PARTE 2

Unidad 1 MATERIA ESTRUCTURA Y PERIODICIDAD.

1.8. 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 lo 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.

Johann W. Dobeneiner:

Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamadas triadas.

 John Newlands:

Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas,en orden ascendente de sus pesos atómicos yencuentra que cada octavo elemento existíarepetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

 Dimitri  Mendeleiev y Lothar Meyer:

Clasifican los elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

Los químicos estuvieron muy ocupados en el siglo XIX principalmente en el esfuerzo para aislar y determinar las propiedades de todos los elemento químicos. Químicos de todo el mundo se dieron a la tarea, y tras trabajar con varios miles de compuestos diferentes descomponiéndolos y caracterizando los "bloques" con los que se habían construido ya para 1860 cerca de 70 elementos de los 113 conocidos hasta hoy habían sido aislados y estudiados. En los varios miles de compuestos y mezclas con propiedades físicas y químicas únicas solo pudieron encontrar 70 elementos. Pero esto representó una gran simplificación a la química al comprender (por lo menos en principio) que cualquier objeto en el universo estaba formado por un grupo relativamente pequeño de elementos.

A medida que los elementos eran descubiertos y sus propiedades estudiadas resultaba necesario organizar los datos de una manera útil a fin de darle sentido como un todo. Uno de los mas grandes avances en conseguir esta meta fue hecho por el químico ruso Dmitri Mendeleev, él escribió los elementos y sus propiedades individualmente en un juego de tarjetas las que organizó en diferentes arreglos buscando pautas de comportamiento. El salto se obtuvo cuando las organizó en orden creciente de sus masas atómicas (partiendo de los valores de las masas atómicas conocidas para la época) como se muestra esquemáticamente en la figura 1.

Figura 1. Los primeros 20 elementos arreglados de menos a más masivos.

Dmitri Mendeleev hiso muchos:

En arreglo se han agregado los elementos helio (He), neón (Ne) y argón (Ar) que eran completamente desconocidos por Mendeleev y él había colocado otros elementos en esos lugares.

Como la mayoría de los químicos de la época, Mendeleev conocía todo esto del sodio y por tanto nada era sorpresa. Pero cuando examina el arreglo de sus tarjetas buscando elementos con cualidades como las del sodio nota algo interesante; el octavo elemento a la derecha del sodio y también el octavo a la izquierda tenían propiedades físicas y químicas parecidas a las del sodio. A 8 espacios a la derecha estaba el potasio (K) y a 8 a la izquierda el litio (Li).

Ambos elementos reaccionan con el oxígeno para formar óxidos (Li2O y K2O) y estos tienen formulas  muy similares a los óxidos del sodio (Na2O). Ambos reaccionan con el agua para formar hidróxidos (LiOH y KOH) como lo hace el sodio (NaOH). Todos son metales de color plateado y son muy reactivos para estar libres en la naturaleza. Los tres conducen la electricidad y reaccionan violentamente con el agua liberando hidrógeno inflamado y las soluciones resultantes de las reacciones colorean de azul el tornasol.

Podía parecer a primera vista una coincidencia, ¡pero no lo era! Mendeleev observó este mismo patrón en otros elementos de su arreglo por lo que el caso no era único (vea la figura 2). El magnesio (Mg) reacciona con el oxígeno para formar el óxido en proporción atómica 1:1 (MgO) y 8 elementos a la derecha y a la izquierda hay dos que tienen el mismo comportamiento con el oxígeno, el calcio (Ca) y el Berilio (Be) cuyos óxidos son CaO y BeO respectivamente.

Figura 2. El patrón de comportamiento se repite para el magnesio (Mg).

1.9. DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA MODERNA

La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontra­ron en la Naturaleza como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares.

Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza por el ₁H, sigue con el ₂He, ₃Li, ₄Be, ₅B, ₆C, ₇N, ₈0, etcétera.

A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etcétera.

Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.

Períodos

En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo.

§  En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente.

Período 1 = una órbita = 2 elementos

§  En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8.

Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos

§  En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.

Período 3 = tres órbitas = 8 elementos

§  El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.

Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos

§  El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.

Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos

§  El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.

Período 6 = seis órbitas = 32 elementos

§  El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de elementos para completarlo.

Período 7 = siete órbitas = ? elementos

El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los áto­mos de los elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el pe­ríodo 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas, etcétera.

