Química Inorgánica

Tabla Periódica y Enlaces Químicos

Ing. Santiago Figueroa Lorenzo• Correo electrónico:

sfigueroalorenzo@gmail.com

• 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.

HistoriaPrimeros 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

HistoriaRepresentaciones de alquimistas

Símbolos de Dalton

Historia

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

semimetalesLa 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

• 18 columnas llamadas grupos o familias

• 7 filas llamadas períodos

GrupoPeríod

o

• 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 y Períodos

•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

Grupos

Se han descubierto 114 elementos, pero solo los primeros 92 se han encontrado en la naturaleza, el resto se han sintetizado en el laboratorio.

Tabla Periódica

¿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.

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

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.

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

Electronegatividad

Energía de IonizaciónLa 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;  , la energía de ionización y    un electrón.

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.

• 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. Tendencias

Energía de Ionización

Afinidad ElectrónicaLa 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.

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.

Afinidad Electrónica

Orden de la Tabla y sus configuraciones electrónicas

Enlace QuímicoConcepto

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 QuímicoTipos Enlace

Químico

Metálico

Covalente

Iónico