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Química Inorgánica
Tabla Periódica y Enlaces
Químicos
Ing. Santiago Figueroa Lorenzo
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Correo electrónico: [email protected]
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Sitio Web de la Asignatura: http://urmate.jimdo.com
Objetivos
• Conocer la Tabla Periódica, desde su historia hasta
el modelo actual.
• Conocer el concepto de enlace químico.
• Conocer los tipos de enlaces químicos.
Introducción
Hace mucho tiempo los antiguos químicos, quienes
sintetizaron e identificaron un gran número de
elementos, debieron notar que, aunque existe una
gran variedad de elementos y cada uno se
caracteriza por sus propiedades, hay varios que se
parecen mucho entre si, de tal modo que se
pueden organizar en grupos de acuerdo con sus
propiedades.
Introducción
Considerando las
similitudes entre las
propiedades de las sustancias elementales y
además las masas relativas de sus átomos, que ya
se habían determinado, comenzó la búsqueda por
encontrar una forma de organizar los elementos
conocidos, con la finalidad de resumir los
conocimientos que se tenían y predecir otros que
apenas se sospechaban. Esta búsqueda culminó en
la elaboración de la tabla periódica que conocemos
y usamos en la actualidad.
Historia
Primeros Intentos
Para construir una tabla periódica era necesario partir de
una tabla de elementos. La primera lista de elementos
fue publicada en 1789 por Antonie-Laurent Lavosier.
Símbolos Químicos
Siguiendo una costumbre antigua los alquimistas
designaron a los metales y otras sustancias con los
símbolos de los planetas.Así,
• El símbolo del Sol designaba al oro
• El caduceo al Mercurio
• La guadaña de saturno al Plomo
Historia
Representaciones de alquimistas
Historia
Símbolos de Dalton
Mendeleiev, creador de
la Tabla
1860 el científico ruso Dmitri Mendeleiev, tomando en
cuenta los valores de la masa atómica propuso la primera
Tabla Periódica de Elementos.
El consideraba no solo las masas atómicas, sino también
volumen atómico, el color, reactividad
Tabla de Mendeleiev
Metales, no metales y
semimetales
La Tabla Periódica agrupa los elementos en metales, semimetales y no
metales
• Los metales se distinguen porque generalmente brillan, conducen la
electricidad y son maleables
• Los no metales, son polvos, opacos o gases que no conducen la
corriente eléctrica y por lo regular reaccionan con los metales para
formar sales
• Los semimetales se encuentran en la frontera presentando
características de ambos grupos Ejemplo: Grafito, conduce la corriente
pero no tiene aspecto metálico
Tabla Periódica Actual
Grupos, Períodos y
Bloques
• Número Atómico: Corresponde al número de Protones
del elemento y se usa para ordenarlos de manera
creciente.
• Masa Atómica
• Número de Oxidación: Número de electrones que
puede ganar o perder un átomo al unirse con otro.
Grupos, Períodos y
Bloques
Grupo
Período
• 18 columnas llamadas grupos o familias
• 7 filas llamadas períodos
Grupos y Períodos
• Períodos: Representa el número de niveles de energía.
• Grupo: Representa cantidad de electrones en el último
nivel de energía. Entendido como el número de
electrones en la última capa, y por ello, tienen
características o propiedades similares entre sí. Por
ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de
1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos
tienden a perder ese electrón al enlazarse
como iones positivos de +1. Los elementos en el último
grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales
tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y,
por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Grupos
•Grupo 1 (I A): los Metales alcalinos
•Grupo 2 (II A): los Metales alcalinotérreos
•Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
•Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
•Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
•Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
•Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
•Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
•Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
•Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
•Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
•Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
•Grupo 13 (III A): los Térreos
•Grupo 14 (IV A): los Carbonoideos
•Grupo 15 (V A): los Nitrogenoideos
•Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
•Grupo 17 (VII A): los Halógenos
•Grupo 18 (VIII A): los Gases Nobles
Tabla Periódica
Se han descubierto 114 elementos, pero
solo los primeros 92 se han encontrado en
la naturaleza, el resto se han sintetizado en
el laboratorio.
¿Qué elementos de la Tabla
indican Periodicidad?
1. Radio Atómico
2. Electronegatividad
3. La energía de Ionización
4. Afinidad Electrónica
Radio Atómico
Radio Atómico: Es la distancia que hay entre los
núcleos atómicos de dos elementos continuos.
Radio Atómico
Presenta un comportamiento periódico
• En los períodos (de izquierda a derecha) decrece debido a que a la
derecha aumenta la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre
los electrones del último orbital.
• En los Grupos (de arriba hacia abajo) crece porque aumenta en el
período la cantidad de niveles de energía y el átomo se hace más
grande.
Radio Atómico
Electronegatividad
La electronegatividad (abreviación EN, símbolo χ (letra griega chi)),
es la medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos
frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones,
cuando forma un enlace químico en una molécula.1 También debemos
considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un
átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie
molecular como en sistemas o especies no moleculares. El flúor es el
elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con
menos electronegatividad.
