periódica semilargaTabla periódica semilarga

• Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia

24

Tabla periódicaTabla periódica

• Hay parecidos entre los elementos dediferentes familias, cuando la relacióncarga/radio son similares y cuando tienen elmismo número de electrones de valencia. Porejemplo: (n 1)d1ns2 y ns2 np1

• Este formato de tabla saca los 14 elementosque siguen al lantano y los 14 elementos quesiguen al actinio

• Pone en evidencia el bloque de los elementosque orbitales s en la capa de valencia, los p, losd y los f.

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PeriodicidadPeriodicidad

• En un periodo n = constante pero aumenta Z ( número de protones) lo que genera:

• Disminución de tamaño• Aumento de la energía de ionización• Aumento de la carga nuclear efectiva

26

Las propiedades periódicas

Las propiedades periódicas

27

Número atómicoNúmero atómico

• El número atómico corresponde al número de protones, por lo queaumenta de izquierda a derecha encada periodo y de arriba hacia abajoen un mismo grupo.

28

Número atómicoNúmero atómico

Aumenta

Aum

enta

29

• Energía mínima necesaria para separar unelectrón de un átomo neutro o de un ióngaseosos

• M (g) M+ (g) + 1e

• Aumenta de izquierda a derecha y disminuyede arriba abajo.

ENERGÍA DE IONIZACIÓNENERGÍA DE IONIZACIÓN

30

+33

Primer electrón

PRIMERA ENERGIA DEPRIMERA ENERGIA DEIONIZACIIONIZACIÓÓN PARA EL LITION PARA EL LITIO

124 kcal mol-1

Li Li+ + e-

+33

Segundo electrón

SEGUNDA ENERGIA DESEGUNDA ENERGIA DEIONIZACIIONIZACIÓÓNN

1740 kcal mol-1

Li+ Li2+ + e-

+33

Tercer electrón

TERCERA ENERGIA DETERCERA ENERGIA DEIONIZACIIONIZACIÓÓNN

2806 kcal mol-1

Li2+ Li3+ + e-

31

Li Be B C N O F En un periodo n es constante, aumenta Z* y

E.I. aumenta

kJ mol-1

s1 s0s1 s0

s2 s1s2 s1

s2 p1 s2s2 p1 s2

s2 p2 s2 p1s2 p2 s2 p1

s2 p4 s2p3s2 p4 s2p3

s2 p3 s2 p2s2 p3 s2 p2

s2 p5 s2p4s2 p5 s2p4

520.3899.5800.6

1086.4

1402.31314.01681.0

LiBeBC

NOF

32

En una familia n y Z* aumenta, pero el aumento del volumen domina y E.I. disminuye

Li 520.3Na 495.8K 418.9

Rb 403.0

1 ns0nsn = 1

n = 2

n = 3

n = 3

33

0

500

1000

1500

2000

2500

1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101Z

E.I.

(kJ/

mol

)

E.I.

He

Ne

Ar

RnXe

Kr

0

500

1000

1500

2000

2500

1 11 21 31 41 51 61 71 81 91 101Z

E.I.

(kJ/

mol

)

E.I.

He

Ne

Ar

RnXe

Kr

34

Primera energía de ionizaciónPrimera energía de ionización

100200300400

600500

kcal

mol

-1

He

Ne

ArH

Li

Na

Be

Mg

B

Al

C

SiP

N O

SCl

F

100200300400

600500

kcal

mol

-1

NaMg

AlSi

P SCl

100200300400

600500

kcal

mol

-1

NaMg

AlSi

P SCl

1hidrógeno

litioberilio

borocarbono

nitrógeno oxígeno

flúorneon

helio

100200300400

600500

mol

-1

litioberilio

borocarbono

neón

Z*

n

35

Afinidad electrónicaAfinidad electrónica

• Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un electrón: X(g) + 1 e- X-(g)

H = - afinidad electrónica

+9

-

F(g) + 1e F (g)F(g) (g)F(g) (g)

S- (g) + 1e- S2- (g)

36

AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOSREPRESENTATIVOS

-400

-300

-200

-100

0

100

200

300

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90

Número Atómico (Z)

A.E.(kJ/m

ol)

BeMg

Ca Sr

Ba

37

Afinidad electrónicaAfinidad electrónica

• Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa).

• Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño.

Aum

enta

Aumenta

38

• Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo

• La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad

ElectronegatividadElectronegatividad

39

• Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X)

• Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es:

• Xa-Xb = 0.208 [ Dab-(DaaDbb)1/2] ½

• Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/mol.

Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares.


40

• Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como

• Xm = (AE + EI)/2

• Alfred y Rochow definieron la electronegatividad

• Xm = (Z*e)/r x 100


41

• Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

• Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.


