Estudio de la Tabla Periódica y Propiedades Periódicas

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La tabla periódica: clasificación de los elementos (1) Estructura 3 – Clasificación de la materia Estructura 3.1 (1) PD Química – Guía 2023 2 1. LOS ELEMENTOS QUÍMICOS En el momento de preparar esta presentación, se conocen 118 elementos químicos: http://www.webelements.com/ 3 La mayoría de estos elementos (88) se encuentran en la naturaleza: son los elementos naturales. El resto (30) son elementos radiactivos que han sido obtenidos en los laboratorios y se denominan elementos artificiales. http://www.imachination.net/next100/brainstorm/elements.html La siguiente imagen muestra la distribución de los elementos artificiales en la tabla periódica: 1.

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 4 Algunos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre o nativo, pero la gran mayoría están combinados con otros elementos formando compuestos. http://www.edu365.cat/batxillerat/ciencies/taula/ La siguiente imagen muestra los métodos de obtención de los diferentes elementos químicos. Sólo hay 13 elementos que se encuentren en estado libre en la naturaleza: 1. LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 5 El elemento más abundante en la Tierra es el hierro, aunque la mayor parte de este elemento se encuentra en el núcleo terrestre. En la corteza, los dos elementos más abundantes son el oxígeno y el silicio.

ELEMENTOS MÁS ABUNDANTES EN LA CORTEZA DE LA TIERRA http://www.dlt.ncssm.edu/distance_learning/tigernotice.htm 1. LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 6 En los seres vivos, el 99 % de la materia es constituida únicamente por seis elementos: oxígeno, carbono, hidrógeno, nitrógeno, calcio y fósforo. El resto corresponde a un elevado número de elementos, que están presentes en cantidades muy pequeñas, pero que son indispensables para que las funciones biológicas se hagan correctamente. Estos elementos se denominan oligoelementos. ELEMENTOS MÁS ABUNDANTES EN EL CUERPO HUMANO http://www.dlt.ncssm.edu/distance_learning/tigernotice.htm 1.

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 7 Los elementos más abundantes del universo son los más ligeros: el hidrógeno y el helio. ELEMENTOS MÁS ABUNDANTES EN EL UNIVERSO http://www.dlt.ncssm.edu/distance_learning/tigernotice.htm 1. LOS ELEMENTOS QUÍMICOS 8 2. PRECEDENTES. LEY PERIÓDICA A medida que se fueron descubriendo los diferentes elementos químicos fue surgiendo la necesidad de clasificarlos. Hubo diferentes intentos parciales de clasificación (tríadas de Dobereiner, ley de las octavas de Newlands, ...) pero no fue hasta 1869 que Dmitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907) y Lothar Meyer (1830-1895) establecieron independientemente el uno del otro las bases de la clasificación periódica actual.

Lothar Meyer Dmitri I. Mendeleiev 9 Mendeleiev, al estudiar las propiedades físicas y químicas de los elementos, encontró una repetición periódica de las propiedades de los elementos y de sus compuestos cuando los elementos se ordenan por orden creciente de su peso atómico. Esto significa que después de un cierto número de elementos, el siguiente repite, en cierta medida, las propiedades del primero. En base a estas observaciones, Mendeleiev publicó en 1869 su tabla periódica con los 63 elementos conocidos en aquella época. En el mismo año, Meyer publicó una tabla similar, pero fue conocida después de la de Mendeleiev.

Tabla periódica original de Mendeleiev Mendeleiev trabajando en su despacho 2. PRECEDENTES. LEY PERIÓDICA 10 Mendeleiev tuvo el buen criterio de dejar en su tabla algunos espacios vacíos que correspondían, según él, a elementos aún no descubiertos. Dio un nombre provisional a estos elementos y predijo algunas de sus propiedades. El descubrimiento del galio (1875), del escandio (1879) y del germanio (1886) y la concordancia entre sus propiedades y las que había predicho Mendeleiev para los elementos aún no conocidos dio un gran valor a la tabla periódica.

Esta tabla muestra la concordancia entre las propiedades predichas por Mendeleiev para el elemento que él llamó ekasilicio y las propiedades reales del elemento químico germanio. http://www.dlt.ncssm.edu/distance_learning/tigernotice.htm 2. PRECEDENTES. LEY PERIÓDICA 11 A pesar de que la tabla de Mendeleiev y Meyer es de gran utilidad, presenta algunos problemas. Por ejemplo, la ordenación de los elementos no está hecha siempre en orden creciente de peso atómico (consulta las parejas Ar-K, Co-Ni y Te-I). A partir del trabajo experimental del físico británico Henry Moseley (1887-1915), se evidenció que el criterio de ordenación no era el peso atómico, sino el número atómico.

Así, en la tabla periódica actual los elementos químicos están colocados en orden creciente de su número atómico y clasificados siguiendo la ley periódica, que establece que: Las propiedades de los elementos químicos varían de manera sistemática y con una cierta periodicidad según el número atómico de sus átomos. Es decir, dado un determinado elemento químico, cada cierto número de elementos encontraremos otro con unas propiedades similares. 2. PRECEDENTES. LEY PERIÓDICA 12 3. CONCEPTOS GENERALES Las filas horizontales se denominan períodos. Hay 7. Las columnas verticales se denominan grupos. Hay 18. 13 3. CONCEPTOS GENERALES Hay muchas variantes de la tabla periódica.