Grupos

Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha[1].

§  Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica ex­terna. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen 1 e^- en su última órbita.

§  Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.

§  En el grupo 18 se encuentran los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también cono­cidos como gases raros o nobles, que se caracterizan por su inactividad química.

§  A los elementos ubicados en el grupo 1 se los suele denominar metales alcalinos, con ex­cepción del hidrógeno. Los elementos del grupo 17, reciben también el nombre de halóge­nos[2].

El número del grupo (para los elementos representativos) indica:

§  Para los elementos de los grupos 1 y 2, la cantidad de electrones en su última órbita.

§  Para los elementos de los grupos 13 al 17, ocurre lo mismo que los anteriores pero con la segunda cifra del número. Por ejemplo, los del grupo 13 tienen 3 electrones en su última órbita, los del 14 tienen 4, y así sucesivamente.

Tabla I: En ROJO se muestran los METALES, en VERDE los NO METALES y en AMARILLO los GASES INERTES

§  A partir de su ubicación en la tabla, se puede deducir la estructura atómica del elemento.

§  Los elementos situados después del uranio, reciben el nombre de transuránidos. Estos elementos no existen en la Naturaleza y han sido obtenidos artificialmente por reacciones nucleares.

1.10 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.

  Entre las propiedades de los elementos químicos existen semejanzas y diferencias que permiten formar grupos semejantes. Esta clasificación es útil para sistematizar el estudio de los elementos y predecir su comportamiento químico. Desde fines de XVIII, los científicos han tratado de clasificar los elementos químicos teniendo en cuenta las semejanzas que se observan en sus propiedades. Entre otras, se pueden mencionar las propuestas de Lavoisier, Döbereiner y Newlands como aportes de importancia. En 1869, Dimitri Mendeleiev, pensó que existía una relación entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos. Así, confeccionó una tarjeta para cada elemento en la que consigno el símbolo, las propiedades principales y el peso atómico. Luego, procedió a organizar las tarjetas por masas atómicas crecientes. Al continuar el ordenamiento por masas atómicas crecientes, observó que el elemento siguiente (sodio) tenía propiedades semejantes al litio por lo cual comenzó una nueva hilera. Así fue iniciando nuevas filas y conformando la tabla.
La ley periódica es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características.
Inicialmente la estableció Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, pero Julius Lothar Meyer ayudo a al establecimiento aunque este trabajó por separado, llevó a cabo un orden a partir de las propiedades físicas de los átomos.
  En las primeras tablas, el ordenamiento de los elementos en grupos de acuerdo con sus propiedades, hizo necesario dejar algunos casilleros vacíos. Mendeleiev explicó este hecho sosteniendo que dichos sitios correspondían a elementos aún no descubiertos en ese momento. Así predijo la existencia de tres elementos aun no descubiertos que denominó eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio. Esta predicción fue uno de los mayores éxitos de Mendeleiev, pues efectivamente esos elementos fueron descubiertos veinte años después recibiendo el nombre de galio, escandio, y germanio.

  La tabla periódica actual, está relacionada con la estructura electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos conocidos, tanto los 92 que se hallaron en la naturaleza, como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares.

Las principales características de la tabla periódica son:

Ø Los elementos están ordenados por su número atómico creciente.

Ø A cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el numero atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc.

Ø Las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.

  En total existen 9 períodos. El número de período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho período. Así el H y el He, que están en el período 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en período 2 cuenta con dos niveles energéticos, etc.
  Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Así los elementos del grupo 1 tienen su electrón externo en el nivel s; los del grupo 2 también en el s; etc. Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.
  El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas (líneas verticales) llamadas grupos. Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa', por propiedades esos elementos deberían estar en el La y en el Ac, cada una de las filas en uno de ellos; por dicho motivo, los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos.
  Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro grupos: a) gases inertes: presentan una órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con excepción del He que tiene dos. Ocupan el grupo 18 de la tabla periódica. b) elementos representativos: aquellos que tienen su orbita externa incompleta. Comprende a los elementos que ocupan los grupos 1,2,13,14,15,16 y 17 de la tabla periódica. c) elementos de transición: se caracterizan por presentar sus dos ultimas órbitas incompletas. Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3,4,5,6,7,8,9,10,11 y 12. d) elementos de transición interna: son los que presentan sus tres ultimas orbitas incompletas.
  Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.
La tabla periódica de los elementos agrupa a éstos en filas y columnas según sus propiedades químicas. Los elementos aparecen ordenados por su número atómico. Las masas atómicas entre paréntesis indican la masa del isótopo más estable.
  Los elementos químicos que se ubican en la Tabla Periódica: Metales, Metaloides y No metales.

