QUÍMICA I

BLOQUE IV INTERPRETAS LA TABLA PERIÓDICA BIENVENIDA: Gracias por visitar este blog, espero y sea de mucha ayuda y pueda ayudarles a aclarar algunas ideas de química, que para algunos se les dificulta esta materia. Este blog esta destinado a la materia de química enfocado en el manejo de la tabla periódica. En este blog aprenderemos un poco mas detallado sobre este tema, aprenderemos a realizar la tabla periódica para obtener información de los elementos químicos. Docente de la materia de informática: Berenice Alvarado. Nombre del docente intermateria (química I): Juan Felipe.

4.1 Elementos químicos: grupo, periodo y bloque. 4.2 Propiedades periódicas y su variación en la tabla periódica. 4.3 Utilidad e importancia de metales y no metales para la vida socioeconómica del país y del mundo.

La primera clasificación basada en las masas atómicas fue elaborada por Johan Wolfang Döbereiner (1780 – 1849), quien en 1817 propuso que existía una sencilla relación numérica entre las masas atómicas de los elementos con propiedades semejantes. Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.

Basándose en la hipótesis de las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos, Dimitri Mendeleiev publicó en el año 1869 una tabla periódica en la que situó todos los elementos conocidos en aquella época, ordenando los elementos de forma tal que los elementos pertinentes a una misma familia aparecen en la misma línea vertical. Mendeleiev coloco los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos.

A principios del siglo XIX, se conocían la suficiente cantidad de elementos y compuestos como para que fuese necesario hacer una clasificación con el fin de facilitar su comprensión y estudio. Desde el principio se supo la existencia de familias de elementos que compartían propiedades y semejanzas entre sí, incluyéndose que debería de existir una ley natural que tendiese a agrupar y relacionar con lógica a los elementos. La búsqueda de esta ley está llena de intentos, como las Triadas de Dobereiner, las octavas de Newlands, etc, están basados generalmente en dos criterios fundamentales. 1. La similitud de las propiedades fisicoquímicas de los elementos. 2.  La relación entre las propiedades y alguna característica atómica como la masa atómica. Muchos de los intentos por encontrar una forma de agrupación o clasificación de los elementos, ya sea por su originalidad o por su éxito merecen un reconocimiento, y este es el caso de las Triadas de Dobereiner. Las Triad...

Chancourtois fue un químico francés quien ordeno los elementos químicos en función creciente a su peso atómico sobre una curva helicoidal que envolvía a un cilindro, cuya base circular fue dividida en 16 partes iguales. Esta curva helicoidal tenía la particularidad de que si por una parte trazábamos una línea vertical, interceptaba a los elementos con propiedades similares.

En 1864 el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunico al Royal Collage Of Cheministry su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos. Esta ley mostraba una cierta ley de ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre si y en periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas. Como a partir del Calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue preciada por la comunidad científica que lo menos precio y ridiculizo, hasta que 23 años más ...

En 1913 Moseley ordeno los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enuncio "la ley periódica": "si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".                           A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una variación directa entre el ultimo orbital ocupado por un -e de un átomo (configuración electrónica y su posición en la tabla periódica y, por tanto en su reactividad química, formula estequiometrica de compuestos. Se clasifican en cuatro bloques: Bloque s:   A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2. Bloque p:  A la derecha de la tabla, formado ...

La ley de Moseley es una ley empírica que establece una relación sistemática entre la  longitud de onda  de los  rayos X  emitidos por distintos átomos con su  número atómico . Fue enunciada en  1913  por el físico británico  Henry Moseley . Tuvo una gran importancia histórica, pues hasta ese momento, el número atómico era sólo el lugar que ocupaba un elemento en la tabla periódica. Dicho lugar había sido asociado a cada elemento de modo semi-arbitario por  Mendeleiev  y estaba relacionado cuantitativamente con las propiedades de los elementos y sus masas atómicas.

Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos: • Carga nuclear (Z). A mayor ”Z” mayor ”Z* ”, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más protones.  • Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión electrónica. A mayor apantallamiento menor ”Z* ”. Así consideraremos que:  ∗  Z Za = − Variación • 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 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 c...

Tal y como viene enunciado en la ley periódica, hay una serie de propiedades en los elementos que varían de manera periódica al ir aumentando el número atómico.    Tamaño del átomo:      Radio atómico: -                                              --- Radio covalente. -                                              --- Radio metálico.  Radio iónico.  Energía de ionización.  Afinidad electrónica.    Electronegatividad.  Carácter metálico.

Radio atómico: 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. En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo pues existen más capas de electrones. 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,...

También llamado potencial de ionización. "Es la energía necesaria para extraer un -e de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión". Es siempre positiva (proceso endotérmico)). Se habla de 1a  EL (EL1), 2a EL (EL2),... según se trate del primer, segundo,... -e extraído. La EL aumenta hacia arriba en los grupos al haber una mayor atracción por una "Z" parecida y una menor distancia de los electrones externos al núcleo; también aumenta hacia la derecha en los periodos por una mayor "Z" y un menor radio. La EL de los gases nobles al igual que la 2a EL en los metales alcalinos es muy grande, pues se debe extraer un -e a átomos con configuración electrónica muy estable. 

"Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un -e y forma un anión". Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la energía de ionización, hablamos de 1a,2a,...AE. Es más negativa en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del sistema periódico y en un mismo grupo hacia arriba) y suele ser positiva en gases nobles y metales alcalinotérreos. La 2a y posteriores AE también suelen ser positivas, pues se trata de introducir un -e a un unión, lo que lógicamente está impedido por repulsión electrostática.

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los -e de otros átomos a los que esta enlazado. La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos pues los -e son más atraídos por el núcleo a menores distancias y hacia la derecho en los periodos ya que hay mayor "Z" y una menor distancia. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F). Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, no metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características intermedias ya que la mayor o menor tendencia a perder o capturar electrones es gradual a lo largo de la tabla.