No podemos decir que ninguna de ellas sea la mejor. Todas son válidas, aunque algunas sean más útiles que otras. 14 Elementos representativos Elementos de transición Elementos de doble transición 3. CONCEPTOS GENERALES 3. CONCEPTOS GENERALES Lantanoides / Lantánidos Actinoides / Actínidos 16 ¿Qué tienen en común los elementos que están en un mismo grupo? Tienen la misma configuración electrónica en el último nivel (su configuración electrónica "acaba igual"). Por lo tanto, tienen el mismo número de electrones de valencia. Tienen unas propiedades físicas y químicas similares. Según su configuración electrónica los elementos pueden dividirse en cuatro grupos: Elementos s.

Último electrón en un subnivel s. Grupos 1 y 2 y el helio. Elementos p. Último electrón en un subnivel p. Grupos 13-18. Elementos d. Último electrón en un subnivel d. Elementos de transición (grupos 3-12). Elementos f. Último electrón en un subnivel f. Elementos de doble transición. 3.

CONCEPTOS GENERALES 17 Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6 1 H He s2 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ro Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 6 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 7 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 3. CONCEPTOS GENERALES 18 GRUPO PRIMER ELEMENTO NOMBRE ELECTRONES DE VALENCIA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ACABA …

1 Li Metales alcalinos 1 ns1 2 Be Metales alcalinotérreos 2 ns2 13 B Elementos térreos 3 ns2 np1 14 C Grupo del carbono 4 ns2 np2 15 N Pnictógenos 5 ns2 np3 16 O Anfígenos o calcógenos 6 ns2 np4 17 F Halógenos 7 ns2 np5 18 He Gases nobles 8 (*) ns2 np6 (**) (*) excepto el helio (He), que tiene 2 (**) excepto el helio (He), que acaba en s2 En cuanto a los elementos representativos, la siguiente tabla resume la información relevante: 4. ELEMENTOS DE UN MISMO GRUPO 19 ¿Qué tienen en común los elementos que están en un mismo período? El número del período indica el nivel energético más exterior que ocupan los electrones (nivel de valencia).

Las propiedades físicas y químicas de los elementos varían a lo largo de un período. Primer período n = 1 Los elementos de este período disponen de un único nivel electrónico: el único nivel ocupado es el n=1. Segundo período n = 2 Los elementos de este período tienen dos niveles electrónicos: sitúan sus electrones en los niveles n=1 y n=2 Tercer período n = 3 Los elementos de este período tienen tres niveles electrónicos: sitúan sus electrones en los niveles n=1, n=2 y n=3. 5. ELEMENTOS DE UN MISMO PERÍODO 20 6. ELECTRONEGATIVIDAD.

METALES Y NO METALES Se denominan propiedades periódicas aquellas que dependen de la configuración electrónica de los elementos y que, por lo tanto, varían de manera periódica a lo largo de la tabla. Una de las más importantes es la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento se define como la tendencia que tiene un átomo de este elemento a atraer hacia él electrones cuando se encuentra combinado con un átomo del mismo elemento o de otro. La electronegatividad aumenta en un periodo al desplazarse hacia la derecha, mientras que en un grupo aumenta hacia arriba. 21 Los metales tienen átomos con valores bajos de la electronegatividad.

Se distinguen por su facilidad para ceder electrones (oxidarse). Se dice que son electropositivos. El carácter metálico de los elementos depende de su configuración electrónica. En general, su variación en la tabla periódica es la que muestra la figura. + + En un grupo el carácter metálico aumenta a medida que nos desplazamos hacia abajo. En un periodo el carácter metálico aumenta a medida que nos movemos hacia la izquierda. 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES 22 La mayor parte de los elementos químicos son metales. Presentan un brillo característico (lustre). Fácil mecanización en láminas finas (maleabilidad) e hilos delgados (ductilidad). Buena conductividad eléctrica y térmica.

Las principales propiedades físicas generalizables a todos los metales son: Son sólidos a temperatura ambiente, con temperaturas de fusión elevadas, excepto el mercurio y el galio, que son líquidos. Font: www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=134&Itemid=1 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES 23 Los no metales tienen átomos con electronegatividades elevadas. Se distinguen por su facilidad para captar electrones (reducirse). Se dice que son electronegativos. Pueden ser gases, líquidos o sólidos. Tienen unas propiedades físicas muy diversas: Gases: hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, fluor, cloro.

Líquidos: bromo Sólidos: carbono, fósforo, azufre, selenio, teluro, yodo La mayoría son malos conductores del calor y la electricidad. 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES 24 Algunos semimetales, como el silicio y el germanio, son semiconductores. Presentan unos valores de conductividad eléctrica intermedios entre los de los metales y los no metales, y son muy dependientes de la temperatura. La semiconductividad es la base de la microelectrónica y los circuitos integrados (ordenadores, smartphones, ...). Los semimetales tienen unas propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Son los siguientes: B, Si, Ge, As, Sb y Po.

El silicio es el semimetal más importante en cuanto a sus aplicaciones. Se utiliza en la fabricación de chips (circuitos electrónicos integrados) y paneles fotovoltaicos. 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES 25 Los elementos del grupo 18 se llaman gases nobles. A temperatura ambiente son gases monoatómicos y no tienen tendencia a combinarse con otros átomos para formar compuestos. Son: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Tienen 8 electrones de valencia (excepto el helio, que tiene dos). Esta configuración electrónica es muy estable y justifica su nula tendencia a reaccionar. Se obtienen por destilación fraccionada del aire, excepto el helio, que se obtiene del gas natural. 6. ELECTRONEGATIVIDAD.