Elementos metálicos: este grupo representa la mayoría de los elementos, normalmente se encuentran en estado sólido y de acuerdo a sus propiedades conforman cinco nuevos grupos dentro de la tabla periódica:
Metales alcalinos: Son elementos de alto carácter metálico, sólidos, de baja densidad, blandos, de puntos de fusión relativamente bajos y altamente reactivos con respecto al resto de los metales.
Metales alcalinotérreos: Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que forman una familia. Estos elementos se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
Metales de transición: Pertenecen a los grupos del 3 al 11, Se caracterizan, en general, por tener alta densidad, alto punto de fusión y una reactividad química muy diversa.
Dentro de estos metales tenemos un subgrupo perteneciente a dos series: serie de los actínidos, y serie de los lantánidos.
Serie de los actínidos: No existen en forma natural por que tienden a desintegrarse radiactivamente con facilidad.
Serie de los lantánidos: Son por lo general blandos, de color gris y buenos conductores de electricidad.
Metales de los grupos 3 al 6: Estos comprenden algunos semi - metales o metaloides.
Elementos no metálicos: Podemos decir que solo el 20% de los elementos químicos se pueden considerar como no metales. Estos elementos requieren sólo un pequeño número de electrones para alcanzar una estructura estable. Clasificación de los no metales en la tabla periódica:
Hidrogeno: Es el elemento mas pequeño que existe, no se puede ubicar bien en la tabla debido a sus propiedades peculiares.
Grupo del carbono: Comprende elementos metálicos, no metálicos y semi-metálicos.
Grupo del nitrógeno: Comprende los no metales, nitrógeno y fósforo, los semimetales arsénicos y antimonio y el metal bismuto.
Grupo del oxigeno: Comprende los no metales oxigeno, azufre y selenio, el semi metal Telurio y el metal polonio.
Grupo de los halógenos: Comprende solo no metales: Fluor, Cloro, Bromo, Yodo y Astato.

Grupo de gases nobles o inertes: Comprende solo no metales gaseosos: Helio, Neon, Argon, Kriptón y Radon.

1.11 PROPIEDADES ATÓMICAS Y VARIACIONES ATÓMICAS

RADIO ATÓMICO (R.A.):

Según el modelo atómico moderno, es muy difícil definir el radio atómico, porque según la mecánica ondulatoria, la densidad electrónica en torno al núcleo disminuye progresivamente sin un límite definido, por lo que no podemos definir estrictamente el nivel o capa externa, por lo tanto es erróneo definir el radio atómico como la distancia del núcleo hasta el nivel externo; sin embargo el radio atómico es muy importante para explicar muchas propiedades de los elementos como por ejemplo la densidad, temperatura de fusión, temperatura de ebullición, etc..

VARIACIONES DEL RADIO ATÓMICO.

• Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).

• Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el

Mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel.

El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el

Átomo es más compacto).

• En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya

Que los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios

Atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA.

RADIO IÓNICO (R.I.):

Se define en forma análoga al radio atómico, pero en átomos ionizados; por lo tanto nos proporciona el tamaño relativo de los iones. Para determinar el radio iónico se considera posiciones adecuadas en la estructura cristalina de un sólido iónico.

El tamaño real del átomo o ion depende de su interacción con los átomos o iones circundantes que forman un cuerpo material. Además es imposible aislar solo un átomo o ion y medir su radio; por lo tanto se requiere de un método indirecto como es la técnica de difracción de rayos X.

VARIACIONES PERIÓDICAS.

• Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que

Derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.

• Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos

De los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.

• Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy

Parecidas. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos

Por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal

Del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así

Como el del átomo del que deriva.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.) O POTENCIAL DE IONIZACIÓN:

Es la mínima energía para quitar un electrón del nivel externo de un atomo en estado gaseoso y transformarse a cationes.Para un átomo “X”:

El proceso es endotérmico, porque gana o absorbe energía.La energía de ionización generalmente se expresa en Kj/mol, esto es la cantidad de energía de KJ que se necesita para quitar un mol de electrones de un mol de átomos en estado gaseoso.

