LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS

Presentación del tema: "LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS"— Transcripción de la presentación:

1 LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS
DEL AMBIENTE ACETATOS QUÍMICA INORGÁNICA TEMA PERIODICIDAD LAFQA 1 2 3 4 5 6 7 8

2 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos

3 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer un número suficiente de elementos, como para buscar una clasificación de los mismos, no sólo con objeto de facilitar su estudio, sino también para conducir a nuevos avances en la química.

4 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos de ellos radiactivos)

5 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (hoy en desuso). Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en: no metálicos, formadores de ácidos metálicos formadores de bases formadores de sales

6 DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS (ver acetato horizontal)
Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907 Plata Platino Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917 Cobre Cinc 1746 Cerio 1803 Talio 1862 (1934) Hierro Níquel 1751 Iridio Indio 1863 Hafnio 1923 Plomo Bismuto 1753 Osmio Helio 1868 Renio 1925 Estaño Magnesio 1755 Paladio (1895) Tecnecio 1937 Mercurio (1808) Rodio Samario 1870 Francio 1939 Azufre Hidrógeno 1766 Potasio 1807 Galio 1875 Carbono Flúor 1771 Sodio Yterbio 1878 (1886) Bario 1808 (1907) Nitrógeno 1772 Boro Escandio 1879 Cloro 1774 Calcio Holmio Manganeso 1744 Iodo 1811 Tulio Oxígeno Cadmio 1817 Gadolino 1880 Molibdeno 1778 Litio Neodimio 1885 Telurio 1782 Selenio Praseodimio Astato 1940 Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio Circonio 1789 Bromo 1826 Germanio Plutonio Arsénico ~ 1250 (1824) Aluminio 1827 Argon 1894 Curio 1944 Fósforo 1669 Uranio Torio 1828 Europio 1896 Americio 1945 Antimonio 1700 (1841) Vanadio 1830 Kripton 1898 Prometio 1947 Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon Berkelio 1950 Erbio 1843 Polonio Californio Titanio 1791 Terbio Radio Einstenio 1954 (1910) Rutenio 1844 (1911) Fermio Ytrio 1794 Xenon Mendelevio 1955 Actinio 1899 Nobelio 1957 Cromo Radon 1900 Berilio PERIODO DE LA ALQUIMIA EDAD ANTIGUA SIGLO XVIII SIGLO XIX SIGLO XX DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS (ver acetato horizontal)

7 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de combinación del estroncio era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y que estas relaciones también se presentaban con otros elementos. Por lo que propuso la formación de triadas.

8 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos caían prácticamente sobre la misma generatriz pero el diagrama era tan complicado que NADIE LO ENTENDIÓ.

9 Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones

10 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendelejew al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos. En síntesis, Mendelejew logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos

11 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Convencido del carácter general de su ley no dudó en dejar vacíos lugares de la tabla, así como invertir el orden del telurio y de suponer dudosos los pesos atómicos de algunos elementos En 1869 propuso una tabla periódica incompleta parecida a la de Mendelejew, pero se conoció más tarde y la del investigador ruso era más completa, sencilla y audaz.

12 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico alemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedades.

13 I II III IV V VI PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ).
Ver acetato en archivo horizontal I II Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23 III Mg = 24 Al = 27.4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75.6 IV Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63.4 Zn = 65.2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79.4 Br = 80 Rb = 85.4 Sr = 87.6 Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118? V Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104.4 Ru = 104.4 Pd = 106.6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137 VI ? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197.4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210 Tl = 204 Pb = 207 H = 1 Li = 7

14 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un nombre provisional formado por un prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecino. También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico. Por ejemplo:

15 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Fortalezas de la Tabla periódica de Mendelew Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos. Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo. Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química descriptiva.

16 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA El hidrógeno no tiene un sitio adecuado La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas). No se establecen relaciones cuantitativas.

17 Las propiedades periódicas

18 Energía de ionización:
Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro o de un ión gaseosos M (g) M+ (g) + 1e- Aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajo

19 + + + 3 3 3 Primer electrón 124 kcal mol-1 Li Li+ + e- 1740 kcal mol-1
PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION PARA EL LITIO 124 kcal mol-1 Li Li+ + e- SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACION TERCERA ENERGIA DE IONIZACION 1740 kcal mol-1 2806 kcal mol-1 3 + 3 + Segundo electrón Tercer electrón Li Li2+ + e- Li Li3+ + e- 100 200 300 400 600 500 kcal mol-1 hidrógeno litio berilio boro carbono nitrógeno oxígeno flúor neon helio primer periodo segundo periodo PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION 100 200 300 400 600 500 kcal mol-1 periodo 1 periodo 2 periodo 3 He Ne Ar H Li Na Be Mg B Al C Si P N O S Cl F PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION

20 VER ARCHIVO HORIZONTAL IONIZACIÓN PARA EL LITIO
PRIMERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIO SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACIÓN TERCERA ENERGIA DE IONIZACIÓN 124 kcal mol-1 1740 kcal mol-1 2806 kcal mol-1 3 + 3 + 3 + Segundo electrón Primer electrón Tercer electrón Li Li2+ + e- Li Li+ + e- Li Li3+ + e-

21 E. I. @ æ è ç ö ø ÷ Z n e a kJ mol Aumenta Z* n = cte. s1 s0 s2 s2 p1
* 2 2 kJ mol Aumenta Z* n = cte. s1 s0 s2 s2 p1 s2 p2 s2 p4 s2p3 s2 p3 s2 p5 s2p4 520.3 899.5 800.6 1086.4 1402.3 1314.0 1681.0 1.279 1.912 2.421 3.136 3.834 4.453 5.100 Li Be B C N O F Aumenta Z* crece n Li Na K Rb 403.0 s1 s0 He Ne Ar Rn Xe Kr

22 He Ne Ar Rn Xe Kr

23 H = - afinidad electrónica
Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo gaseoso o ión gaseoso adquiere un electrón X(g) + 1 e X-(g) H = - afinidad electrónica

24 F(g) + 1e F- (g) S- (g) + 1e S2-(g)

25 + 9 F(g) + 1e F (g)

26 E. I. @ æ è ç ö ø ÷ Z n e a kJ mol Aumenta Z* n = cte. s1 s0 s2 s2 p1
* 2 2 kJ mol Aumenta Z* n = cte. s1 s0 s2 s2 p1 s2 p2 s2 p4 s2p3 s2 p3 s2 p5 s2p4 520.3 899.5 800.6 1086.4 1402.3 1314.0 1681.0 1.279 1.912 2.421 3.136 3.834 4.453 5.100 Li Be B C N O F Aumenta Z* crece n Li Na K Rb 403.0 s1 s0

27 ELECTRONEGATIVIDAD

28 Electronegatividad Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad

29 Electronegatividad Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X) Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es: Xa-Xb = [ Dab-(DaaDbb)1/2] ½ Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares

30 Electronegatividad Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como Xm = (AE + EI)/2 Alfred y Rochow definieron la electronegatividad Xm = (Z*e)/r x 100

31 electronegatividades
2.1 1 Hidrógeno 1.0 3 Litio 1.5 4 Berilio 2.0 5 Boro 2.5 6 Carbono 3.0 7 Nitrógeno 3.5 8 Oxígeno 4.0 9 Flúor 10 Neón 2 Helio Numero Atómico 1 2 3 4 Li Na Cl Mg S B C N O F Be H Al Si P Período 1 Período 3 Período 2 Valores de Pauling H C H N H O H F Li F Enlace Diferencia de electronegatividades Carácter iónico porcentual 0.4 0.9 1.4 1.9 3.0 bajo 27% 33% 41% 87%

32 Valores de Electronegatividad para los elementos representativos
H Li Be B C N O F Na 0.9 Al 1.5 Si 1.8 1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 P 2.1 S Cl K 0.8 Rb Cs 0.7 Ba Ca 1.0 Sr Ga 1.6 In 1.7 Tl Pb Sn Ge As Sb 1.9 Bi Po Te Se 2.4 Br 2.8 I Xe 3.1 Mg 1.2 Valores de Electronegatividad para los elementos representativos

33 CARGA NUCLEAR EFECTIVA

34 1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
Z* = Z - s Para calcular la constante de apantallamiento s: 1. En un orbital ns o np 1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . . 1.2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta. 1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0.35 1.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.85 1.5 Todos los electrones de la capa n-2, n-3, ..., contribuyen con 1.00

35 2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
Z* = Z - s Para calcular la constante de apantallamiento s: 2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s : 2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . . 2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada no apantallan. 2.3 Todos los electrones de la misma capa apantallan con 0.35. 2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con 1.00

36 Ejemplos de cálculos de Z*
1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7N 1s2 2s2 2p3 (1s2) (2s, 2p)5 s = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10 Z* = = 3.9 2. Considerando un electrón 3d del 30Zn (1s2) (2s, 2p)8 (3d)10 (4s)2 s = (9 x 0.35) + 2 (18 x 1.00) = 21.15 Z* = = 8.85