Tema nº 40 - aporlaopo.es

TEMA Nº 40 EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNAS DE LAS PROPIEDADES.

ESPECIALIDAD: FÍSICA Y QUÍMICA

aporlaopo.es Preparación curso 20/21 – Tema nº: 40

[aporlaopo.es] – Temario para la especialidad de Física y Química Todos los derechos reservados. Prohibida su reproducción total o parcial. 1

Contenido 1. INTRODUCCIÓN ......................................................................................................................................................... 2

1.1. ORIGEN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS .......................................................................................................... 2

1.2. DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS ............................................................................................................ 2

1.2.1. PREHISTORIA Y EDAD ANTIGUA ................................................................................................................ 2

1.2.2. EDAD MEDIA ............................................................................................................................................. 2

1.2.3. SIGLO XVII .................................................................................................................................................. 2

1.2.4. SIGLO XVIII ................................................................................................................................................. 2

1.2.5. SIGLO XIX ................................................................................................................................................... 2

1.2.6. SIGLO XX .................................................................................................................................................... 3

2. EVOLUCION HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS. ..................................................... 3

2.1. PRIMEROS INTENTOS ........................................................................................................................................ 3

2.2. TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV .................................................................................................................. 3

2.3. SISTEMA PERIODICO ACTUAL ........................................................................................................................... 3

3. CONFIGURACIONES ELECTRONICAS ......................................................................................................................... 4

3.1. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN ......................................................................................................................... 4

3.1.1. PRINCIPIO EXCLUSIÓN DE PAULI ............................................................................................................... 4

3.1.2. PRINCIPIO PRIORIDAD DE LOS ESTADOS DE MÍNIMA ENERGÍA ............................................................... 4

3.1.3. REGLA DE HUND O MÁXIMA MULTIPLICIDAD .......................................................................................... 4

3.2. DESCRIPCIÓN DE LOS PERIODOS ....................................................................................................................... 4

4. PROPIEDADES ATOMICAS PERIODICAS ..................................................................................................................... 5

4.1. RADIO ATOMICO ............................................................................................................................................... 5

4.2. ENERGIA DE IONIZACION .................................................................................................................................. 5

4.3. AFINIDAD ELECTRONICA ................................................................................................................................... 5

4.4. ELECTRONEGATIVIDAD ..................................................................................................................................... 6

5. PROPIEDADES QUIMICAS Y SISTEMA PERIODICO ..................................................................................................... 6

6. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNAS PROPIEDADES PERIODICAS ........................................................................ 6

6.1. CALCIO-ESTRONCIO-BARIO FRENTE AL ION CARBONATO ................................................................................ 6

6.2. CLORO-BROMO-YODO FRENTE AL ION PLATA. ................................................................................................. 6

6.3. GRADACIÓN DE PROPIEDADES ACIDO-BASE EN LOS DERIVADOS HIDROXIGENADOS DEL TERCER PERIODO . 6

7. BIBLIOGRAFÍA ............................................................................................................................................................ 7



1. INTRODUCCIÓN

1.1. ORIGEN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Por lo que hoy se sabe la composición química global del universo parece que puede cifrarse en 9/10 partes de hidrogeno y 1/10 de helio. El resto constituye una parte despreciable.

Como se originó esta composición? La teoría más aceptada es la del big bang que simplificada sería algo así: a unos 100 segundos del instante cero la temperatura se habría enfriado a unos mil millones de grados y en estas condiciones empieza a ser posible el enlace entre las partículas pesadas que entonces existía los protones y neutrones para producir núcleos de deuterio.

Estos se combinan con protones y neutrones para formar núcleos de helio. Cuando la síntesis de helio afecto a un 25% de la masa inicial el enfriamiento producido por la expansión detuvo la reacción

A partir de ahí , la materia a lo largo de millones de años fue condensándose bajo la acción de la fuerza gravitatoria en estrellas y galaxias donde las enormes temperaturas pusieron de nuevo en marcha procesos esporádicos de fusión nuclear.