Variaciones periódicas

• Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir

El potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de

Efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más

Voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el

Potencial de ionización decrecerá.

• En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio,

la tendencia que cabría esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.

AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.)

Es la energía emitida (generalmente) o energía absorbida (casos especiales) cuando una especie quimica gana un electrón en estado gaseoso. Esta energía esta relacionada directamente con la capacidad del átomo para aceptar uno o mas electrones.

Ejemplo:

♣ F(g) + e^- → F^-1 + 333 KJ/mol

A.E. = – 333 KJ/mol

Variaciones periódicas

- La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la

Variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir

De estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está

Satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y

Electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la Especie.

• Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del

Oxígeno, el flúor y el cloro.

ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.):

Es la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones de enlace hacia su núcleo al unirse químicamente con otro átomo; en otros términos es la capacidad del átomo para atraer electrones de enlace.

La E.N. de los elementos se expresa en unidad de energía según la escala de Linus Pauling, quien desmosto que esta propiedad de los átomos depende en forma directa de la energía de enlace, esta a su vez depende de la E.I. y la A.E., por lo tanto podemos afirmar:

♣ Los elementos que tienen grandes E.I. y grandes A.E. presentan valores altos de electronegatividad, por lo tanto son de alto carácter no metálico.

VARIACIONES PERIÓDICAS

• Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a

Derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

• Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan

Regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son

Inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que

para los de la zona superior derecha.

• El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que

Originarán dos átomos en su unión:

• El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es

Apolar.

• Cuantos mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto

Mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del

Átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

• Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce

Una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas. Variaciones periódicas.

CARGA NUCLEAR EFECTIVA.

La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el número de oxidación del átomo.

En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de Coulomb.

Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son, simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo de átomo está dada por la siguiente ecuación:

donde

Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de electrones de un átomo.

S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear.No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel.

S puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el método más simple es conocido como las reglas de Slater (en honor a John C. Slater).

Nota: Z_eff también suele ser representado como "Z* ". La idea de la carga nuclear efectiva es muy útil para entender cómo se modifican a lo largo de la T.P. los alcances de los orbitales atómicos, las variaciones de las energías de ionización , afinidades electrónicas y la electronegatividad, en general, para entender las propiedades periódicas.

“Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la energía requerida para quitar un electrón de un átomo poli electrónico.”

1.12 PROPIEDADES QUÍMICAS Y VARIACIÓN PERIÓDICAS.

1.1.1    Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo.

Las propiedades químicas de los elementos dependen de la distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa.

La tabla periódica puede dividirse en diversas formas según las propiedades que se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con características comunes.

METALES, NO METALES Y METALOIDES

Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el creador de la SIMBOLOGIA de los elementos J. J. BERZELIUS publicó en 1814 una clasificación sistemática en donde agrupaba dos tipos: los METALES y los NO METALES.

Ø Las características de los elementos METALICOS son:

1.     Conducen con facilidad el calor y la electricidad.

2.     Presentan brillo metálico

3.     Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como MALEABILIDAD y DUCTILIDAD.

4.     Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr.

5.     Al combinarse con NO METALES ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (CATIONES).

Ø Los NO METALES presentan las siguientes características:

1.     Son malos conductores del calor y la electricidad.

2.     No son maleables ni dúctiles.

3.     Reciben electrones al combinarse con los METALES adquiriendo así cargas NEGATIVAS (ANIONES).

Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como METALOIDES.

En la clasificación periódica de DIECIOCHO columnas podemos apreciar a estos grupos de elementos claramente delimitados, lo cual nos parece razonable si pensamos que las características de ellos dependen de la distribución electrónica, entre más próximos estén los elementos, mayor semejanza tendrán en sus propiedades y esto se debe a que la distribución electrónica presenta también una gran semejanza.

Si admitimos que las propiedades químicas de los elementos dependen de la ubicación de los electrones en su envoltura, tenemos una CLASIFICACION DE ELEMENTOS EN FUNCION DE SU DISTRIBUCION ELECTRONICA. En esta clasificación los elementos se agruparon en cuatro bloques según el tipo de orbital atómico en que se ubique su electrón diferencial.

