“Año del “Año del Diálogo y la Reconciliación Nacional” Reconciliación Nacional”
TEMA:
La tabla periódica
DOCENTE: ING. Guerra Lazo Eduardo
INTEGRANTES: NICHO ALVARADO OSCAR ESCUDERO MEJIA PIERO DELGADO DIAZ ESTHEFANY URBANO MUNAYLLA WILLY CORDOVA MERINO AYME GONZALES ALARCON ANGELA
HUACHO-2018 PERÚ
Este trabajo está dirigida a todos nuestros compañeros y nuestro querido ingeniero Guerra Lazo Eduardo quien nos acompañó desde el 2018 como tutor, nos apoyó en todo momento ya sea en sus clases. Siempre está ahí para nosotros, aconsejándonos a hacer trabajos y tener ten er la capacidad de ser responsables, tanto en las clases como en la vida cotidiana.
INDICE 1.-NTRODUCCION 2.-ANTECEDENTES HISTORICOS 3.-TABLA PERIODICA MODERNA: ORGANIZACIÓN 4.-ISOTOPOS Y RADIOACTIVIDAD 5.-ABUNDANCIA Y RELEVANCIA 6.-CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS: METALES Y . NO METALAES 7.-CARGA NUCLEAR EFECTIVA 8.-RADIO ATOMICO Y RADIO IONICO 9.-ENERGIA DE IONIZACION 10.-AFINIDAD ELECTRONICA 11.-COMPORTAMIENTO GLOBAL 12.-CONCLUSIONES 13.-BIBLIOGRAFIA
INTRODUCCIÓN La Tabla periódica de los elementos propuesta por Mendeleiev (1869) ha probado ser una herramienta de gran utilidad para predecir las propiedades químicas y físicas de los elementos, incluso de aquellos que no existen de manera natural en la Tierra. A pesar de diversos esfuerzos recientes por mejorarla, la clasificación de los elementos propuesta por Mendelejeff hace casi 150 años sigue siendo parte fundamental de la instrucción química básica. Sin embargo, desde el punto de vista geoquímico, la tabla periódica tradicional presenta una serie de limitaciones que surgen, principalmente, del hecho de que describe las propiedades físicas y químicas de los elementos en su estado basal (o estado de oxidación = 0). Sin embargo, la mayoría de los elementos en la naturaleza ocurren con un estado de oxidación diferente de cero. Un ejemplo de esto son los metales alcalinos, tales como Li, Na, K y Rb; la tabla periódica tradicional permite establecer con gran precisión sus propiedades físicas y químicas, sin embargo, en ambientes naturales, siempre se encontrarán formando cationes univalentes, con propiedades químicas y físicas significativamente diferentes de sus análogos metálicos. Por ejemplo, los metales alcalinos en estado basal son altamente incompatibles con el agua, mientras que los iones correspondientes son altamente compatibles con ésta. Al y Si son otros ejemplos de elementos que muestran un comportamiento contrastante al de sus iones; mientras que Si 4+ y A13+ se encuentran entre los iones más abundantes en la corteza terrestre (McDonoughy San, 1995), las especies elementales son muy poco comunes, pero no inexistentes. Aunado a lo anterior, varios elementos presentan más de un estado de oxidación de manera natural, y las propiedades geoquímicas de cada uno de ellos no pueden ser explicadas utilizando la clasificación periódica de Mendelejeff. En virtud de lo anterior, recientemente se ha propuesto una clasificación de los elementos y sus iones, que permite entender su comportamiento y asociaciones geoquímicas (Railsback, 2003), así como establecer las bases para la mineralogía sistemática (Railsback, 2005). De manera general, esta clasificación está basada en la estabilidad de los enlaces formados por los ácidos duros y blandos con los iones O 2 – y S2 – (bases dura y blanda, respectivamente), así como en la densidad de carga de los diferentes cationes (potencial iónico), lo cual tiene implicaciones directas en el carácter del enlace formado con el ion O 2 –. Lo anterior implica que la interacción de los diferentes cationes con el oxígeno regula gran parte de los procesos de diferenciación geoquímica. A diferencia de la tabla periódica de los elementos de Mendelejeff, la nueva clasificación permite explicar tendencias y agrupaciones de elementos y iones previamente observados de manera empírica en diversos ramos de la geoquímica. Como resultado se tiene una herramienta integral que puede aplicarse al entendimiento de diversos procesos geoquímicos, desde la diferenciación elemental en el manto de la Tierra, hasta procesos de intemperismo, hidrogeoquímica y mineralogía. De esta manera, el presente artículo pretende difundir entre la audiencia geológica de habla española las ventajas que ofrece la clasificación de Railsback (2003) para facilitar la comprensión de las propiedades geoquímicas de los elementos y sus iones.