42

Periodo 2 Li Be B C N O F

1 1.5 2 2.5 3 3.5 4

Periodo 3 Na Mg Al Si P S Cl

0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3


43

1

2

3

4

Li

Na

Cl

Mg

SB

C

N

O

F

Be

H

AlSi

P

Período 1

Período 3

Período 2

Valores de Pauling

Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio44

2.1

1

Hidrógeno

1.0

3

Litio

1.5

4

Berilio

2.0

5

Boro

2.5

6

Carbono

3.0

7

Nitrógeno

3.5

8

Oxígeno

4.0

9

Flúor

10

Neón

2

Helio

ELECTRONEGATIVIDAD

1

2

3

4

Li

Na

Cl

Mg

SBC

NO

F

BeH

AlSi P

Período 1

Período 3

Período 2

Valores de Pauling

45

H

Li Be B C N O F

Na0.9

Al1.5

Si1.8

1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Rb0.8

Cs0.7

Ba0.9

Ca1.0

Sr1.0

Ga1.6

In1.7

Tl1.8

Pb1.8

Sn1.8

Ge1.8

As2.0

Sb1.9

Bi1.9

Po2.0

Te2.1

Se2.4

Br2.8

I2.5

Xe3.1

Mg1.2

2.1

1.0

Electronegatividad para los elementos representativos

Aum

enta

Aumenta

46

• El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

• El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es no-polar

• Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entredos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

• A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta,se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos.

H C H N H O H F Li FEnlace

Diferencia deelectronegatividades

Carácter iónicoporcentual

0.4 0.9 1.4 1.9 3.0

bajo 27% 33% 41% 87%

47

Carga nuclear efectiva (z*)Carga nuclear efectiva (z*)

• Los electrones más cercanos al núcleo “tapan” lacarga positiva de los protones. Este fenómeno seconoce como apantallamiento y es causa de quelos electrones más externos son atraídos por elnúcleo con una fuerza menor.

• La carga del núcleo después de que se le resta elefecto pantalla de los electrones internos sedenomina carga nuclear efectiva o Z*.

48

Z* = Z -

Carga nuclear efectivaCarga nuclear efectivaPara calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene:

Donde:Z es el número atómico del elemento.

Constante de apantallamiento

49

Para calcular la constante de apantallamiento :

1. En un orbital ns o np

1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . .

1.2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta.

1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0.35

1.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.85

1.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen con 1.0

Z* = Z -

50

2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s :

2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . .

2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa consideradano apantallan.

2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f)apantallan con 0.35.

2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nfconsiderado contribuyen con 1.00

Para calcular la constante de apantallamiento s:

Z* = Z -

51

1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno7N 1s2 2s2 2p3

1.1 (1s)2 (2s, 2p)5

1.2 s = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10

1.3 Z* = 7 - 3.10 = 3.9

2. Considerando un electrón 3d del 30Zn2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2

2.2 s = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15

2.3 Z* = 30 - 21.15 = 8.85

Ejemplos de cálculos de Z*

52

(4d)10 (4f)14 (5s 5p)8 (5d)10 (6s6p)4

3 x 0.35 = 1.05

18 x 0.85 = 15.3

60 x 1.0 = 60

Pb = 82

Suma efecto pantalla = 76.35

Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo

Z* = 82-76.35 = 5.65

53

El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectiva

Zr n aef *

2

0*

RADIOSRADIOS

54

Radio atómicoRadio atómico

Aumentan hacia abajo en un grupo.

En cada periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro.

55

Radio atómicoRadio atómico

Figura: Radio atómico en la tabla periódica,Enciclopedia Encarta

56

Radio covalente Radio covalente

• Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares.

• El radio covalente se considera como la mitad de la distancia entre los átomos de la molécula.

57

Radio de van der WaalsRadio de van der Waals Radio covalenteRadio covalente

Cl Cl

Cl ClCl Cl

Cl Cl

58

Cl Cl Cl Cl

Radio covalente Radio covalente

Radio de van der WaalsRadio de van der Waals

59

Cl-Cl- Cl-Cl-Cl-Cl-Cl- Na+

Na+ Na+ Na+

Na+ Na+Na+

Cl-

Cl - Cl-Cl-

Cl-

Cl-

Cl-

Na+

Na+ Na+ Na+

Na+ Na+Na+

Radio iónico Radio iónico

De la distancia entre núcleos, ¿cuándo le corresponde al anión y cuánto al catión?