A los bloques S y P se les conoce como elementos REPRESENTATIVOS mientras que a los D y F se les denomina elementos de TRANSICION EXTERNA e INTERNA respectivamente.

El bloque S está formado por dos columnas, el P por seis, en el D se observan diez y el F presenta un total de 14. Como se puede observar, el número de columnas corresponde al máximo de electrones que se pueden acomodar en esos tipos de orbitales, los elementos colocados en una misma columna o grupo tendrán igual cantidad de electrones en el nivel más externo y su electrón diferencial estará en el mismo tipo de orbital.

LOS NUMEROS DE OXIDACION EN LA TABLA PERIODICA

El conocer la posición del elemento en la Tabla Periódica nos resulta de gran utilidad para determinar su NUMERO DE OXIDACION; Los METALES presentan CARGAS POSITIVAS y los NO METALES suelen presentar NEGATIVAS aunque también pueden ser POSITIVOS dependiendo del compuesto que forme.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: estos elementos suelen presentar número de oxidación de acuerdo al grupo en que se ubican; el número de grupo nos dice el estado de oxidación máximo del elemento. Los elementos pueden presentar varios estados de oxidación y estos dependen del número de grupo; si el grupo es PAR, los elementos tendrán CARGAS POSITIVAS PARES desde el CERO hasta el NUMERO DE GRUPO. Si es IMPAR, las CARGAS serán IMPARES DESDE CERO HASTA EL NUMERO DE GRUPO.

Los elementos NO METALICOS al combinarse con elementos de menor electronegatividad tienden a adquirir CARGAS NEGATIVAS, y esta será en un número que permita completar OCHO, al sumar el número de grupo con la cantidad de carga. Así tenemos que: el grupo VII A adquieren -1, en el VI A -2, los del V A -3 y algunos del IV A -4.

1.13 ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONÓMICA,

 INDUSTRIAL Y AMBIENTAL

Elemento de Importancia Económica

 

Ø Hidrogeno (H)

Los principales uso del hidrogeno son:

Para la producción de amoniaco (N3H) por el proceso (Haber).

Enla producción del ácido clorhídrico al combinarse con cloro, en la síntesis del alcohol metilito (CH3OH) al combinar con monóxido de carbono.

 

Refinación de petróleo.

 

Hidrogeno de aceite.

 

Ø Boro (B)

 Este no metal se utiliza como fertilizante foliar y edáfico.

Ø Carbono (C)

 Este metal es importante ya que forma parte de numerosos compuestos y sonimportantes para la vida cotidiana del ser humano.También forma parte de las estructuras de las grasas o lípidos de la cual la parte estructural esta formada por el glicerol y glicerina el cual es un alcohol.El carbono

también forma parte de las estructuras de ácidos nucleicos, vitaminas.

 

Ø Nitrógeno (N)

La mayor parte del nitrógeno se encuentra en el aire de la atmósfera y se usa para fabricar amoniaco al combinarse con el hidrogeno en su forma líquida, el nitrógeno se utiliza como congelante.

Ø Oxigeno (O)

Este elemento también se encuentra en el aire de la atmósfera y es muyimportante en la vida del ser humano ya que el depende de su respiración.También se utiliza ampliamente en la industria y también se utiliza en la soldadura autógena o acetilénica.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ø Flour (F)

Los usos de los fluoruros principalmente el fluoruro de sodio se utiliza en la fluoración del agua potable y en las pastas dentales para prevenir las caries.

Ø Cloro (Cl)

Se utiliza para la elaboración de plástico disolvente, pesticidas, productofarmacéutico, refrigerante y colorante. También se utiliza en la desinfección ypara blaquiar textiles.

Ø Bromo (Br)

Los compuestos orgánicos que contienen bromo se utilizan como intermediarios en las síntesis industriales de colorantes. Los bromuros inorgánicos se utilizan como medicina en el blanqueo de tejidos y en fotografías bromuro de plata.

Ø Yodo (I)

Sus compuestosno se usan tan extensamente como las de otros halógenos del grupo 7ª y susprincipales usos: productosfarmacéuticos, pinturas, para fotografía en su forma de yoduro de plata ytambién como desinfectantes.

Elemento de Importancia Industria

Ø Aluminio

Es resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por los que se emplea en la construcción de vehículos, aviones y utensilios domésticos. Se extrae de la bauxita por reducción electrolítica.

