Tema 2 Elementos químicos y su clasificación

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1 Tema 2 Elementos químicos y su clasificación
Instituto Tecnológico de Toluca Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica M.C. Yenissei M. Hernández Castañeda

2 Competencia específica
Analiza el comportamiento de los elementos químicos en la tabla periódica moderna para distinguir los beneficios y riesgos asociados en el ámbito ambiental y económico.

3 Contenido de esta presentación
2. Elementos químicos y su clasificación 2.1 Características de la clasificación periódica modera de los elementos 2.2 Propiedades atómicas y su variación periódica 2.3 Aplicación: impacto económico o ambiental de algunos elementos

4 Desarrollo de la tabla periódica

5 1.6 Periodicidad química La determinación de las propiedades y la clasificación de los elementos ha sido unos de los logros más importantes de la química.  La periodicidad se describe como una propiedad de los elementos químicos. Indica que los elementos que pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla periódica tienen propiedades muy similares. Los elementos se ordenan en un arreglo sistemático, aunque no es ideal, es muy útil. Gases nobles

6 Antecedentes La tabla periódica es uno de los logros más notables de la química porque contribuye a organizar lo que de otra manera sería un arreglo desconcertante de propiedades de los elementos. La tabla periódica fue desarrollada únicamente a partir de la consideración de las propiedades físicas y químicas de los elementos.

7 Antecedentes En 1815 se formuló la hipótesis de William Prout, quien propuso que los pesos de todos los átomos eran múltiplos sencillos del peso del átomo del hidrógeno, y en consecuencia, el hidrógeno es la sustancia fundamental a partir de la cual se construyen todos los demás elementos. Esta hipótesis quedo desacreditada por las desviaciones observadas experimentalmente entre los pesos atómicos y los números enteros. Se abandonó totalmente en 1860 cuando J. S. Stas realizó determinaciones precisas de los pesos atómicos.

8 Tríadas de Döbereiner En 1817 J. W. Döbereiner observó que dentro de cada grupo de tres elementos muy semejantes entre sí por sus propiedades químicas, los pesos atómicos son muy semejantes (Fe, Co y Ni), o el peso atómico del elemento intermedio es aproximadamente la media aritmética de los otros dos (Cl, Br y I). A esto se le conoce como las tríadas de Döbereiner y fue el primer intento de clasificación que se publicó.

9 M. von Pattenkoffer M. von Pattenkoffer modificó lo propuesto por Döbereiner y en 1850 sugirió que entre los elementos químicamente semejantes, las diferencias sucesivas entre los pesos atómicos eran constantes o múltiplos de alguna constante. Es decir, los pesos atómicos de los elementos pueden estimarse mediante una progresión aritmética modificada que depende del peso atómico más bajo y de múltiplos de un entero.

10 J. P. Cooke Por su parte, J. P. Cooke afirmó en 1854 que las tríadas son simplemente series más amplias en las que el aumento de los pesos atómicos de los elementos sigue una ley algebraica.

11 William Odling En 1857 William Odling organizó los elementos conocidos en trece grupos basándose en las semejanzas de propiedades físicas y químicas y ordenando los elementos en cada uno de los grupos según su peso atómico creciente. Esta ordenación no puede llamarse con propiedad una tabla periódica ya que no pone de relieve ninguna relación periódica entre dichas propiedades y los pesos atómicos.

12 C Caracol telúrico o hélice de A. E. B. de Chancourtois
La primera clasificación periódica fue el caracol telúrico o hélice de A. E. B. de Chancourtois, propuesta en 1862. Utilizando un cilindro como base geométrica, De Chancourtois dividió su superficie en 16 segmentos iguales (tomó el peso atómico del oxígeno como 16) y representó los pesos atómicos como ordenadas sobre la generatriz de una hélice que descendía por la superficie del cilindro formando un ángulo de 45º con el eje. Los elementos cuyos pesos atómicos difieren en 16 unidades se encuentran sobre un mismo segmento vertical y muestran grandes semejanzas en sus propiedades.

