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A CETATOS QUÍMICA INORGÁNICA TEMA PERIODICIDAD LAFQA 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2 3 4 5 6 8 8 6 52 3 4 1 LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS LABORATORIO.

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1 A CETATOS QUÍMICA INORGÁNICA TEMA PERIODICIDAD LAFQA LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS DEL AMBIENTE

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 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) CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

5 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 no metálicos, formadores de ácidos metálicos formadores de bases formadores de sales CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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7 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. 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. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

8 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. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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 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 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 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

11 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. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

12 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. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

13 PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ). Ver acetato en archivo horizontal H = 1 Li = 7 I II Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23 V Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = Ru = Pd = 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 = Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210 Tl = 204 Pb = 207 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? 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

14 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: CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

15 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. 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. Fortalezas de la Tabla periódica de Mendelew CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

16 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. 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. DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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 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 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 kcal mol -1 hidrógeno litio berilio boro carbono nitrógeno oxígeno flúor neon helio primer periodo segundo periodo PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION + 3 Primer electrón PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION PARA EL LITIO 124 kcal mol -1 Li Li + + e Segundo electrón SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACION 1740 kcal mol -1 Li + Li e Tercer electrón TERCERA ENERGIA DE IONIZACION 2806 kcal mol -1 Li 2 + Li e -

20 + 3 Primer electrón PRIMERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIO 124 kcal mol -1 Li Li + + e Segundo electrón SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACIÓN 1740 kcal mol -1 Li + Li 2+ + e Tercer electrón TERCERA ENERGIA DE IONIZACIÓN 2806 kcal mol -1 Li 2+ Li 3+ + e - VER ARCHIVO HORIZONTAL

21 E.I. Z n e a * He Ne Ar Rn Xe Kr kJ mol Aumenta Z * n = cte. s1s1 s0s0 s2s2 s1s1 s 2 p 1 s2s2 s 2 p 2 s 2 p 1 s 2 p 4 s2p3s2p3 s 2 p 3 s 2 p 2 s 2 p 5 s2p4s2p Li Be B C N O F Aumenta Z * crece n Li Na K Rb403.0 s1s1 s0s0

22 He Ne Ar Rn Xe Kr

23 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 S 2 - (g) F(g) + 1e F- (g) S - (g) + 1e S 2 - (g)

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

26 E.I. Z n e a * kJ mol Aumenta Z * n = cte. s1s1 s0s0 s2s2 s1s1 s 2 p 1 s2s2 s 2 p 2 s 2 p 1 s 2 p 4 s2p3s2p3 s 2 p 3 s 2 p 2 s 2 p 5 s2p4s2p Li Be B C N O F Aumenta Z * crece n Li Na K Rb403.0 s1s1 s0s0

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 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 = [ D ab -(D aa D bb ) 1/2 ] ½ D ab 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 Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X) Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es: Xa-Xb = [ D ab -(D aa D bb ) 1/2 ] ½ D ab 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 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 Hidrógeno Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor 10 Neón 2 Helio Numero Atómico ELECTRONEGATIVIDAD 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 bajo27%33%41%87%

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

33 CARGA NUCLEAR EFECTIVA

34 Para calcular la constante de apantallamiento 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) 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 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con Todos los electrones de la capa n-2, n-3,..., contribuyen con 1.00 Z * = Z -

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

36 1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7 N 1s 2 2s 2 2p (1s 2 ) (2s, 2p) = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = Z * = = Considerando un electrón 3d del 30 Zn 2.1 (1s 2 ) (2s, 2p) 8 (3d) 10 (4s) = (9 x 0.35) + 2 (18 x 1.00) = Z * = = 8.85 Ejemplos de cálculos de Z *


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