Ø Cobalto

Se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su alta resistencia alcalor, corrosión y fricción. Se emplea en herramienta mecánica de altavelocidad, imanes y motores. En forma de polvo, se emplea como pigmento azulpara el vidrio. Su isótopo radiactivo se emplea en el Instituto Nacional deInvestigación Nuclear (ININ) de México, por que produce radiaciones gamma.

 

 

 

Ø Mercurio

Es resistente a la corrosión y un bueno conductor eléctrico. Se usa en la fabricación de instrumentos de presión, baterías, termómetro, barómetro, amalgamas dentales, sosa cáustica, medicamentos e insecticidas.

 

Ø Antimonio

Se utiliza, metal de imprenta, baterías y textiles.

Ø Plata

Se emplea en la acuñación de monedas y manufacturas de vajillas y joyas, en fotografías, aparatos eléctricos, aleaciones y soldaduras.

Ø Cobre

Usado principalmente como conductor eléctrico, en la elaboración de monedas y aleaciones como el latón y bronce.

Ø Plomo

Se emplea para la fabricación de de barias y acumuladores, de pinturas, soldaduras e investigaciones nucleares.

Hierro

Se utiliza en la industria, el arte y la medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales ferrosos, además es un componente importante de la sangre contenido en la hemoglobina.

 

 

Ø Oro

Es el patrón monetario internacional, sus aleaciones se emplean en joyerías, y ornamentos, piezas dentales y equipo científicos de elaboración. En la actualidad se ha reemplazado por iridio y rutenio en la joyera, y en piezas dentales, por platino y paladio.

Elementos de Importancia Ambiental:

Ø Bromo

Sus vapores contamina el aire, además sus compuestos derivados solo la crimogenos y venenosos.

Azufre sus óxidos (SO2 Y SO3) contaminan el aire y mezclados con agua producen la lluvia ácida. Algunas sustancias como los derivados clorados, sulfatos y ácidos son corrosivos, el gas H2S es sumamente toxico y contamina el aire.

Ø Cadmio

Contamina el agua y el aire es constituyente de algunos fertilizantes que contaminan el suelo.

Ø Mercurio

Contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos lo retienen y como el hombre los ingiere, lo incorpora a sus tejidos. También puede absorberse por la piel.

Antimonio el envenenamiento por antimonio se produce por ingestión, inhalación de vapor y principalmente por un gas llamado estibina.

Ø Arsénico

En general, todos sus compuestos y derivados son altamente tóxicos.

Ø Fósforo

Debido a que se emplea en la síntesis de pinturas, plaguicidas y fertilizantes, contaminan el aire, el suelo y el agua.

Ø Plomo

Contaminan el aire, el agua y el suelo (produce graves daños a la agricultura), y cuando se inhala o se ingiere como alimento, se acumula en el cuerpo y produce una enfermedad conocida como saturnismo.

 

Ø Cloro

Sus vapores contaminan el aire y son corrosivo. En forma de clorato, contamina elagua, además de forma mezcla explosiva con compuestos orgánicos que dañan elhígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro afectan alsistema nervioso.

Ø Cromo

En su forma de cromato soluble contamina el agua. Sus compuestos son perjudiciales para el organismo, pues destruyen todas las células.

Ø Manganeso

Los polvos y humos que contienen manganeso causan envenenamientos y atrofian el cerebro, cuando se inhala, además de contaminar el agua.

 

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[1] Un sistema de numeración anterior utilizaba números romanos y letras “a” para los elementos representativos, “b” para los de transición y el número 0 para los gases inertes. Así, la numeración nueva del 1 al 18 corresponde a la siguiente numera­ción antigua: Ia – IIa – IIIb – IVb – Vb – VIb – VIIb – VIII (3 grupos) – IIa – IIIa – IVa – Va – VIb – VIIa –  0.

1 Un sistema de numeración anterior utilizaba números romanos y letras “a” para los elementos representativos, “b” para los de transición y el número 0 para los gases inertes. Así, la numeración nueva del 1 al 18 corresponde a la siguiente numera­ción antigua: Ia – IIa – IIIb – IVb – Vb – VIb – VIIb – VIII (3 grupos) – IIa – IIIa – IVa – Va – VIb – VIIa –  0.

[2] Halógenos: del griego halós = sal; gennan = engendrar, o sea, engendradores de sales