1.2. DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS

1.2.1. PREHISTORIA Y EDAD ANTIGUA

Los metales menos reductores Cu, Ag, Au y Hg debido a que se pueden encontrar en estado nativo. De los procesos metalúrgicos del Cu surgen el bronce y latón.

El Fe con mejores propiedades mecánicas que el bronce pero difícil de extraer de sus minerales debido a su potencial de reducción mayor, su metalurgia se inició con los hititas.

Nótese que estos descubrimientos dan lugar a las edades históricas de bronce y hierro.

El Pb usado por los romanos en tuberías para transporte de agua.

Entre los no metales destaca el S y el C (diamante).

1.2.2. EDAD MEDIA

Los alquimistas buscaron con afán el elixir de la eterna juventud y la piedra filosofal que convertía todo en oro. De su trabajo se descubrieron: As, Sb, Bi, P y Zn.

1.2.3. SIGLO XVII

Con la figura de Robert Boyle y sus ideas recogidas en “El químico escéptico” se considera el principio de la química como ciencia. En ella define elemento químico como aquella sustancia que no puede descomponerse en otras mediante operaciones experimentales. Nótese su provisionalidad en tanto en cuanto un experimento no demuestre lo contrario.

1.2.4. SIGLO XVIII

Conocido como siglo de los gases: N, H, O, Cl. También metales como: Co, Ni, Mn, Mo, U, Ti, Ce, Zr…

Destaca en este siglo sobre todo la figura de Lavoisier y el uso sistemático de la balanza para medir la masa de reactivos y productos. Abriendo así el camino para el descubrimientos de las leyes ponderales.

1.2.5. SIGLO XIX

La pila eléctrica de Volta permitió aplicar la electrolisis a la preparación de nuevos elementos que por su gran poder reductor no habían podido ser preparados por métodos químicos. Así se descubren: K, Na, Mg, Sr, Ba y Ca.

La técnica espectroscópica de análisis químico de Kirchhoff y Bunsen permitió identificar nuevos elementos presentes en los minerales gracias a la huella dactilar “que en estado incandescente producían en el espectroscopio. Así: Cs y Rb.

Ramsay descubre el Ar que ocupa el 1% del volumen de aire atmosférico.



Curie inaugura la radioquímica con Po y Ra.

1.2.6. SIGLO XX

Sobre todo se caracteriza por descubrimiento de elementos artificiales. Los trabajos de McMillan y Abelson mediante bombardeo neutrónico de U consiguen el primer transuránido de Z=93 llamado Np.

La incorporación de Seaborg a estos trabajos permitió obtener el resto de elementos hasta el numero atómico 100. Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm.

La carrera ha seguido entre los americanos, los rusos del instituto Dubna y los alemanes del laboratorio de iones pesados de Darmstadt.

Recientemente los japoneses han estado realizando trabajos sobre el Z=119.

2. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

2.1. PRIMEROS INTENTOS

Debido al gran número de elementos descubiertos a partir del siglo XIX era necesario un intento racional de clasificación.

Dobereiner 1829 observó que se podían relacionar ciertos elementos en grupos de tres, tríadas, encontraba una semejanza gradual en sus propiedades y el peso atómico del elemento intermedio era aproximadamente la media aritmética de los dos extremos.

Pero había otros elementos que se resistían a ser encuadrados en tríadas y además había bastante confusión en torno al valor correcto de los pesos atómicos.

En 1860 en el primer congreso internacional de Karlsruhe Cannizaro expone las ideas de su profesor Avogadro y a partir de ahí se empieza a distinguir entre átomo y molécula.

Newlands 1864 dispuso los elementos conocidos en orden creciente de masas atómicas y observó que si se disponen los elementos en sucesivas columnas de 7 los que formaban una fila horizontal presentaban propiedades semejantes. Ley de octavas.

2.2. TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV

Meyer 1870 represento los volúmenes atómicos frente a los pesos atómicos. Quedando clara la regularidad en la que se repetían periodos de 7 elementos con un metal alcalino ocupando siempre el valor máximo del volumen atómico.

A partir del tercer periodo había que admitir más de 7 elementos.