METALES Y NO METALES 26 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ro Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr METALES SEMIMETALES NO METALES GASES NOBLES 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES 27 E J E M P L O Escribe toda la información posible sobre el elemento de número atómico Z = 12. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2. Tiene 3 niveles electrónicos ocupados: se encuentra en el tercer período.

Su configuración electrónica termina en s2: es un elemento del grupo 2 (metal alcalinotérreo). El metal alcalinotérreo del tercer período es el magnesio (Mg). Es electropositivo: sus átomos ceden electrones con facilidad. Su ión más probable es el Mg2+. Pierde fácilmente dos electrones y logra la estructura electrónica de gas noble. Los átomos de este elemento tienen 12 protones en el núcleo y 12 electrones en la corteza. 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES 28 E J E M P L O Escribe toda la información posible sobre el fluor (F) Se encuentra en el grupo 17 de la tabla periódica (es un halógeno): su configuración electrónica termina en p5.

Se encuentra en el segundo periodo: tiene dos niveles electrónicos ocupados por electrones. Por lo tanto, su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p5. Los átomos de este elemento tienen 9 electrones y, por tanto, 9 protones: su número atómico es Z=9. Es electronegativo: sus átomos captan electrones con mucha facilidad. Su ión más probable es F—. Gana fácilmente un electrón y alcanza la estructura electrónica de gas noble. 6. ELECTRONEGATIVIDAD. METALES Y NO METALES La tabla periódica: clasificación de los elementos (2) Estructura 3 – Clasificación de la materia Estructura 3.1 (2) PD Química – Guía 2023 2 1. CARGA NUCLEAR EFECTIVA Consideremos un átomo de litio (Li).

La atracción del núcleo sobre el electrón más externo está debilitada por la repulsión que ejercen sobre él el resto de electrones. Esta repulsión se denomina efecto de pantalla o apantallamiento. El resto de electrones del átomo (los electrones internos) "protegen" o "apantallan" el núcleo, por lo que el electrón más externo sólo "ve" parte de la carga total del núcleo. Se denomina carga nuclear efectiva (Zef) del núcleo respecto de un electrón a la carga nuclear real que experimenta el electrón.

a Z Zef = Z es la carga nuclear (número de protones del núcleo o número atómico) a es la constante de apantallamiento 3 La carga nuclear efectiva (Zef) nos da una medida de la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones más externos. 1. CARGA NUCLEAR EFECTIVA 4 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS La estructura de la tabla periódica está basada en la configuración electrónica de los átomos de los diferentes elementos químicos. Estas configuraciones electrónicas presentan muchas regularidades a lo largo de los grupos y de los periodos de la tabla. En consecuencia, algunas propiedades de los átomos varían de forma regular y sistemática en función de su número de electrones.

Estas propiedades se denominan genéricamente propiedades atómicas periódicas. Estudiaremos sólo algunas de las propiedades atómicas periódicas más significativas: Energia de ionización Afinidad electrónica Radio atómico Radio iónico Otras propiedades periódicas que no trataremos son: los puntos de fusión y de ebullición, la densidad, etc. Electronegatividad Carácter metálico 5 3. RADIO ATÓMICO 3.1. Definición y medida El radio atómico se mide determinando la distancia entre los núcleos de dos átomos que están en contacto y dividiéndola entre dos. Se pueden dar dos casos.

Átomos que se encuentran enlazados químicamente Es el caso de átomos de un metal en una estructura metálica o de átomos de no metales enlazados covalentemente. El radio atómico medido de esta manera se denomina radio atómico enlazante. Es habitual llamarlo también radio metálico o radio covalente, según el caso. R = ½ d 6 Átomos que no se encuentran enlazados químicamente Es el caso de átomos que sólo "se tocan". Puede corresponder a una colisión entre átomos o a átomos de un gas noble en fase sólida, por ejemplo. El radio atómico medido de esta manera se denomina radio atómico no enlazante. Es habitual llamarlo también radio de van der Waals. R = ½ d 3. RADIO ATÓMICO 3.1.

Definición y medida 7 3. RADIO ATÓMICO 3.1. Definición y medida El radio atómico depende de la fuerza de atracción entre el núcleo (positivo) y el electrón más externo. La fuerza de atracción entre el núcleo y el electrón más externo depende a su vez de: La carga nuclear. Una mayor carga nuclear genera una mayor atracción. La distancia entre el electrón más externo y el núcleo. Los electrones en niveles energéticos más elevados experimentan una menor atracción. La repulsión electrón-electrón entre electrones que se encuentran en diferentes niveles energéticos. Esta repulsión es más significativa para electrones con niveles energéticos llenos por "debajo" de ellos.

Esta repulsión se denomina apantallamiento. La repulsión electrón-electrón entre electrones que se encuentran en un mismo nivel energético o orbital. Esta repulsión es menos significativa que la anterior. 8 Variación del radio atómico en función del número atómico Variación del radio atómico en la tabla periódica 3. RADIO ATÓMICO 3.2. Tendencias periódicas 9 Variación del radio atómico en función del número atómico en una tabla periódica 3D 3. RADIO ATÓMICO 3.2. Tendencias periódicas 10 + + Al avanzar hacia la derecha a lo largo de un período, disminuye el radio atómico. 3. RADIO ATÓMICO 3.2.