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14 Ley de las Octavas En 1865 J. A. R. Newlands observó que cuando los elementos conocidos se colocan en el orden de los pesos atómicos crecientes reaparecen las semejanzas en las propiedades físicas y químicas después de cada intervalo de ocho elementos. Newlands denominó a esta regularidad ley de las octavas. Inicialmente esta propuesta fue ridiculizada. En esta tabla se observan algunas faltas de coherencia a causa de que muchos elementos no era aún conocidos y también a las inexactitudes en los pesos atómicos de que disponía.

15 Ley de las Octavas

16 1 gmol de cualquier gas a 0ºC y 1 atm è 22.4 L è 6.022 x1023 moléculas
Ley Periódica En 1860 el Congreso de Karlsruhe reunió a químicos destacados para intentar resolver asuntos referentes a la existencia de átomos y calcular las masas atómicas correctas. Una de las nuevas ideas que se presentó fue la hipótesis de Avogadro, la cual establece que el número de moléculas en muestras de gases diferentes de igual volumen, presión y temperatura es el mismo: 1 gmol de cualquier gas a 0ºC y 1 atm è 22.4 L è x1023 moléculas Esta hipótesis permitió calcular las masas atómicas relativas de los gases.

17 Ley Periódica Una muestra de gas que ocupa 150 cm3 a temperatura y presión estándar (0°C y 1 atm) pesa g. ¿Cuál es su peso molecular? Recuerde que el peso molecular se define como la relación que existe entre la masa y las moles de una sustancia. PM= m n P.M. = g/mol.

18 Ley Periódica Alrededor de 1860 tanto el alemán Lothar Meyer como el ruso Dimitri Mendeleiev, descubrieron (de manera independiente) en base al artículo de Avogadro, que los elementos podían dividirse en familias con propiedades similares cuando se ordenaban en orden creciente de masa atómica. Mendeleiev denominó esta conducta como ley periódica: “las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarios, sino que varían con sus masa atómicas de forma sistemática”. La diferencia radica en que la aproximación de Mendeleiev se basó en las propiedades químicas mientras que Meyer se basó en las físicas.

19 Ley Periódica El sistema de clasificación de Mendeleiev supero al de Newlands en dos aspectos: Agrupó los elementos de forma más exacta de acuerdo a sus propiedades, e hizo posible la predicción de varios elementos que aún no se conocían.

20 Ley Periódica Propiedad Eka-aluminio (Ea) Galio (Ga) Masa atómica
Mendeleiev dejó espacios vacíos para elementos que serían necesarios para completar el patrón, pero que eran desconocidos hasta el momento. Cuando éstos elementos fueron descubiertos, sus predicciones resultaron ser correctas. Mendeleiev propuso la existencia de un elemento desconocido al que denomino eka-aluminio y predijo algunas de sus propiedades. Cuando se descubrió el galio, se observó que sus propiedades coincidían notablemente con las propiedades predichas para el eka-aluminio. Propiedad Eka-aluminio (Ea) Galio (Ga) Masa atómica 68 uma 69.9 uma Punto de fusión Bajo 30.15ºC Densidad 5.9 g/cm3 5.94 g/cm3 Fórmula del óxido Ea2O3 Ga2O3

21 Ley Periódica La tabla periódica de Mendeleiev incluyó los 66 elementos que se conocían. En 1900 se habían incluido alrededor de 30 elementos más con lo que se llenaron algunos espacios vacíos.

22 Ley Periódica Uno de los problemas de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos parecían estar fuera de lugar; por ejemplo, el argón tenía la misma masa atómica relativa que el calcio (masa atómica relativa de 40), pero el argón es un gas inerte mientras el calcio es un metal reactivo. Esto error es debido a que Mendeleiev ordenó los elementos en orden creciente de masa; en la tabla periódica moderna puede verse que basándose en la suposición de Mendeleiev, el níquel y el cobalto deberían ir en orden inverso. Para explicar esto, Mendeleiev asumió que las masas atómicas conocidas en esa época eran imprecisas. Su ordenamiento fue correcto, lo incorrecto fue la suposición de que las propiedades de los elementos estaban en función de su masa.

23 Número atómico En 1912, Henry Moseley, un joven científico inglés que trabajaba con Ernest Rutherford corrigió las suposiciones de Mendeleiev. Bombardeó distintos metales con electrones en un tubo de rayos catódicos y examinó los rayos X emitidos en el proceso. Al ordenar sus datos se dio cuenta que la longitud de onda de los rayos X emitidos por un elemento dado se relacionaba de manera precisa con algo que el llamó “número atómico” de ese elemento.