Mendeleiev 1869 publica su tabla en donde los elementos aparecían dispuestos en orden creciente de pesos atómicos en periodos conformados por las propiedades químicas en concreto la valencia.

Su mérito estuvo en su firme confianza en la regularidad de las propiedades químicas, le permitió ser flexible en algunos puntos de la tabla en lo referente a los pesos atómicos y sobre todo no dudó en dejar huecos en el sistema convencido de que serían ocupados por elementos que serían luego descubiertos y cuyas propiedades predijo con asombrosa aproximación.

Los tres huecos que dejó los denominó, eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio. Que posteriormente fueron descubiertos y recibieron los nombres de galio, escandio y germanio.

2.3. SISTEMA PERIODICO ACTUAL

A pesar de los éxitos de Mendeleiev a medida que se fijan los pesos atómicos con precisión resaltan contradicciones. Así, el Te tiene un peso atómico mayor que el yodo pero aparece antes en la tabla lo mismo puede decirse de los pares K-Ar; Co-Ni.

Los elementos se colocaron en la tabla de acuerdo con sus propiedades químicas y al número de entrada en la tabla se le llamo número atómico.



Faltaba por encontrar una base física cuantitativa para el numero atómico aportación hecha por Moseley en 1912 quien estudiando espectros de rayos X encontró una relación entre frecuencia y Z: f= c· (Z- b)2 donde c, b son ctes y Z el numero atómico.

El crecimiento de la frecuencia con el número atómico se explica por el aumento de la carga eléctrica del núcleo. Durante la producción de rayos X los electrones incidentes sobre el elemento que hace de anticátodo pueden expulsar electrones de los niveles atómicos más profundos, los más próximos al núcleo, cuando los electrones superiores descienden para cubrir estos huecos emiten sus exceso de energía en forma de fotones X es lógico que cuanto mayor sea la carga positiva del núcleo mayor será esta diferencia de energía entre las capas superiores e inferiores y por tanto mayor la frecuencia de la radiación correspondiente.

Se llegó a la conclusión de que la variación de carga nuclear de un átomo al siguiente en la tabla era debida a la adición de un protón partícula que determinaba inequívocamente el número atómico de un elemento.

Así se define elemento químico como aquella sustancia cuyos átomos tienen todos el mismo número de protones en el núcleo.

A día de hoy la tabla está formada por 7 periodos y 18 columnas y basada en la configuración electrónica y Z.

3. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

3.1. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN

Thomson descubre el electrón. Rutherford propone un átomo cargado positivamente en su núcleo y rodeado de electrones. Bohr introduce la idea de estados cuánticos para el electrón.

Así los electrones tienen que colocarse en el entramado de las nuevas categorías: nivel, subnivel, orbital y estado cuántico. Lo hace obedeciendo una serie de leyes:

3.1.1. PRINCIPIO EXCLUSIÓN DE PAULI

▪ “En un átomo polielectrónico no puede haber 2 electrones en el mismo estado cuántico” o “ en un mismo átomo no puede haber 2 electrones que tengan iguales sus 4 números cuánticos”

3.1.2. PRINCIPIO PRIORIDAD DE LOS ESTADOS DE MÍNIMA ENERGÍA

▪ “Los electrones ocupan primero los orbitales de mínima energía y siguen por los de energía creciente”.

▪ Dentro de un mismo subnivel los orbitales son degenerados.

▪ El número máximo de electrones por orbital es 2.

▪ Se sigue el diagrama de Moeller que nos indica el orden de los subniveles por orden creciente de energía.

3.1.3. REGLA DE HUND O MÁXIMA MULTIPLICIDAD

▪ “Cuando varios electrones están en un subnivel incompleto, se disponen de modo que haya el máximo posible de electrones desapareados”

3.2. DESCRIPCIÓN DE LOS PERIODOS

▪ PRIMER PERIODO: Supercorto solo 2 elementos: H, He.

▪ SEGUNDO PERIODO: 8 elementos, de Li a Ne. n= 2.

