Unidad III

 

                Tabla Periódica

 La Tabla Periódica es un cuadro que presenta todos los elementos químicos que existen ordenados    según sus propiedades físicas. Fue diseñada por el químico ruso Dmitri Mendeléiv en 1869 y es considerado por muchos como el descubrimiento más importante de la química. Y es qu esta compleja ordenación de los elementos permitió predecir el descubrimiento de nuevos elementos y permitió realizar investigaciones teóricas sobre estructuras desconocidas hasta el momento. 

Creación de la Tabla Periódica:

• Más de la mitad de los elementos se descubrieron entre 1800-1900
• Se observó  semejanza química entre ellos.
• El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar la gran cantidad de información disponible sobre la estructura y propiedades de las sustancias elementales, condujeron al desarrollo de la tabla periódica.

    

Clasificación:

Los elementos se dividen en tres categorías:

• Metales: Es un buen conductor  del calor y la electricidad.
• No metal: Es un mal conductor de calor y electricidad. 
• Metaloide: Presenta propiedades intermedias entre los metales y no metales.

División de la Tabla periódica:

• En la tabla periódica los elementos están divididos en grupos y períodos.
• Grupo: Es cada una de las columnas verticales (18 grupos).
• Período: Es cada una de las filas horizontales (7 períodos).

Grupos de la Tabla periódica: En un grupo están los elementos que tienen configuración electrónica externa similar (electrones de la capa de valencia). 

• Grupos I a VIIIA: H, Be, B, C, N, O, F, He
• Grupos I a VIIIB: Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe- Co- Ni, Cu, Zn

Elementos de Transición Interna:

Fuera del cuerpo principal de la tabla periódica se encuentra:

• Lantánicos o Lantanoides
• Actinidos o Actinoides

Se llaman así pues en sus niveles internos ocurren transiciones de electrones

Periodos de la Tabla periódica:

Corresponden a un ordenamiento horizontal, es decir, a las filas de la tabla periódica. Los eleemntos de cada periodo tienen diferentes propiedades pero poseen la misma cantidad de niveles en sus estructura atómica. En total la tabla periódica tiene 7 periodos. 

Explicación de cada Grupo y Periodo:

Aspectos Especiales:

• Los elementos de transición al reaccionar o formar iones pierden electrones formando cationes. Esto se debe a la naturaleza metálica. Pierden sus electrones en s y d.
• Los metaloides que forman cationes pierden primero sus electrones en s y p.
• Los elementos que forman iones ganan o pierden un máximo de 3 electrones, los que hacen lo hacen con cuatro son raros y por lo general inestables.

Los metales:

Tienden a perder todos los electrones del conjunto exterior de orbitales.

Los no metales:

Ganan electrones para completar su conjunto exterior de orbitales.

Elementos de Transición:

Forman dos o más iones con diferente carga.

Creación y realización Thema Equipo Editorial S. A. (2002) Consultor Estudiantil "Mi Secundaria".

Lic. Marroquín Tinti M. N. Catedrática de la Universidad Galileo de Guatemala (2021), presentación "Química General" 

National Geographic España (2010) "La tabla periódica, la forma de ordenar los elementos químicos", disponible en https://www.nationalgeographic.com.es/

     Propiedades Periódicas

• Radio atómico
• Radio iónico
• Energía de ionización
• Afinidad Electrónica

Periocidad: Es la tendencia progresiva de ciertas características de los elementos a viariar según se avanza en Z.

Radio atómico: Sirve par definir el tamaño de un átomo, que es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes.

Características del radio ionico: Es el radio de un catión o anión, este afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Cuando un átomo neutro se convierte en  un ión, se espera un cambio en el tamaño. Mientras más carga negativa tenga, más grande será su átomo.

De esta forma disminuye o aumenta en la tabla periódioca:

 Energía de Ionización: Es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso.

Características de la periocidad  de la energía de ionización:

• Los metales forman fácilmente cationes por lo que no necesitan mucha energía.
• Los no metales no forman cationes, requieren mucha energía.
• En un grupo aumenta de abajo hacia arriba.

EJERCITEMOS:

Afinidad electrónica:

También llamada electroafinidad es la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion mononegarivo. Es la capacidad de aceptar uno o más electrones.

Periodicidad de la Afinidad Electrónica: 

Aumenta en un periodio de izquierda a derecha, aumenta en un grupo de abajo hacia arriba.

Electronegatividad:

Indica la habilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. Está relacionada con el potencial de ionización y la afinidad electrónica pues son energías que determinan al ceder o ganarr electrones

Caracteristicas:

• Es más grande para los que tienden a atraer los electrones (no metales).
• En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.
• En un periodo, aumenta de izquierda a derecha. 
• Para medir se usa la escala de Paulin (0,7-4)

Carácter Metálico:

Es el conjunto de propiedades químicas que se asocian con los elementos clasificados como metales en la tabla periódica. El carácter metálico depende de  la capacidad de un elemento para perder sus electrónes de valencia externos.

Creación y realización Thema Equipo Editorial S. A. (2002) Consultor Estudiantil "Mi Secundaria".

Lic. Marroquín Tinti M. N. Catedrática de la Universidad Galileo de Guatemala (2021), presentación "Química General" 

Housecraft, C.E. & SHARPE, A.G. Química Inorgánica, Pearson-Prentice, 2.ª Ed., 2006.