24 Número atómico Al ordenar los elementos en una tabla por aumento de número atómico se corregían los defectos de la tabla de Mendeleiev. Moseley obtuvo una correlación: Donde u es la frecuencia de los rayos X emitidos, y a y b son constantes para todos los elementos. Así, a partir de la raíz cuadrada de la frecuencia medida de los rayos X emitidos, se puede determinar el número atómico de un elemento.

25 Número atómico Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. Entonces se entendieron las discrepancias con que antes se habían encontrado los científicos. En la actualidad la ley de la periodicidad química dice: “las propiedades de un elemento están en función periódica de su número atómico”. La configuración electrónica de los elementos ayuda a explicar la repartición de las propiedades físicas y químicas. En base a las tendencias de un grupo o periodo se pueden predecir con bastante exactitud las propiedades de cualquier elemento.

26 2.1 Características de la clasificación periódica moderna de los elementos.

27 Clasificación periódica de los elementos
La disposición de los elementos en orden de número atómico y la agrupación de elementos con propiedades similares en columnas constituye la base de la Tabla Periódica moderna. En la actualidad se sabe que la base de la periodicidad es el carácter repetitivo de las configuraciones electrónicas que son el resultado de ir llenando los niveles de energía cuantizados de los átomos. Los electrones llenan los niveles de energía de acuerdo con el principio de Aufbau.

28 1.6 Periodicidad y propiedades
El arreglo de elementos en orden creciente de su número atómico, donde los elementos con propiedades similares se encuentran en columnas verticales, se conoce como tabla periódica. Las filas horizontales de la tabla periódica se conocen como periodos. Las columnas verticales son grupos.

29 1.6 Periodicidad y propiedades
18 Grupos o familias (elementos con propiedades similares) 7 Periodos Línea escalonada que divide a los metales de los no metales.

30 Clasificación periódica de los elementos
En la tabla periódica se encuentran los siguientes datos de los elementos: 2 3 4 5 Número atómico 23 Valencia y estado de oxidación V Símbolo Nombre Vanadio ( ) Masa atómica relativa

31 Clasificación periódica de los elementos

32 1.6 Periodicidad y propiedades
Con frecuencia los elementos en un grupo presentan similitudes en sus propiedades físicas y químicas. De acuerdo a su carácter químico los elementos se clasifican en: Metales: buenos conductores de calor y electricidad, se oxidan (pierden electrones), son sólidos a excepción del mercurio. No metales: malos conductores de calor y electricidad, se reducen (ganan electrones), a temperatura ambiente la mayoría son sólidos. Metaloides o anfóteros: presentan propiedades metálicas y no metálicas.

33 1.6 Periodicidad y propiedades
Los primeros veinte elementos, que son los más comunes, aparecen en los grupos 1, 2 y 13 a 18. Los elementos que pertenecen a estos grupos se denominan elementos representativos. Los metales de los grupos 3 a 12 reciben el nombre de elementos de transición. Se caracterizan por ir llenando los subniveles tipo d. En la parte inferior de la tabla periódica se acostumbra colocar los elementos metálicos que van llenando los subniveles tipo f, o elementos de transición interna.

34 Clasificación periódica de los elementos
Grupo Familia IA Metales alcalinos IIA Metales alcalinos térreos Grupos B Metales de transición IIIA Térreos IVA Carbonoideos VA Nortogenoides VIA Anfígenos o calcógenos VIIA Halógenos VIIIA Gases nobles * Lantánidos Actínidos

35 Clasificación periódica de los elementos

36 Clasificación periódica de los elementos
Al analizar la configuración electrónica de los elementos de un grupo en particular se observa que siguen un modelo. Los electrones externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico, generalmente reciben el nombre de electrones de valencia. La semejanza en la configuración electrónica externa (tienen el mismo número y tipo de electrones de valencia) es lo que hace que los elementos del mismo grupo se parezcan entre sí en su comportamiento químico.