Tendencias periódicas En un periodo, al pasar de un elemento al siguiente: - Aumenta la carga nuclear (Z) en una unidad. - Aumenta el apantallamiento (a), porque hay más electrones. Pero los electrones se sitúan en el mismo nivel energético, y el aumento es pequeño. - En consecuencia, aumenta la carga nuclear efectiva (Zef) y los electrones más externos se encuentran más fuertemente atraídos por el núcleo. Por lo tanto: - Disminuye el radio atómico. + + Al bajar por un grupo, aumenta el radio atómico. 3. RADIO ATÓMICO 3.2. Tendencias periódicas Al bajar por un grupo: - Los electrones se sitúan en niveles energéticos progresivamente más alejados del núcleo.

- Aumenta el apantallamiento (repulsión entre electrones) ocasionado por los electrones que se encuentran en los niveles más internos. - En consecuencia, disminuye la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones más externos. Por lo tanto: - Aumenta el radio atómico. NOTA. En este caso, Z también aumenta. Pero el resto de efectos dominan sobre el efecto del incremento de Z. 12 En general: Los cationes son de menores dimensiones que los átomos de los que proceden. Los aniones son de mayores dimensiones que los átomos respectivos. 3. RADIO ATÓMICO 3.3. Radio iónico 13 Respecto del átomo neutro, el catión está constituido por un menor número de electrones.

Por lo tanto, el apantallamiento del electrón más externo es más pequeño y experimenta una carga nuclear efectiva mayor. Como consecuencia, el electrón más externo del catión está sometido a una atracción nuclear más intensa y el radio del catión es más pequeño que el del átomo neutro. 3. RADIO ATÓMICO 3.3. Radio iónico Al efecto anterior de se le suma que en muchos iones positivos los electrones más externos se sitúan en un nivel energético inferior que el del átomo correspondiente. Cuantos más electrones se pierden, menor es el radio del catión. 14 Respecto del átomo neutro, el anión está constituido por un mayor número de electrones.

Por lo tanto, el apantallamiento del electrón más externo es mayor en el anión que en el átomo neutro, y la carga nuclear efectiva que experimenta es más pequeña en el anión. Como consecuencia, el electrón más externo del anión está sometido a una atracción nuclear más débil y el radio del anión es mayor que el del átomo neutro. 3. RADIO ATÓMICO 3.3. Radio iónico Cuantos más electrones se ganan, mayor es el radio del anión. 15 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.1. Definición La energía de ionización (EI) es la variación de entalpía cuando se arranca un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso.

X(g) X+(g) + 1e— El electrón que se arrancará primero será el más "fácil", es decir, el que esté menos atraído por el núcleo. Es uno de los electrones más externos. La energía de ionización se expresa habitualmente en kJ mol-1. La energía de ionización es siempre positiva, porque es una energía que debe suministrarse al átomo para arrancar el electrón. La ionización es un proceso endotérmico. Corresponde al proceso: 16 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.1. Definición La facilidad con la que se arranca el electrón más externo depende de la fuerza de atracción entre el núcleo (positivo) y el electrón más externo.

La fuerza de atracción entre el núcleo y el electrón más externo depende de: La carga nuclear. Una mayor carga nuclear genera una mayor atracción. La distancia entre el electrón más externo y el núcleo. Los electrones en niveles energéticos más elevados experimentan una menor atracción. La repulsión electrón-electrón entre electrones que se encuentran en diferentes niveles energéticos. Esta repulsión es más significativa para electrones con niveles energéticos llenos por "debajo" de ellos. Esta repulsión se denomina apantallamiento. La repulsión electrón-electrón entre electrones que se encuentran en un mismo nivel energético o orbital. Esta repulsión es menos significativa que la anterior.

17 Variación de la primera energía de ionización en función del número atómico Variación de la primera energía de ionización en la tabla periódica 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.2. Tendencias periódicas 18 Variación de la primera energía de ionización en función del número atómico en una tabla periódica 3D 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.2. Tendencias periódicas 19 + + En un periodo, al aumentar el número atómico,. Al avanzar hacia la derecha a lo largo de un período, aumenta la energía de ionización. 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.2. Tendencias periódicas En un periodo, al pasar de un elemento al siguiente: - Aumenta la carga nuclear (Z) en una unidad.

- Aumenta el apantallamiento (a), porque hay más electrones. Pero los electrones se sitúan en el mismo nivel energético, y el aumento es pequeño. - En consecuencia, aumenta la carga nuclear efectiva (Zef) y los electrones más externos se encuentran más fuertemente atraídos por el núcleo. Por lo tanto: - Aumenta la energía de ionización. 20 + + Al bajar por un grupo, disminuye la energía de ionización. 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.2. Tendencias periódicas Al bajar por un grupo: - Los electrones se sitúan en niveles energéticos progresivamente más alejados del núcleo.

- Aumenta el apantallamiento (repulsión entre electrones) ocasionado por los electrones que se encuentran en los niveles más internos. - En consecuencia, disminuye la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones más externos. Por lo tanto: - Disminuye la energía de ionización. NOTA. En este caso, Z también aumenta. Pero el resto de efectos dominan sobre el efecto del incremento de Z. 21 En el caso de que se pueda arrancar más de un electrón, se habla de primera, segunda, tercera, etc., energías de ionización. Cada vez costará más arrancar un electrón, y los valores de las sucesivas energías de ionización son progresivamente más altos.

