PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS



CUADRO PERIÓDICO







PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.





El RADIO ATOMICO (R.A.)

Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.

El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico al avanzar el Número Atómico en los elementos. Se observa que los picks de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.





El RadioAtómico disminuye "suavemente" al Aumentar Z en un Período. Si bién los electrones están similar orbital, la carga positiva del nucleo se incrementa ejerciendo progresivamente mayor atracción sobre los electrones. Se muestra la situación observando los electrones periféricos (dibujados en amarillo) en orbitales 2p para elementos del 2° Período.



B C N O F Ne



El Radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia. Los electrones periféricos se encuentra en un orbital del mismo tipo pero en el nivel siguiente. Para comprender la situación hay que recordar que, por un lado, el radio de la órbita en el átomo de Bohr o volumen del orbital en el átomo de Hidrógeno es proporcional al cuadrado de n. Por otro lado, también hay que tener presente que el aumento de Z significa mayor atracción sobre los electrones. Predomina el primer efecto pero atenuado por el segundo factor.



Los iones son atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.

Diagrama de radios atómicos y radios iónicos



tomado del Merrill Química (Smoot,Price,Smith pág 183 )



Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). Puede pensarse, que por ésta razón, el Radio de las estructuras isoelectrónicas debe ser el mismo. No es así, pues, al igual que acontece con la disminución de los radios en un Período, la carga positiva en el nucleo es diferente. A mayor Z menor Radio.

__________________>

Menor Radio



S –2 Cl -1 Ar 0 K + Ca +2



EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-


Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.


LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)


Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .

A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD

Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .

No cuenta para los gases nobles


LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.

La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.

LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)

La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.

Tampoco cuenta para los gases nobles

RESUMEN

TENDENCIAS DE LAS MAGNITUDES

DE LA PROPIEDADES EN EL SISTEMA PERIODICO







MAS INFORMACIÓN ACERCA DEL SISTEMA PERIÓDICO Y DE LOS ELEMENTOS







LA FORMACIÓN DE LOS IONES



Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.

Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.

Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.

H +1 (-1) He0

Li +1 Be +2 B+3 C -4+2+4 N –3 (+1)+3 (+4)+5 O –2 F -1 Ne0

Na+1 Mg+2 Al+3 Si -4+2+4 P –3+3+5 S –2+2+4+6 Cl -1+1+3+5+7 Ar0

K +1 Ca +2 Br -1+1+3+5+7 Kr0

Rb+1 Sr +2 I -1+1+3+5+7 Xe0

Cs+1 Ba +2 Cr+3+6 Mn +2+4+6+7 Fe +2+3 Co+2 Ni +2 Cu (+1) +2 Zn +2 Rn0

Fr +1 Ra +2 Hg (+1)+2 Cd +2 Ag+1 Au +1+3 Pb +2+4 Sn+2+4



LA FORMACION DE LAS MOLECULAS

La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.



M+m n N -n m



M = Metal N = No Metal



TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES



SU OBTENCIÓN FORMAL Y DENOMINACIÓN ACTUAL Y ANTIGUA



OXIDOS METALICOS

M 0 + O 0 2 ________ > M +m 2 O –2m



Ejemplos: Cu +12 O –2 Oxido de cobre I , antes Oxido cuproso

Cu +2 O –2 Oxido de cobre II , antes Oxido cúprico



OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)



N 0 + O 0 2 _________> N +n2 O –2n



Ejemplos: C +2 O –2 Oxido de carbono II , antes Anhidrído carbonoso

C +4 O –22 Oxido de carbono IV, antes Anhidrído carbónico

Como se puede observar, la denominación antigua que es muy persistente, depende del Número de Oxidación con que interviene el elemento. Esta nomenclatura usa prefijos y terminaciones alrededor de la raíz del nombre del elemento de acuerdo al número de estados de oxidación que posee el elemento y a la posición, entre éstos, del número de oxidación en uso.

Así:

Número de estados 1 2 3 4

de Oxidación

hipo ------ oso hipo ------ oso

------- ------oso ------ oso ------ oso

-------ico ------ ico ------ ico

per ------ ico

------- = raíz del nombre del elemento



LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)



M +m2 O -2m + m H+12 O-2 = 2 M+m ( O-2 H+1)m

Ejemplo:

Al +32 O -23 + 3 H+12 O-2 = 2 Al+3 ( O-2 H+1)3 ( Al ( OH)3 )
Oxido de Aluminio Hidróxido de Aluminio





LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)



N +n 2 O -2n + H+12 O -2 = H+12 N+n2 O-2n+1

Ejemplo:

S+6 O-2 3 + H+12 O–2 = H+12 S+6 O-24 ( H2 S O4 )

Anhídrido Sulfúrico Acido Sulfúrico



LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)

n H 02 + N 02 = 2 H+1n N – n

Ejemplo:

n H 02 + S 02 = 2 H+12 S – 2 ( H2 S )

Acido Sulf hídrico

LOS ACIDOS Y LAS BASES

Mejor que un nuevo tipo de compuestos habría que señalar que son compuestos que poseen una propiedad relacionada a la reacción de disociación del agua y a los iones que allí son liberados:

H2O

H2O = H + + OH –

ión hidrógeno ión hidroxilo

ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno

H2O

HA = H + + A –

ácido ión hidrógeno anión del ácido

Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos:

Ejemplos:

H 2 S O 4 = 2 H + + SO4 –2

Ácido sulfúr ico Anión sulf ato (1)

Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión

oso _____________> ito

ico _____________> ato

H 2 S = 2 H + + S –2

Ácido sulf hídrico Anión sulf uro

Observar como la denominación del ácido se transforma para el anión
hídrico ___________> uro

BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo.

H20

BOH = B + + OH –

base catión de la base ión hidroxilo

Así se comportan los hidróxidos:

Ejemplo:

u ( O H ) 2 = Cu+2 + 2 OH -

catión cúprico (1)

1. Anión es un ión de carga negativa y Catión es un ión de carga positiva. Los nombres provienen de la Electroquímica



LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)

OXÁCIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H+12 N+n2 O-2n+1 + 2 M+m ( O H )- m = M+m2 ( ( N+n2 O-2n+1 ) –2)m + 2m H2O

Ejemplo:

3 H+12 S+6 O -24 + 2 Al+3 ( O H)-3 = Al+32 ((S+6 O –24) -2)3 + 6 H2O

( 3 H2 S O4 + 2 Al ( O H) 3 = Al 2 (S O4) 3 + 6 H2O )

Acido Sulfúrico Hidróxido de Aluminio Sulfato de Aluminio Agua

HIDRACIDOS + BASES = SAL + AGUA

m H+1n N – n + n M+m ( O H )– m = M+mn N – nm + mn H 2 O

Ejemplo:

H+12 S–2 + 2 Al+3 ( O H ) -3 = Al +32 S– 23 + 6 H 2 0

( H2 S + 2 Al (OH )-3 = Al2 S3 + 6 H 2 0 )

Acido Sulfhídrico Hidróxido de Aluminio Sulfuro deAluminio Agua





LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)

M0 + m /2 H02 = M+m H -m

Ejemplo:

Mg0 + H02 = Mg+2 H–2 ( Mg H2 )