60

Radio metálicoRadio metálico

Na Na

Na Na Na Na Na

NaNaNaNaNa Na

Na Na Na Na Na

NaNaNaNa

2r

61

Radio

de

van

der

Waals

Li Be B C F

Na Mg Al Si

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

P S Cl

H

Li

1.23Be B C N O

1.57

Mg

1.36

Al

1.25 1.17

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64

1.10

S

1.04

Cl

0.99

Radio covalente-metálico A 0.37

1.54

Ar

1.12

Ne

He0.93

62

2.12

H-

1.54N

1.71

O2- F-

Cl-1.81

S2-

1.84P 3-Na+

0.97Mg2+ Al3+ Si

Li+Be2+

0.66 0.51 0.41

B C0.60

3-O

2-1.40

F-1.36

Cl-

1.81

S2-

1.84

Na+ Mg2+Al3+ Si

4+

Be

0.31

0.66 0.51 0.41

B C0.60

Radio iónico Å

63

AU

ME

NT

A R

AD

IO C

OV

AL

EN

TE

AUMENTA RADIO COVALENTE

H

Li1.23 Be B C N O F

Na1.57

Al1.25

Si1.17

0.89 0.81 0.77 0.70 0.66 0.64P

1.10S

1.04Cl

0.99K

2.03

Rb2.16Cs

2.35Ba

1.98

Ca1.74Sr

1.91

Ga1.25In

1.50Tl

1.55Pb

1.54

Sn1.40

Ge1.22

As1.21Sb

1.40

Bi1.50

Po1.53

Te1.37

Se1.17

Br1.14

I1.33

Xe1.30

Mg1.36

0.37

64

Cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un númerode oxidación de -1.

El cloro comparte electrones con otra molécula de cloro; número de oxidación 0.

Cloro "pierde" un electrón para el oxígeno; número deoxidación es ahora +1.

El cloro "pierde" 3 electrones;número de oxidación es ahora +3.

Cloro "pierde" 5 electrones;número de oxidación es +5.

Cuando el cloro "pierde" todos suselectrones (7); su número de oxidación es +7.

HCl

Cl2

HClO

HClO2

HClO4

HClO3

ClH

ClCl ClCl

ClOH ClOH

Cl OOH Cl OOH

ClO O

O

O

H ClO O

O

O

H

ClOH

O

OClOH

O

O

Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HClCl2

HClOHClO2

HClO3

HClO4

-10

+1+3+5+7

(+1) + (-1) = 0 (0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0(+1) + (+3) + 2(-2) = 0(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Molécula Núm. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HClCl2

HClOHClO2

HClO3

HClO4

-10

+1+3+5+7

(+1) + (-1) = 0 (0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0(+1) + (+3) + 2(-2) = 0(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

ESTADOS DE OXIDACIÓN

ESTADOS DE OXIDACIÓN

65

Molécula No. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HClCl2

HClOHClO2

HClO3

HClO4

-10+1+3+5+7

(+1) + (-1) = 0 (0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0(+1) + (+3) + 2(-2) = 0(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Molécula No. Oxidación del Cl H Cl O Suma

HClCl2

HClOHClO2

HClO3

HClO4

-10+1+3+5+7

(+1) + (-1) = 0 (0) + (0) = 0

(+1) + (+1) + (-2) = 0(+1) + (+3) + 2(-2) = 0(+1) + (+5) + 3(-2) = 0(+1) + (+7) + 4(-2) = 0

Estadosde

Oxidación

Número de FamiliaElemento (Fila 4 )No. de e- s y d

+1+2+3+4+5+6+7

ESTADOS DE OXIDACION DE LOS METALES DE TRANSICION DE LA FILA 4

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIBSc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

66

PROPIEDADES FÍSICASPROPIEDADES FÍSICAS

67

Tem

pera

tura

ºC

4000

2000

3000

1000

-2730

-2730

-2730

-2730

-2730

Li

BeB

C

ON F Ne

Cl Ar

Si

AlMgNa P S

K

Ca

Ga

Ge

SeBr Kr

As

TeSb

SnIn

Sr

Rb XeI

Pb Bi PoAt

RnTl

Ba

Cs

PUNTOS DE FUSION DE LOSELEMENTOS REPRESENTATIVOS

68

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

Ra

Be

Na Mg

H He

Fr

Li

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Ac Th Pa U Np Pu Am

Cm Bk Cf Es Fm Md No

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun

Uuu

Uub

Gas

Radioactivo

Sólidolíquido

Artificial

*

*

*T fusion < 30°C

69

1 H GasesInertesVIIIA

Metales Tierras 2 HeAlcalinos Alcalinas Sólidos Gases Halógenos

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA3 Li 4 Be 5 B 7 N 8 O 9 F 10 Ne

11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 16 S 17 Cl 18 Ar

19 K 20 Ca 31 Ga 32 Ge 35 Br 36 Kr

(líquido)37 Rb 38 Sr 49 In 52 Te 53 I 54 Xe

55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn

51 Sb

15 P

33 As 34 Se

50 Sn

6 C

Irr

70

1 H G a s e sI n e r t e sV I I I A

M e t a le s T ie r r a s 2 H eA lc a lin o s A lc a lin a s S ó lid o s G a s e s H a ló g e n o s