E J E M P L O Energías de ionización del litio: Li(g) Li+(g) + e— Li+(g) Li2+(g) + e— Li2+(g) Li3+(g) + e— EI1 = 519,6 kJ mol-1 EI2 = 7290 kJ mol-1 EI3 = 11800 kJ mol-1 La configuración electrónica del litio (Z=3) es 1s2 2s1 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.3. Energías de ionización sucesivas 22 4. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 4.3. Energías de ionización sucesivas ¿Cómo se puede explicar, por ejemplo, que la segunda energía de ionización es siempre más alta que la primera? Hay dos maneras de hacerlo: Una vez que se ha eliminado un electrón de un átomo, se crea un ion positivo. Un ion positivo atrae a un electrón cargado negativamente más fuertemente que un átomo neutro.

Por lo tanto, se requiere más energía para eliminar un segundo electrón de un ion positivo. Una vez que se ha eliminado un electrón de un átomo, hay menos repulsión entre los electrones restantes (a disminuye), pero la carga nuclear (Z) permanece igual. Por lo tanto, estos electrones restantes son más intensamente atraïdos por el núcleo y son más difíciles de eliminar. Ecuaciones generales para la primera y la segunda energía de ionización. X(g) X+(g) + e— X+(g) X2+(g) + e— 23 5. AFINIDAD ELECTRÓNICA 5.1. Definición La afinidad electrónica (AE) es la variación de entalpía cuando se añade un electrón a un átomo aislado en estado gaseoso.

X(g) + 1e— X—(g) La afinidad electrónica se expresa habitualmente en kJ mol-1. La primera afinidad electrónica es exotérmica para prácticamente todos los elementos. Traer un electrón desde el infinito hasta donde siente la fuerza atractiva del núcleo del átomo es un proceso energéticamente favorable. El valor de la afinidad electrónica informa de la tendencia a formar el anión: cuanta más energía se desprenda en su proceso de formación, más estable será el anión y más fácilmente se formará. Corresponde al proceso: 24 5. AFINIDAD ELECTRÓNICA 5.2.

Tendencias periódicas Variación de la afinidad electrónica en función del número atómico en una tabla periódica 3D 25 Como regla general, la afinidad electrónica aumenta en valor absoluto al desplazarse hacia la derecha a lo largo de un período y al subir por un grupo. Pero esta no es una tendencia muy precisa. 5. AFINIDAD ELECTRÓNICA 5.2. Tendencias periódicas 26 E J E M P L O Formación del ión óxido (O2-): O (g) + 1e— O— (g) AE1 = —142 kJ mol-1 O- (g) + 1e— O2— (g) AE2 = +780 kJ mol-1 A pesar de que posee la estructura electrónica ns2 np6, el proceso de formación del ion O2— es desfavorable debido a la energía necesaria para superar la repulsión de los dos electrones.

A pesar de ello, en los compuestos iónicos en los que participa el oxígeno, éste se encuentra en la forma O2—, estabilizado por los cationes vecinos. 5. AFINIDAD ELECTRÓNICA 5.3. Valores positivos de la afinidad electrónica La segunda afinidad electrónica es siempre endotérmica. Es energéticamente desfavorable añadir un electrón a un ión que ya está cargado negativamente, debido a la repulsión entre las cargas negativas. La segunda afinidad electrónica (AE2) es la variación de entalpía correspondiente al proceso: X (g) + e X2 (g) 27 6. ELECTRONEGATIVIDAD 6.1.

Definición y escalas La electronegatividad ( ) de un elemento es una medida relativa de la atracción de un átomo de este elemento sobre un par de electrones compartido en un enlace covalente. La electronegatividad es una magnitud importante cuando se debe valorar el tipo de enlace que se establecerá entre dos átomos. Por su propia definición, no resulta fácil establecer una escala de electronegatividades. Existen diferentes escalas de electronegatividad, en función del criterio empleado para establecerlas. La más empleada es la escala de electronegatividad de Pauling (Carl Linus Pauling, 1901-1994).

28 Variación de la electronegatividad (escala de Pauling) en función del número atómico Variación de la electronegatividad (Pauling) en la tabla periódica 6. ELECTRONEGATIVIDAD 6.2. Tendencias periódicas 29 Variación de la electronegatividad (escala de Pauling) en una tabla periódica 3D 6. ELECTRONEGATIVIDAD 6.2. Tendencias periódicas 30 Pauling estableció su escala a partir de las energías de enlace entre los átomos. Dio un valor de referencia de 4,0 al flúor y calculó las electronegatividades de los otros elementos respecto de este valor. Su escala va de 0 hasta 4, aunque ningún elemento tiene valor 0 (el valor más bajo es 0,7 y corresponde al francio).

El valor más elevado corresponde al flúor (4,0) y el segundo elemento más electronegativo es el oxígeno (3,5). En un grupo, la electronegatividad disminuye a medida que aumenta el número atómico. En un período, la electronegatividad crece a medida que aumenta el número atómico, hasta ser máxima en los elementos finales (salvo los gases nobles). En general … Las tendencias periódicas son las mismas que las de la energía de ionización, y por las mismas razones. 6. ELECTRONEGATIVIDAD 6.2.