▪ TERCER PERIODO (N=3): 8 elementos, de Na a Ar.

▪ CUARTO PERIODO: Primer periodo largo con 18 elementos. Los 18 electrones ocupan sucesivamente los subniveles4s, 3d y 4p del K al Kr. El llenado del subnivel d, que caracteriza a los elementos de transición con dos pequeñas irregularidades forzadas por la mayor estabilidad de un subnivel de semilleno (cromo) o lleno(cobre) que obliga a bajar un electrón del subnivel 4s para satisfacer dicha estabilidad.



▪ PERIODO QUINTO: 18 elementos que se inician introduciendo el electrón diferenciador en el subnivel 5s.

▪ PERIODO SEXTO: Superlargo de 32 elementos debido al llenado del subnivel 4f.

▪ PERIODO SÉPTIMO: Incompleto en donde todos los elementos son radiactivos de vidas muy cortas.

4. PROPIEDADES ATÓMICAS PERIÓDICAS

4.1. RADIO ATOMICO

El volumen o radio de un átomo hay que caer en la cuenta de que son conceptos que carecen de sentido físico desde que la mecánica cuántica presenta a los electrones como funciones de probabilidad que decaen de forma continua hasta el infinito no existiendo un límite definido.

Sin embargo es útil el convenio de aceptar como radio atómico la mitad de la distancia internuclear entre 2 átomos de un mismo elemento unidos por enlace químico

Dentro de un grupo aumenta al desplazarnos hacia abajo mientras que en un periodo disminuye al desplazarnos hacia la derecha ya que aumenta el número atómico pero no el número de capas con lo que la nube electrónica se contrae hacia el núcleo y el radio disminuye.

No obstante hay que tener en cuenta el efecto pantalla que consiste en la reducción de los efectos originados por la carga nuclear que sufre un electrón a causa de electrones interiores o del mismo nivel. De esta forma los electrones sufren una carga nuclear efectiva Z * inferior a la real.

Z*= Z- σ.

Este apantallamiento lo calculamos por las reglas de Slater:

a) Los electrones con n superior al electrón considerado, no contribuyen.

b) Con n igual 0,35 por cada electrón, para 1s 0,3.

c) Con n inferior en 1 unidad: 0,85 cada electrón s, p; 1 por cada electrón d, f.

d) Inferior en 2 o más: 1 por cada electrón.

4.2. ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Se define como aquella que debemos aplicar a un átomo en estado fundamental para extraer su electrón más débilmente ligado. Proceso endotérmico: X + EI→ X+ + e-.

La energía de ionización disminuye al bajar en un grupo porque en este sentido aumenta el número de capas electrónicas y por consiguiente el apantallamiento del núcleo frente al electrón a extraer.

Dentro de un periodo esta energía aumenta porque aumenta el número de protones del núcleo sin que aumente el número de capas o sea el apantallamiento permanece constante.

Excepciones de Be-B 2s2 y 2s22p1 y N-O 2s22p3 y 2s22p4.

Resumiendo la energía de ionización es inversamente proporcional al radio.

4.3. AFINIDAD ELECTRÓNICA

Energía desprendida cuando un átomo capta un electrón para convertirse en un anión. Se trata de un proceso

exotérmico: X +e- X- + energía.

Disminuye conforme nos desplazamos hacia abajo en un grupo y aumenta al desplazarnos al avanzar hacia la derecha en un periodo.



4.4. ELECTRONEGATIVIDAD

Tendencia de un átomo a atraer electrones hacia si el par de electrones que comparte con otro átomo. Disminuye al bajar en un grupo y aumenta al desplazarnos hacia la derecha. Al flúor se le asigna un valor de 3,98 el más alto.

La diferencia entre las electronegatividades de dos átomos enlazados entre sí, es un indicador del carácter iónico parcial del enlace entre ellos. Si la diferencia es mayor que 2 se considera iónico; si está entre 0,4 y 2 enlace covalente polar y si es inferior a 0,4 covalente. En la escala Pauling: se considera que la diferencia entre la energía real de un enlace A-B y la energía que debía esperarse si el enlace fuese covalente normal. ∆= D(A-B) -1/2 (DAA + DBB); (XA - XB) = 0,208·√∆ . Es una escala relativa.

