2012

QUÍMICA MENCIÓNQM-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. 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. En 1869 los trabajosrealizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev rinden frutos y es él quien con justiciala historia menciona como creador de lo que hoy conocemos como “tabla periódica”.

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.

En el año 1869 se enuncia, la ley periódica de los elementos químicos y se conforma la tablaperiódica.

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 la misma distribución electrónicapresentarán 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 P E R I O D O S

18 columnas

Los elementos de un mismo grupo poseenpropiedades químicas similares y secaracterizan por tener el mismo número deelectrones en su último nivel de energía.Cada elemento perteneciente a un mismogrupo se ubica en períodos distintos. Sueledesignarse con notación romana (I, II, III…)indicando con letra el tipo de elemento al quecorresponde un determinado grupo.

7 filas

Los elementos de un mismo período poseenigual cantidad de niveles de energía. Losperíodos son numerados dependiendo delvalor del nivel energético más externo. Cadaperíodo comienza con un metal alcalino yconcluye con un gas noble a excepción delprimer nivel, donde se ubica el hidrógeno.

TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

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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

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 DE LOS ELEMENTOS

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 dela distancia entre los centros de los átomosadyacentes del metal.

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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, sinembargo, los electrones se repelen por su carga negativa, ambas contribucionesde fuerza electrostática determinan el tamaño de un átomo.

VARIACIÓN 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.

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

RADIOS IÓNICOS

Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando cargados eléctricamente. Se defineentonces radio iónico, como el tamaño de esos iones formados, sean cationes o aniones.

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

10

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 QUEEL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO”

“EL RADIO DE UN ANIÓN ES MAYOR QUEEL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO”

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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LA CARGA NUCLEAR EFECTIVA (ZEF)

Se define Zef a la carga con que el núcleo atrae los electrones más externos. Esta depende de 2factores relacionados directamente: el número atómico (Z) y del efecto pantalla (S).

En los átomos polielectrónicos, los electrones más externos, están siendo sometidos a una menoratracción por el núcleo, debido al efecto del apantallamiento ejercido por los electrones internos.

El efecto pantalla (S) se puede determinar mediante la relación de Slater cuya expresiónmatemática está dada por

Donde: Nn: número de electrones del nivel de energía más externo (último nivel). Nn-1: número de electrones del nivel de energía inmediatamente inferior al más externo

(penúltimo nivel). N’: número de electrones restantes que no han sido considerado antes.

Desarrollemos un ejemplo:

Cálculo de Zef para el F-1.

F-1: 1s2, 2s22p6 ; Z = 9; S = 0,35 · 8 + 0,85 · 2 = 4,5

En consecuencia:Z S Zef

F-1 9 4,5 4,5

Na+ 11 4,5 6,5

Mg+2 12 4,5 7,5

Al+3 13 4,5 8,5

EN LA TABLA, SE OBSERVA QUE MIENTRAS “MAYOR ES EL ZEF, MENOR ES ELRADIO IÓNICO”, POR LO TANTO, MIENTRAS MÁS POSITIVO ES UNCOMPONENTE DE UNA SERIE ISOELECTRÓNICA, MENOR SERÁ SU RADIO.

Zef = Z - S

S = 0,35 Nn + 0,85Nn-1 + N´

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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 ion gaseoso. A diferencia de los átomos en estado líquidoy sólido, 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.

¿Cuáles son los factores que inciden en las energías de ionización?

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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

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.

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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.

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

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PROPIEDADES PERIÓDICAS EN EL SISTEMA PERIÓDICO

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 04

1. Si el ion Y-2 presenta la configuración electrónica siguiente

1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6

Entonces el grupo y periodo del elemento en el sistema periódico será

Período Grupo

A) 3 VIII – AB) 4 VIII – AC) 4 II – AD) 3 VI – AE) 3 II – A

2. De acuerdo con el sistema periódico el número de electrones de valencia que presenta elátomo de Fósforo 15P en estado fundamental es

A) 2B) 5C) 7D) 9E) 10

3. Considerando la clasificación de los elementos respecto de su ubicación en el sistemaperiódico, el elemento Rubidio (37Rb) sería un

A) metal alcalino.B) metal alcalino - térreo.C) anfígeno.D) halógeno.E) gas inerte.

4. Si un elemento químico presenta 2 niveles de energía y 8 electrones en el nivel más externo,debiera ser un

A) metal.B) no metal.C) anfótero.D) gas inerte.E) átomo radiactivo.

5. Los metales son elementos que presentan baja

I) energía de ionización.II) electronegatividad.III) conductividad eléctrica.

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

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6. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas para 2 átomos distintos en estado basal

X: 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p3

Y: 1s2, 2s2 2p6, 3s1

Es correcto inferir de ambos que

I) X tiene menor energía de ionización que Y.II) las electronegatividades de ambos son iguales.III) Y es un elemento representativo y metálico.

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

7. Considerando los siguientes valores para los números atómicos de 3 átomos distintos. Aldesarrollar correctamente la configuración electrónica, debe(n) ser elemento(s) halógenos

I) Z = 23II) Z = 25III) Z = 35

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

8. Comparando los átomos de 11Na y 12Mg, vecinos en el sistema periódico, es posible inferircorrectamente que

I) ambos átomos presentan naturaleza metálica.II) el radio atómico de 12Mg es menor que el de 11Na.III) al convertirse en sus respectivos iones estables, 11Na+1 tiene mayor radio

iónico que 12Mg+2.

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

9. Analizando la lista de especies químicas isoelectrónicas

15X-3

17Z-1

20Y+2

19R+1

1 2 3 4

El orden correcto para el aumento en el radio iónico debe ser

A) 3 < 4 < 1 < 2B) 3 < 4 < 2 < 1C) 3 < 1 < 2 < 4D) 3 < 2 < 1 < 4E) 3 < 2 < 4 < 1

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10.De acuerdo con los siguientes datos para un átomo

Valores de n y del electrón diferencial: 3 y 0 respectivamente. Ubicación en tabla periódica: grupo II-A. Naturaleza del átomo: metálica. Gas inerte más cercano: Ne (10Ne)

El elemento en cuestión debiera ser

A) 8OB) 9FC) 11NaD) 12MgE) 13Al

11.Si un elemento químico posee 7 electrones de valencia y sólo tiene 1 electrón desapareadopertenece al grupo

A) I-AB) VII-AC) I-BD) VII-BE) VI-A

12.Si tres átomos pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica, entonces, tienen en común la(el)

I) potencial de ionización.II) cantidad de electrones de valencia.III) tipo de orbital para el electrón diferencial.

De las anteriores es (son) correcta(s)

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

13.De la siguiente lista de especies isoelectrónicas, la menor carga nuclear efectiva (Zef) lapresenta

A) 18ArB) 19K

+

C) 20Ca+2

D) 15P-3

E) 16S-2

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14.Relacionando correctamente la columna A (valores de electronegatividad) con la columna B(elementos representativos), el orden correcto para la columna B de arriba hacia abajo debeser

A B

1. 1,0 ___ 3L2. 2,1 ___ 7X3. 3,0 ___ 1Y4. 4,0 ___ 9Z

A) 1 - 3 - 4 - 2B) 1 - 2 - 4 - 3C) 1 - 4 - 3 - 2D) 1 - 3 - 2 - 4E) 1 - 2 - 3 - 4

15.Un elemento ubicado en el periodo 3 y grupo V-A presenta

I) 1 electrón desapareado.II) estabilidad electrónica.III) comportamiento no metálico.

De las anteriores es (son) correcta(s)

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

DMDO-QM04

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