Tendencias periódicas 31 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ro Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr METALES SEMIMETALES NO METALES GASES NOBLES 7. CARÁCTER METÁLICO 7.1. Tendencias periódicas Alta electronegatividad Aceptan electrones Baja electronegatividad Ceden electrones 32 Los metales tienen valores bajos de la energía de ionización, tienen tendencia a perder electrones en el transcurso de las reacciones químicas (oxidarse).

El carácter metálico de los elementos depende de su configuración electrónica. En general, su variación en la tabla periódica es la que muestra la figura. + + En un grupo el carácter metálico aumenta a medida que nos desplazamos hacia abajo. En un periodo el carácter metálico aumenta a medida que nos movemos hacia la izquierda. Los no metales tienen valores muy negativos de la afinidad electrónica, tienen tendencia a ganar electrones en el transcurso de las reacciones químicas (reducirse). 7. CARÁCTER METÁLICO 7.1. Tendencias periódicas 33 Los óxidos metálicos son básicos. Reaccionan con el agua y forman hidróxidos metálicos. Reacciones de óxidos con el agua (en exceso): 8.

CARACTERÍSTICAS ÁCIDO/BASE DE LOS ÓXIDOS 8.1. Reacciones de los óxidos con el agua Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq) 2NO2(g) + H2O(l) HNO3(aq) + HNO2(aq) 4NO(g) + O2(g) + 2H2O(l) 4HNO2(aq) Los óxidos de los no metales son ácidos. Reaccionan con el agua y forman soluciones ácidas. 34 El óxido de silicio (SiO2) es un caso especial. El óxido de silicio no se disuelve en agua. Si embargo, se clasifica como un óxido ácido porque reacciona con hidróxido de sodio, NaOH, y forma metasilicato de sodio, Na2SiO3(aq) y agua. 8. CARACTERÍSTICAS ÁCIDO/BASE DE LOS ÓXIDOS 8.1.

Reacciones de los óxidos con el agua SiO2(s) + 2NaOH(aq) Na2SiO3(aq) + H2O(l) El óxido de aluminio (Al2O3) se clasifica como anfótero. Puede reaccionar como un ácido: Al2O3(s) + 2NaOH(aq) + 3H2O(l) 2NaAl(OH)4(aq) Puede reaccionar como una base: Al2O3(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2O(l) 35 Cuando se pasa de un elemento al siguiente bajando por el grupo 1, el electrón de valencia se dispone en un nivel más externo, más alejado del núcleo. Como consecuencia, disminuye la fuerza de atracción del núcleo sobre el electrón de valencia y éste se encuentra más alejado. Cuando se pasa de un elemento al siguiente bajando por el grupo 1: 9. PROPIEDADES DE LOS METALES ALCALINOS 9.1.

Propiedades físicas Radio atómico Aumenta Radio iónico (M+) Aumenta Punto de fusión Aumenta Punto de ebullición Disminuye Primera energía de ionización Disminuye Electronegatividad Disminuye Afinidad electrónica Disminuye (valor absoluto) Del Li al Cs 36 Los metales alcalinos tienen, en general, energías de ionización y electronegatividades bajas. Por lo tanto, pierden fácilmente electrones y tienen tendencia a oxidarse. La facilidad con la que un elemento se oxida aumenta al bajar por el grupo (porque disminuye la energía de ionización). Reacciones de oxidación de algunos metales alcalinos: o Sodio: Na(g) Na+(g) + 1e– o Potasio: K(g) K+(g) + 1e– 9. PROPIEDADES DE LOS METALES ALCALINOS 9.2.

Propiedades redox 37 Todos los metales alcalinos (M) reaccionan con el agua y forman el hidróxido metálico correspondiente. En la reacción se desprende también hidrógeno gas. 2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g) Cuando reacciona con agua, el metal alcalino se oxida y pierde un electrón. En los reactivos, el metal alcalino se encuentra como M, con número de oxidación 0. En los productos, se encuentra como M+, con número de oxidación +1, habiendo perdido un electrón. A medida que se baja por el grupo 1, aumenta la reactividad de los metales alcalinos con agua.

La razón es que al bajar por el grupo 1, el radio atómico aumenta y la energía de ionización disminuye, de manera que se requiere menos energía para arrancar el electrón de valencia y la reacción se produce más fácilmente. 9. PROPIEDADES DE LOS METALES ALCALINOS 9.3. Reacción con el agua 38 Los elementos del grupo 17 (halógenos) existen como moléculas diatómicas (X2). A presión y temperatura ambientales, se encuentran en el siguiente estado físico: o Fluor (F2) y cloro (Cl2) son gases. o Bromo (Br2) es líquido. o Yodo (I2) y astato (At2) son sólidos. 10. PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS (grupo 17) 10.1.

Estado físico Tennessio (Ts) es un elemento artificial del que no se han podido determinar sus propiedades por haberse sintetizado en cantidades ínfimas. 39 Cuando se pasa de un elemento al siguiente bajando por el grupo 17: 10. PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS (grupo 17) 10.2. Propiedades físicas Radio atómico Aumenta Radio iónico (X–) Aumenta Punto de fusión Aumenta Punto de ebullición Aumenta Primera energía de ionización Disminuye Electronegatividad Disminuye Afinidad electrónica Disminuye (valor absoluto) Del F al I 40 Los halógenos tienen, en general, energías de ionización y electronegatividades elevadas. Tienden, por lo tanto, a reducirse ganando electrones cuando reaccionan.

