Unidad 2 Quimica

UNIDAD 2 Los Elementos Químicos y su Clasificación.

2.1 Características de la clasificación periódica moderna de los elementos.

2.1.1 Tabla periódica larga y Tabla cuántica.

2.2 Propiedades atómicas y su variación periódica.

2.2.1 Carga nuclear efectiva.

2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico.

2.2.3 Energía de ionización.

2.2.4 Afinidad electrónica.

2.2.5 Número de oxidación.

2.2.6 Electronegatividad.

2.3 Aplicación: Impacto económico o ambiental de algunos elementos.

2.3.1 Abundancia de los elementos en la naturaleza.

2.3.2 Elementos de importancia económica.

2.3.3 Elementos contaminantes.

2.1 CARACTERÍSTICA DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA MODERNA DE LOS ELEMENTOS.

Toda materia, ya sea orgánica o inorgánica, está formada por átomos que corresponden a elementos; estos se representan por un símbolo que es lo que se llama símbolo químico.

Dimitri Mendeleiev, científico ruso, ordenó los elementos sobre la base de su masa atómica y creó la Tabla Periódica de los elementos.

Henry Mosseley, científico inglés, posteriormente ordenó los elementos según su número atómico y así se reformuló el ordenamiento hecho por Mendeleiev y se llamó entonces a la tabla conocida: Tabla Periódica Moderna.

Varios científicos, entre los que se pueden mencionar a Johann Dobereiner y John Newlands trataron de encontrar formas de clasificación, así surgieron las ideas de las “triadas” y la “Ley de las Octavas; pero fue en 1871 cuando Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer, trabajando cada uno por su lado, plantearon que las propiedades de los elementos eran función de sus masas atómicas y desarrollaron un sistema de clasificación en el que manteniendo un orden ascendente de las masas atómicas de los elementos, quedaban distribuidos en ocho grupos a los cuales pertenecían elementos que presentaban propiedades similares.

Mendeleiev ordenó los elementos en ocho columnas y fue dejando espacios en blanco en algunos grupos para ubicar a algún elemento que se descubriera posteriormente y que presentará las características de dicho grupo. Esta predicción se cumplió y así vemos como muchos de esos espacios hoy están cubiertos por elementos nuevos.

Mendeleiev estableció las propiedades de los elementos como función periódica de sus masas atómicas, postulado al que se denominó “Ley Periódica”.

En este sistema de clasificación se presentaron algunos errores, por ejemplo, la tabla no refleja la configuración electrónica de los átomos; destaca sólo una valencia de cada elemento y a veces ellos presentan otras valencias. Incluso más importantes que la señalada en la tabla; las tierras raras no tienen lugar apropiado en la tabla.

No obstante estos errores, el trabajo de Mendeleiev fue de extrema importancia para la Química; los errores han venido corrigiéndolos otros científicos, pero la base estaba formulada. En 1914 Henry Mosseley, científico inglés, demostró que una mejor clasificación podría basarse en los números atómicos; cuando se escribieron los elementos en orden ascendente de sus números atómicos desaparecieron los errores de la Tabla de Mendeleiev. Este trabajo fue decisivo en la enunciada moderno de la Ley Periódica que establece:

“Las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico”. |

En la Tabla Periódica Moderna los elementos, si bien están organizados en orden ascendente de sus números atómicos, están distribuidos en filas horizontales, a las cuales se les denomina Períodos el periodo es una fila de átomos que los elementos con el mismo numero de nivel de energía se enumeran del 1 al 7.

Columna vertical de átomos de elemento que tienen en su último nivel de energía el mismo número de electrones se les conoce como Grupos. Algunos los llaman Familias por el parecido químico de sus integrantes. Dichos grupos se distinguen con números romanos y con mayúsculas A y B; los que se agrupan en las columnas A se designan como elementos representativos porque en ellos se observa con claridad cómo varían las propiedades; aquellos que se agrupan en las columnas B se les conocen como elementos de transición.

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2.1.1 TABLA PERIÓDICA LARGA Y TABLA CUÁNTICA.

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y telurio, y cobalto, manganeso y hierro. Verificó entonces que el peso atómico del elemento central de la tríada podía ser obtenido, aproximadamente, promediando el de los otros dos. Del mismo modo, el peso atómico del estroncio resulta ser aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas del calcio y del bario. Estos tres elementos poseen propiedades semejantes. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.

En 1864, el químico británico John A. R. Newlands intentó clasificar los elementos por orden de masas atómicas crecientes, observando que después de cada intervalo de siete reaparecían las mismas propiedades químicas (es decir que el octavo elemento tenía propiedades similares a las del primero). Por su analogía con la escala musical, la clasificación fue llamada "ley de las octavas".

En las columnas que resultan de la clasificación de Newlands se observa la presencia de los elementos pertenecientes a una misma tríada (Li, Na y K). Se deduce que a partir del Li, el elemento de número de orden igual a 8 es el Na que tiene propiedades similares. Lo mismo ocurre con el Be (berilio), que presenta propiedades químicas similares al Mg (magnesio); con el B (boro) y el Al (aluminio), y así sucesivamente.

El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos. Si bien el trabajo de Newlands fue incompleto, resultó de importancia, ya que puso en evidencia la estrecha relación existente entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas y químicas.

Tabla periódica de Mendeleiev.

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: por el ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Julius Lothar Meyer.

En 1869, Mendeleiev se propuso hallar una "ley de la naturaleza", válida para toda clasificación sistemática de los elementos. Clasificó todos los elementos conocidos en su época en orden creciente de sus pesos atómicos, estableciendo una relación entre ellos y sus propiedades químicas.

En su clasificación, Mendeleiev no consideró el hidrogeno porque sus propiedades no coincidían con las de otros elementos. Tampoco figuran en ella los gases nobles, porque no habían sido descubiertos aun. La ley periódica de Mendeleiev puede ser enunciada del siguiente modo:

"Las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos".

Independientemente, en 1870, el alemán Lothar Meyer propuso una clasificación de los elementos relacionando los pesos atómicos con las propiedades físicas, tales como el punto de fusión, de ebullición, etc.

La clave del éxito de los esfuerzos de Mendeleiev y Meyer fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeleiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeleiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el físico británico John William Strutt y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

Teoría de la capa electrónica.

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están

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