Electronegatividad
La electronegatividad de un átomo determinado, está afectada
fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia
promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta
propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y
moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por
primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace
de valencia.2 La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de
manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede
determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras
propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay
pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos
muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por
Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un
número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala
varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.
Electronegatividad
Energía de Ionización
La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía
necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de
un átomo o de una molécula.
La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
Siendo
los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico;
energía de ionización y
un electrón.
, la
Energía de Ionización
Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en
el incremento de las energías de ionización cuando barremos la Tabla Periódica
de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la
electronegatividad, contracción del tamaño atómico y aumento del número de
electrones de la capa de valencia. La causa de esto es que la carga nuclear
efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas
energías de ionización. Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto
en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en
función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Energía de Ionización.
Tendencias
•
Los elementos alcalinos, grupo1, son los que tienen menor energía de ionización en
relación a los restantes de sus periodos.Ello es por sus configuraciones electrónicas
más externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el
núcleo,ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el
núcleo y el electrón considerado.
•
En los elementos alcalinotérreos, grupo2, convergen dos aspectos carga nuclear
efectiva mayor y configuración externa ns2de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen
mayores energías de ionización que sus antecesores.
•
Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la Tabla Periódica, los gases nobles, son
los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta
simetría cuántica.
•
Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo
18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva,
en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.
Energía de Ionización
Afinidad Electrónica
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando
un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) que captura un electrón y forma
un ion mononegativo:
Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la
fuerza atractiva del núcleo, que tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida,
cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema
Internacional de Unidades, en kJmol-1.
También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería
la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un
determinado elemento; evidentemente la entalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los
gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo,
por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.
Afinidad Electrónica
La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto
pantalla no es potente o cuando decrece el número atómico. Visto de otra
manera: aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo
hace la electronegatividad. En la tabla periódica tradicional no es posible
encontrar esta información.
Los elementos del bloque p, y en concreto los del grupo 17, son los que
tienen las mayores afinidades electrónicas, mientras que los átomos con
configuraciones externas s2 (Be, Mg, Zn), s2p6 (Ne, Ar, Kr) junto con los que
tienen semi lleno el conjunto de orbitales p (N, P, As) son los de más baja
Afinidad Electrónica.
Esto último demuestra la estabilidad cuántica de estas estructuras electrónicas
que no admiten ser perturbadas de forma fácil. Los elementos que presentan
mayores Afinidad Electrónica son el flúor y sus vecinos más próximos O, S, Se,
Cl y Br -aumento destacado de la carga nuclear efectiva que se define en esta
zona de la Tabla Periódica -, salvo los gases nobles que tienen estructura
electrónica cerrada de alta estabilidad y cada electrón que se les inserte debe
ser colocado en una capa superior vacía.
Afinidad Electrónica
• Los elementos situados en la parte derecha de la Tabla Periódica, bloque p, son los
de afinidades electrónicas favorables,manifestando su carácter claramente no metálico.
• Las afinidades electrónicas más elevadas son para los elementos del grupo 17,
seguidos por los del grupo 16.
• Es sorprendente que el flúor tenga menor afinidad que el cloro, pero al colocar un
electrón en el F, un átomo más pequeño que el Cl, se deben vencer fuerzas repulsivas
entre los electrones de la capa de valencia. A partir del cloro la tendencia es la esperada
en función de la mayor distancia de los electrones exteriores al núcleo.
• El nitrógeno tiene una afinidad electrónica muy por debajo de sus elementos vecinos,
tanto del periodo como de su grupo, lo que es debido a su capa de valencia semillena
que
es
muy
estable.
• Los restantes elementos del grupo 15 si presentan afinidades electrónicas más
favorables, a pesar de la estabilidad de la capa semillena, porque el aumento del
tamaño hace que esa capa exterior esté separada del núcleo por otras intermedias.
Orden de la Tabla y sus
configuraciones electrónicas
Enlace Químico
Concepto
El enlace químico es la interacción entre dos o más
partículas mediante fuerzas de atracción.
Interacción
¿ Qué ocurre con las propiedades de las sustancias?
1- Gaseosa: No tienen volumen fijo ni forma definidos,
exhiben densidades muy bajas comparadas con los líquidos
o sólidos; podemos variar su volumen aumentando la
presión sobre ellos.
2- Líquido: Tienen un volumen fijo; sus densidades son
mucho mayores que las de los gases, comparables a las de
los sólidos. Las partículas se encuentran cerca unas de otra,
interactuando y atrayéndose más que la del gas pero
conservando la suficiente movilidad como para no
permanecer en una posición fija.
3- Sólido: Las partículas se encuentran a tan corta distancia
unas de otra y se atraen tan fuertemente que su movilidad
es casi nula y se encuentran vibrando ligeramente alrededor
de posiciones fijas, en los sólidos las partículas tampoco son
independientes y, además, no fluyen.
Tipos Enlace Químico
Tipos Enlace Químico
Metálico
Iónico
Covalente