La reactividad disminuye cuando se baja por el grupo, de manera que el fluor es el halógeno más reactivo. La razón se encuentra en que cuando se baja por el grupo aumenta el radio atómico y disminuye la electronegatividad, de manera que es más difícil ganar un electrón. 10. PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS (grupo 17) 10.2. Propiedades redox 41 Los halógenos, X2, reaccionan con los metales alcalinos, M(s), y forman compuestos binarios metal-no metal, también denominados sales binarias, MX(s). El compuesto iónico MX(s) está formado por el catión M+ y el anión X–. 2M(s) + X2(g) 2MX(s) Por ejemplo: 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) 2K(s) + F2(g) 2KF(s) 10. PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS (grupo 17) 10.3.

Reacción con los metales alcalinos (grupo 1) 42 Los halógenos, X2, reaccionan en solución con los iones haluro o halogenuro, X–, provenientes de un halógeno menos reactivo (que se encuentre por debajo en el grupo). El orden de reactividad de los halógenos es: F > Cl > Br > I Este orden indica la tendencia a reducirse captando un electrón que tienen estos elementos, y coincide con el orden de electronegatividad ( ). (F)=4,0 > (Cl)=3,2 > (Br)=3,0 > (I)=2,7 10. PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS (grupo 17) 10.4. Reacción con los iones haluro 43 En general, una solución de un halógeno más reactivo, X2(aq), reaccionará con una solución de iones haluro, X–(aq) formados por un halógeno menos reactivo.

Por ejemplo: Cl2(aq) + 2Br–(aq) 2Cl–(aq) + Br2(aq) El radio atómico del cloro es más pequeño que el del bromo, de manera que el cloro tiene una fuerza de atracción más grande sobre el electrón más externo. Por lo tanto, el átomo de cloro, Cl, forma con más facilidad el ión cloruro, Cl–, que el átomo de bromo, Br, forma el ión bromuro, Br–. 10. PROPIEDADES DE LOS HALÓGENOS (grupo 17) 10.4. Reacción con los iones haluro La tabla periódica: clasificación de los elementos (3) Estructura 3 – Clasificación de la materia Estructura 3.1 (3) PD Química – Guía 2023 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.1.

Deposición ácida y lluvia ácida Se denomina deposición ácida un conjunto de procesos a través de los cuales sustancias con carácter ácido presentes en la atmósfera se depositan sobre la superficie de la Tierra. Se pueden clasificar: Deposición húmeda. Lluvia, niebla o nieve. Deposición seca. Gases y partículas en suspensión. Puede originarse por causas naturales o como consecuencia de la actividad humana. Tiene un impacto muy grande sobre el medio ambiente. El agua pura tiene un pH de 7,0. El agua de lluvia, sin embargo, es un poco ácida, porque disuelve el CO2 que encuentra en la atmósfera.

H2O(l) + CO2(g) H2CO3(aq) El ácido carbónico (H2CO3) es un ácido débil que se disocia parcialmente según las ecuaciones : H2CO3(aq) + H2O(l) HCO3 (aq) + H3O+(aq) HCO3 -(aq) + H2O(l) CO3 2 (aq) + H3O+(aq) Como consecuencia de estas reacciones, el pH del agua de lluvia se encuentra comprendido entre 5,6 y 7,0. Se trata de un fenómeno natural y no se considera lluvia ácida. 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.2. Agua de lluvia Se origina como consecuencia de la presencia de óxidos de azufre y de nitrógeno en la atmósfera.

A través de una serie compleja de reacciones, se transforman en los ácidos sulfuroso (H2SO3), sulfúrico (H2SO4), nitroso (HNO2) y nítrico (HNO3), que, incorporados en el agua de lluvia, se depositan sobre la superficie de la Tierra. Se considera lluvia ácida la lluvia con un pH del agua inferior a 5,6. Estos óxidos de azufre y nitrógeno pueden tener su origen en fenómenos naturales (erupciones volcánicas, descomposición de materia orgánica, ...) o, de manera más significativa, ser un producto de la actividad humana (combustión de combustibles fósiles en automóviles y centrales energéticas, ...). 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.3.

Lluvia ácida Los óxidos de nitrógeno se forman como consecuencia de la actividad humana en los motores de combustión interna y en las centrales termoeléctricas de carbón, gas o fuel. Las temperaturas de combustión en los procesos anteriores son muy elevadas y en estas condiciones en nitrogéno atmosférico se oxida a monóxido de nitrógeno. 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.4. Óxidos de nitrógeno N2(g) + O2(g) 2NO(g) NO se oxida en la atmósfera a NO2. El proceso es complejo y la reacción global es: 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) El dióxido de nitrógeno (NO2) formado puede experimentar en la atmósfera diferentes reacciones que conducen a la fomacion de ácido nítrico (HNO3). Algunas de estas reacciones son: 1.

DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.4. Óxidos de nitrógeno 2NO2(g) + H2O(l) HNO3(aq) + HNO2(aq) 4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l) 4HNO3(aq) 2HNO2(aq) + O2(g) 2HNO3(aq) El producto final de las reacciones anteriores es siempre ácido nítrico (HNO3). El dióxido de azufre (SO2) se puede formar por causas naturales (erupciones volcánicas, ...) o como consecuencia de la actividad humana (combustión de carbón impurificado con azufre, ...). 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.5. Óxidos de azufre S(s) + O2(g) SO2(g) El SO2 formado se convierte en la atmósfera a SO3 y H2SO4.