Escala Mulliken: X= ½ (EI + AE). Escala absoluta.

5. PROPIEDADES QUIMICAS Y SISTEMA PERIODICO

Veamos a continuación un breve resumen sobre la relación entre propiedades químicas y configuración electrónica.

a) Las configuraciones de los gases nobles resultan extraordinariamente estables no conociéndose ningún compuesto natural de los mismos. Por otro lado, las configuraciones isoeléctricas con los gases nobles representan la tendencia de buena parte de la química de los elementos anteriores o posteriores a estos gases.

b) Los elementos del bloque s generalmente forman cationes +1 , +2.

c) El bloque p ofrece químicas que varían profundamente por la variedad que ofrecen los orbitales p y la regla Hund. Así hay grandes diferencias entre el cabeza de grupo y los restantes debido a la posibilidad de expandir el octeto a consecuencia de la aparición de los orbitales d. Al bajar en los grupos el aumento del número de capas acentúa el carácter metálico. En cada periodo este carácter disminuye hacia la derecha.

d) El bloque d presenta un comportamiento químico menos diferenciado, ello es debido a que las diferencias entre ellos residen en la penúltima capa mientras la última la más decisiva suele ser la misma ns2.

e) El bloque f (metales transición interna) tienen sus electrones diferenciadores enterrados en el subnivel f de la antepenúltima capa de ahí su uniformidad química siendo muy difícil separar entre sí estos elementos.

6. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

6.1. CALCIO-ESTRONCIO-BARIO FRENTE AL IÓN CARBONATO

Se caracterizan por dar un precipitado estos iones con el carbonato de color blanquecino que no lo dan otros elementos próximos de la tabla periódica.

Una forma de distinguir estos tres metales entre si consiste en el análisis de sus espectros; así el Ca dará un color naranja, el Sr rojo carmín y el Ba amarillo verdoso.

6.2. CLORO-BROMO-YODO FRENTE AL IÓN PLATA.

Las disoluciones de cloruro, bromuro y yoduro cuando reaccionan con una disolución de nitrato de plata se observa la aparición de precipitado: blanco en el caso del cloruro, blanco amarillento para el bromuro y amarillo para el yoduro.

Si estos precipitados los hacemos reaccionar con amoniaco se observa que el AgCl se disuelve pues se forma el complejo [Ag(NH3)]2

+, el bromuro es poco soluble y el yoduro insoluble.

6.3. GRADACIÓN DE PROPIEDADES ACIDO-BASE EN LOS DERIVADOS HIDROXIGENADOS DEL TERCER

PERIODO

Si consideramos los compuestos que los óxidos de estos elementos generan por reacción con el agua queda claro que hay una gradación del carácter básico asociado a la naturaleza metálica de los elementos que están a la izquierda del



periodo simultánea a otra de carácter ácido en sentido opuesto asociada a la índole no metálica de los elementos que se encuentran en el extremo derecho. NaOH base muy fuerte, Al(OH)3 sustancia anfótera, ClO3OH ácido muy fuerte.

Veamos una explicación genérica de dicho fenómeno así sea X-O-H, si la electronegatividad de X es elevada habrá una tensión sobre la pareja electrónica del enlace que tenderá a desplazarla parcialmente hacia X. Para compensar este desplazamiento de carga el átomo de oxígeno tirará hacia sí de la pareja enlazante del hidrógeno con lo que éste se encontrará menos enlazado y por ello tenderá más fácilmente a abandonar la molécula dando una especie ácida: XO- + H+

.

Si la electronegatividad de X es pequeña el enlace X-O sufrirá un desplazamiento de carga hacia el oxígeno con lo aparecerá el ion hidróxido OH- +X+.

7. BIBLIOGRAFÍA

▪ Chang, R. Química general.

▪ Sharpe. Química inorgánica

▪ Sauret Hernandez,M . Química 2 Bach.

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