I A I I A I I I A I V A V A V I A V I I A3 L i 4 B e 5 B 7 N 8 O 9 F 1 0 N e

1 1 N a 1 2 M g 1 3 A l 1 4 S i 1 6 S 1 7 C l 1 8 A r

1 9 K 2 0 C a 3 1 G a 3 2 G e 3 5 B r 3 6 K r

( líq u id o )3 7 R b 3 8 S r 4 9 I n 5 2 T e 5 3 I 5 4 X e

5 5 C s 5 6 B a 8 1 T l 8 2 P b 8 3 B i 8 4 P o 8 5 A t 8 6 R n

5 1 S b

1 5 P

3 4 S e

5 0 S n

6 C

3 3 A s

Irr

IrrIrr

Empaquecerrado(12)*

Empaquecaracentrada(8)

CúbicoSimple(6)

EmpaqueIrregular

IcosaedroBoro(5+)

Diamante(4)

EstructuradeHojas (3)

CadenasHelicoidales(2)

MoléculasTetraédricas(3)

Anillos(2)

MoléculasMonoatómicas

MoléculasDiatómicas

MoléculasDiatómicas(1)

* Numero de vecinos más cercanos

EMPAQUETAMIENTODE ATOMOSMETALICOS

ENLACES COVALENTESDE SOLIDOS

SOLIDOSMOLECULARES GASES

71

N N O O Ne

107 8 9

Nitrógeno Oxígeno

Flúor

Neón

Gases moleculares

Gas monoatómico

F F

2 2

2 2 2

2+ + + ++++ C

BB BB

B BB B

CC C

Número atómico 3 4 5 6

Litio Berilio Boro Carbono

Sólidos metálicos Sólidos covalentes

B

CC

C

CC

C2

++

+ ++++

Si

72

+ + + ++++

+ + + ++++ CC

BB BB

B BB B

BB BB

B BB B

CC CC C


Sodio Magnesio Aluminio Silicio

Só lidos metálicos Só lidos covalentes

B

CC

C

CC

C2 2 2

2 2 2

22 2

2 2 2

2

+++

+ ++++ + + +

++++ + + +

+++ CC

BB BB

B BB B

BB BB

B BB B

CC CC C


Sodio Magnesio Aluminio Silicio

Só lidos metálicos Só lidos covalentes

B

CC C

C

C CC

C

C2 2 2

2 2 2

22 2

2 2 2

2

+++

+ +++

ArAr

1815 16 17

Fósforo Azufre Cloro Argón

Gasesmoleculares

Gas monoatómico

Cl ClSS SSS

SSS

SS SSS

SSSP

P

P

P PP

P

PArAr

1815 16 17

Fósforo Azufre Cloro Argón

Gasesmoleculares

Gas monoatómico

Cl ClSS SSS

SSS

SS SSS

SSSP

P

P

P PP

P

P

Si

SiSiSi3+ 3+ 3+ 3+

3+ 3+ 3+ 3+

.

Sólido covalente

73

V A V IA V IIA7 N 8 O 9 F

1 6 S 1 7 C l

3 5 B r

(líq uid o )5 1 S b 5 2 T e 5 3 I

8 3 B i 8 4 P o 8 5 A t

5 1 S b

3 4 S e3 3 A s

1 5 P

Moléculas gaseosas

OO

Moléculas gaseosas

OO

Moléculas gaseosas

N N

Moléculas gaseosas

N N

Moléculas sólidas

SS SSS

SSS

Moléculas sólidas

SS SSS

SSS

SS SSS

SSS

Moléculas sólidas

PP

P

P

Moléculas sólidas

PP

P

P

74

Punto de fusiónPunto de fusión• El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia

de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm.

• El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos.

• Para los de transición externa existe una tendencia a reducir su punto de fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos.

• Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.

75

Punto de fusiónPunto de fusión

76

Puntos de fusión de los metales de transición del 4º periodo

0

200

400

600

800

1000

1200

1400

1600

1800

2000

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32Z

Punt

o de

Fus

ión

(o C)

Ca

ScTi V

Cr

Mn

Puntos de fusión de los metales de transición del 4º periodo

0

200

400

600

800

1000

1200

1400

1600

1800

2000

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32Z

Punt

o de

Fus

ión

(o C)

Ca

ScTi V

Cr

Mn

77

Punto de ebulliciónPunto de ebullición

• Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba.

• En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel

78

Punto de ebulliciónPunto de ebullición

79

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

B C N O F Ne

Al Si P S Cl Ar

Ra

Be

Na Mg

H He

Fr

Li

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub

Esencial a todas las especies biológicas investigadas

Esencial a al menos una especie biológica.

Función biológica sugerida.

Esencial especie humana

Sugerido esencial especie humana

Importancia de los elementos a nivel biológicoImportancia de los elementos a nivel biológico

80

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