El proceso es complejo e involucra diferentes especies (ozono, peróxido de hidrógeno, radicales hidroxilo), pero las reacciones globales son: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq) Efectos sobre la vegetación. Los iones H+ del ácido pueden desplazar a iones metálicos de sus compuestos en el suelo (especialmente calcio, potasio y magnesio). El agua de lluvia los elimina posteriormente. Los iones Mg2+, por ejemplo, son necesarios para producir clorofila, de manera que las plantas no pueden realizar la fotosíntesis de manera efectiva. Lagos y ríos. La vida acuática es muy sensible al pH. Las larvas de insectos, los peces y los invertebrados no sobreviven en pH inferior a 5,2.

A pH inferior a 4, prácticamente ninguna forma de vida sobrevive. Edificios. La piedra calcárea (caliza) o el mármol son disueltos por la lluvia ácida. Una reacción típica es: 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.6. Problemas asociados CaCO3(g) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g) Salud humana. Los ácidos irritan las mucosas y causan problemas respiratorios (asma, bronquitis). Ls lluvia ácida puede disolver compuestos de metales pesados liberando iones tóxicos, como Pb2+, Cu2+ o Al3+. Las emisiones a la atmósfera de óxidos de azufre se pueden reducir utilizando métodos precombustión o postcombustión.

Los métodos precombustión disminuyen la proporción de azufre presente en los combustibles antes de ser quemados. Por ejemplo, en el método denominado hidrodesulfuración, fracciones de petróleo crudo se calientan con hidrógeno gas en presencia de un catalizador. Esto convierte al azufre en sulfuro de hidrógeno (H2S), que posteriormente puede eliminarse de la mezcla de reacción haciéndolo pasar a través de una solución alcalina. 1. DEPOSICIÓN ÁCIDA 1.7. Métodos de precombustión y postcombustión Los métodos postcombustión se utilizan especialmente en centrales termoeléctricas de carbón.

Consisten en hacer pasar los gases de escape procedentes de la caldera a través de un recipiente en el que el dióxido de azufre (SO2) puede reaccionar con una base. Puede utilizarse como base óxido de calcio (CaO), carbonato de calcio (CaCO3) o hidróxido de calcio (Ca(OH)2). Por ejemplo: CaCO3(s) + SO2(g) CaSO3(s) + CO2(g) Los óxidos de nitrógeno se pueden eliminar de los gases de escape de los automóviles con un convertidor catalítico (tema 6). 2. ACIDIFICACIÓN DE LOS OCÉANOS 2.1.

Concentración de CO2 en la atmósfera Página 243 La tabla periódica: clasificación de los elementos (4) Estructura 3 – Clasificación de la materia Estructura 3.1 (4) PD Química – Guía 2023 El estado de oxidación es un número que se asigna a un átomo para mostrar el número de electrones transferidos al formar un enlace. Es la carga que tendría ese átomo si el compuesto estuviera formado por iones. 1. ESTADO DE OXIDACIÓN 1.1. Definición Es un concepto inventado, que resulta útil para determinar si una reacción es o no es rédox y para identificar la especie que se oxida y la que se reduce en una reacción rédox.

Les estados de oxidación se denotan con un signo + o – seguido de un número arábigo, por ejemplo +2 o –1. Los términos número de oxidación y estado de oxidación a menudo se usan de forma indistinta y cualquiera de ellos es aceptable en la evaluación. Cuando un elemento no está combinado con otro elemento (sustancia elemental) su estado de oxidación es cero. En los iones monoatómicos es igual a la carga del ión. El estado de oxidación habitual del oxígeno es -2. El estado de oxidación del hidrógeno es: +1 en todos sus compuestos ... ... excepto cuando está unido a un metal (en los hidruros metálicos: NaH, CaH2), en este caso su estado de oxidación es –1.

Todos los átomos tienen estado de oxidación cero: He, O2, N2, Fe, P4, S8 El estado de oxidación del cobalto en el Co2+ es +2 Excepciones: - En los peróxidos (como H2O2, peróxido de hidrógeno o agua oxigenada) es -1. - Cuando está unido al flúor (OF2) es +2. 1. ESTADO DE OXIDACIÓN 1.2. Reglas El estado de oxidación del fluor es –1 en todos sus compuestos. Para el resto de halógenos (cloro, bromo y yodo) es habitualmente también –1, excepto cuando se encuentran unidos a oxígeno o a otro halógeno más electronegativo, situado más arriba en el grupo. En este caso el estado de oxidación es positivo. Los elementos del grupo 1 (metales alcalinos) tienen estado de oxidación +1.

Los elementos del grupo 2 (metales alcalinotérreos) tienen estado de oxidación +2. Los elementos de transición y la mayoría de no metales tienen estados de oxidación variables. 1. ESTADO DE OXIDACIÓN 1.2. Reglas La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en un compuesto neutro es igual a cero. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en un ión poliatómico es igual a la carga del ión. H2SO4 +1 +6 -2 2·(+1) + 1·(+6) + 4·(-2) = 0 P2O7 4- +5 -2 2·(+5) + 7·(-2) = -4 Al elemento más electronegativo en un compuesto binario se le asigna un estado de oxidación negativo. Al menos electronegativo se le asigna un estado de oxidación positivo. 1. ESTADO DE OXIDACIÓN 1.2.

Reglas 1. ESTADO DE OXIDACIÓN 1.2. Reglas