37 Configuración electrónica del Grupo 1A
3Li: 1s2 2s1 3Li: Electrones de valencia 1s 2s 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na: 1s 2s 2px 2py 2pz 3s Todos los miembros del grupo de metales alcalinos (familia 1A) tienen un solo electrón de valencia s. Todos los elementos del grupo 1A tiene la configuración electrónica ns1, donde n es el periodo donde se encuentra el elemento en la tabla periódica.

38 Configuración electrónica del Grupo 2A
Todos los elementos del grupo 2A tiene la configuración electrónica ns2, donde n es el periodo donde se encuentra el elemento en la tabla periódica.  Como todos los elementos del Grupo 1A tiene la configuración electrónica de valencia ns1, y los del Grupo 2A tiene la configuración ns2, estos elementos se llaman elementos del boque s 4Be: 1s2 2s2 4Be: 1s 2s

39 Configuración electrónica del Grupo 3A
Todos los elementos desde el Grupo 3A al Grupo 8A agregan electrones a los orbitales p, de modo que, en ocasiones se llaman elementos del bloque p. Todos tienen una configuración general de electrones de valencia ns2 npx , donde x varía de uno a seis (y es igual al número de grupo menos dos). 5B: 1s2 2s2 2p1 5B: 1s 2s 2px 2py 2pz

40 Configuración electrónica del Grupo 4A
El Carbono es el segundo elemento del bloque p y en el se asigna un segundo electrón a los orbitales 2p 6C: 1s2 2s2 2p2 6C: 1s 2s 2px 2py 2pz

41 Configuración electrónica del Grupo 5A y 6A
7N: 1s2 2s2 2p3 7N: 1s 2s 2px 2py 2pz 8O: 1s2 2s2 2p4 8O: 1s 2s 2px 2py 2pz

42 Configuración electrónica del Grupo 7A y 8A
Todos los átomos de halógenos tiene configuración similar, ns2 np5, donde n es el periodo donde se encuentra el elemento en la tabla periódica. 9F: 1s2 2s2 2p5 9F: 1s 2s 2px 2py 2pz Los elementos del Grupo 8A son gases nobles, y todos (excepto en He) tienen ocho electrones en la capa de valencia, de modo que su configuración electrónica de valencia es ns2 np6, donde n es el periodo donde se encuentra el elemento. 10Ne: 1s2 2s2 2p6 10Ne: 1s 2s 2px 2py 2pz

43 Configuración electrónica del Grupo 7A y 8A

44 Elementos de transición
En los elementos del cuarto hasta el séptimo periodo se emplean las subcapas d y f, además de las capas s y p, para acomodar los electrones. Los elementos cuyos átomos se están llenando en las subcapas d se denominan elementos de transición; y aquellos en los cuales se están llenando las subcapas f, se conocen como elementos de transición interna, aunque es más común llamarles lantánidos (llenado de orbitales 4f) y actínidos (llenado de orbitales 5f).

45 Elementos de transición
21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 21Sc: 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3dxy 3dxz 3dyz 3dx2-y2 3dz2

46 Elementos de transición
24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 (Predicha por Aufbau) 24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (Configuración real) Esto se explica asumiendo que los orbitales 4s y 3d tienen en este punto una energía aproximadamente igual. Esta configuración electrónica refleja el hecho de que en ocasiones se producen diferencias menores entre las configuraciones reales y las predichas.

47 Lantanidos y actínidos
57La: [Xe] 6s2 5d1 (Diferente a la predicha por Aufbau) 58Ce: [Xe] 6s2 4f1 5d1 (Diferente a la predicha por Aufbau) 89Ac: [Xe] 7s2 6d1 (Diferente a la predicha por Aufbau) Las pequeñas diferencias entre las configuraciones electrónicas predichas y las reales, ejercen poco efecto sobre el comportamiento químico de los elementos.

48 Configuración electrónica del Grupo 2A

49 Resumen Grupo Familia Terminación e- de valencia IA Metales alcalinos
ns1 1 IIA Metales alcalinos térreos ns2 2 IIIA Térreos ns2 np1 3 IVA Carbonoideos ns2 np2 4 VA Nortogenoides ns2 np3 5 VIA Anfígenos o calcógenos ns2 np4 6 VIIA Halógenos ns2 np5 7 VIIIA Gases nobles ns2 np6 8