       

       Fuerzas Intermoleculares

• Las fuerzas que unen a los átomos en una molécuola se deben al enlace químico covalente. Son fuerzas INTRAMOLECULARES.
• Las fuerzas INTERMOLECULARES son las que unen a las moléculas entre si. Su efecto es obsevable a nivel macroscópico.

Reglas fundamentales:

• En términos generales las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas intramoleculares.
• Hay dos principios fundamentales: Lo polar disuelve a lo polar y  lo apolar disuelve a lo apolar. Estos se relaciona con la fuerzas intermoleculares.

Qué son las fuerzas Intermoleculares?

Son las fuerzas de atracción entre moléculas neutras que poseen únicamente enlaces covalentes, como las siguiente:

• Puentes de hidrógeno 
• Fuerzad de Van de Waals: DIPOLO-DIPOLO, fuerzas de dispersión o de LONDON

Interacciones Ión-Dipolo:

Es una fuerza de atracción débil que se da entre los compuestos iónicos y los solventes polares. La atracción se da entre un ión positivo y el polo negativo de una molécula polar y viceversa.

Interacciones Dipolo-Dipolo:

La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción.

Fuerzas de Disperción o de London:

• Es una fuerza intermolecular que ocurre en todas las moléculas y en general en todas las sustancias.
• Ocurren porque hay rotaciones momentáneas entre las moléculas, y las regiones electrónicas se combinan momentáneamente formando dipolos momentáneos.
• Son las fuerzas más débiles.
• Cuando hay millones de moléculas hay millones de fuerzas de London interactuando.  

 Puentes de Hidrógenos:

El enlace de hidrógeno es la fuerza eminentemente electrostática atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo.

Características:

• La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un gran número de propiedades físicas o de «anomalías» en el comportamiento de algunas substancias, especialmente del H2O.
• Por ejemplo: El agua es muy poco volátil comparada con el ácido sulfhídrico que es un gas a temperatura ambiente.
• Otro ejemplo es la menor densidad del agua sólida comparada con el agua líquida.

•  Reducen la presión de vapor.
• Aumentan los puntos de ebullición.
• Aumentar la viscosidad.
• Afectan la organización conformacional, especialmente en moléculas de interés biológico.  

Creación y realización Thema Equipo Editorial S. A. (2002) Consultor Estudiantil "Mi Secundaria".

Lic. Marroquín Tinti M. N. Catedrática de la Universidad Galileo de Guatemala (2021), presentación "Química General" 

Omer Markovitch and Noam Agmon (2007). «Structure and energetics of the hydronium hydration shells». J. Phys. Chem. A

          Tipos De Enlace                                   Químicos

• Electrones de  Valencia: Los electrones de valencia son los electrones del último orbital en un átomo, son los causantes de los enlaces químicos. Los electrones de valencia interactúan para establecer atracción entre los átomos.

Existen 2 tipos de interacciones

  Iónico  Covalente

Enlace Ionico:

• Se define como una fuerza de atracción electrostática que mantiene a los iones unidos debido a su diferencia de cargas.
• Para formar iones los electrones se transfieren de la capa externa de un átomo a la de otro.
• El que pierde electrones queda positivo (catión) y el que gana electrones queda negativo (anión). 

Reglas para la formación de Iones:

• Los metales forman cationes perdiendo electrones.
• Los no metales forman aniones con configuración de gas noble, ganando electrones. 
• Los metales de transición pierden primero los electrones s y luego los d si es necesario. 
• En la formación de iones no se suelen perder más de 3 electrones, salvo ciertas excepciones. 

ESTRUCTURA DE LEWIS EN LA FORMACIÓN DE IONES 

• Se representan los elementos con sus electrones de valencia.
• Los electrones de valencia se representan con puntos o cruces.
• El resto del átomo con el símbolo.

Enlace Covalente:

• Es una fuerza de atracción que se da entre 2 átomos debido a que un par de electrones con spin opuesto es compartido por los 2 átomos que forman el enlace.
• Los electrones de las capas externas son compartidos por los dos átomos enlazados.
• Un enlace covalente ocurre cuando dos o más átomos comparten uno o más pares de electrones.
• Es el enlace que esta presente en las moléculas diatómicas homonucleares (H2 , O2 , N2 , F2 , Br2, I2 , Cl2 ) 
• Enlace covalente simple: se comparte una sola pareja de electrones, como el hidrógeno. 

Sus propiedades:

• Este tipo de enlace da origen a verdadera moléculas.
• Son no ionizables y si lo hacen, lo hacen en bajo porcentaje (porcentaje de carácter iónico, no hay nada completamente covalente).
• No conducen electricidad en ninguna fase.
• Hay una diferencia de electronegatividad pequeña entre los átomos que forman (menor a 1.7)
• Se forman entre 2 no metales o entre un metaloide y un no metal, (hay algunas excepciones como el cloruro de bario).  

Enlace Metálico:

• El primer metal de uso generalizado fue el bronce (aleación de cobre y estaño). 
• Conforme se refinaron las técnicas de fundición se prefirió el hierro.
• Actualmente los de uso más extendido son el hierro, el cobre, el aluminio y el zinc. 

Sus propiedades: Las propiedades que se dan en los metales son consecuencia del tipo de enlace que se da entre sus átomos.

Creación y realización Thema Equipo Editorial S. A. (2002) Consultor Estudiantil "Mi Secundaria".

Lic. Marroquín Tinti M. N. Catedrática de la Universidad Galileo de Guatemala (2021), presentación "Química General"

«Enlaces covalentes (video)». Khan Academy. Consultado el 17 de junio de 2020.