PRINCIPIOS PARA LA CLASIFICACIÓN: La Tabla Periódica de los Elementos y sus Iones ha sido organizada de acuerdo con la dureza o blandura de los iones. Se entiende como un ión duro aquel que posee una alta densidad de carga positiva alrededor del núcleo atómico y un radio iónico pequeño, por lo que la nube electrónica (carga negativa) alrededor del núcleo es poco deformable ante la influencia de un campo eléctrico externo (Figura 1a). Por otro lado, un ión blando posee una baja densidad de carga positiva alrededor del núcleo y es relativamente grande, de manera que la nube electrónica es fácilmente deformable ante la influencia de campos eléctricos externos (Figura 1b). Los tér minos “duro” y “blando” provienen de la teoría de ácidos y bases duros y blandos propuesta por Pearson (1963), la cual establece, de manera cualitativa, que cationes metálicos con alta carga y radio iónico pequeño (ácidos duros o tipo “A”), tienen la tendencia a asociarse de manera preferencial con ligantes o aniones pequeños y poco polarizables (bases duras, p. ej. F- , O2-). De manera contraria, aquellos cationes grand es y de baja densidad de carga (ácidos blandos o tipo “B”), correspondientes a iones que poseen electrones en la capa de valencia y que no han alcanzado su máximo estado de oxidación, tienden a asocia rse preferentemente con ligantes grandes y polarizables (bases blandas, p. ej. S2-, Se2-). Como regla general, los ácidos duros reaccionan preferentemente con la s bases duras y los ácidos blandos reaccionan preferentemente con las bases blandas (Cotton y Wilkinson, 1988), donde la “preferencia” debe entenderse como mayor velocidad de reacción y mayor conversión al
ANTECEDENTES HISTÓRICOS DE LA TABLA PERIÓDICA Durante los primeros 25 años del siglo XIX , se descubrieron unos 20 nuevos elementos. A medida que el número de elementos conocidos aumentaba resultaron evidentes las semejanzas físicas y químicas entre algunos de ellos. Entonces los químicos entendieron que el estudio de las propiedades de los elementos químicos era más fácil agrupándolos según sus propiedades semejantes en base a una ley natural. En busca de esta ley natural muchos químicos lograron ordenar los elementos, pero recién en 1913 Henry Moseley descubrió el principio o ley natural que
guía la clasificación moderna: las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. El descubrimiento de esta ley periódica, necesitó dos acontecimientos previos:
El establecimiento de una serie de pesos atómicos consistentes y dignos de confianza y
La concepción del átomo nuclear con un numero definido de protones e igual número de electrones que giran a su alrededor.
1. Las Triadas de Johan Dobereiner (1817) El químico alemán Johan Dobereiner (1780 - 1849) agrupa los elementos hasta entonces conocidos en serie de tres elementos llamándolo
“triadas”.
Los
elementos que pertenecen a una triada poseen propiedades químicas semejantes. Además, el elemento central posee un peso atómico (P.A.) aproximadamente igual a la semisuma de los P.A. de los elementos extremos.
Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar unas veinte triadas, Se descartó de esta forma agruparlos, porque se descubrieron nuevos elementos que no cumplían con las triadas.
2. Ordenamiento Helicoidal o Tornillo Telúrico de Chancourtois (1862) Geólogo francés, propone una clasificación periódica de los elementos en forma de hélice que llamó Caracol Telúrico. En un cilindro trazó una hélice con un ángulo de 45° sobre la base y en ella se fue colocando los elementos en función creciente de sus pesos atómicos, de tal manera que la línea vertical (generatriz) del cilindro intercepta a los elementos con propiedades semejantes.
3. Ley de Las Octavas de John Newlands (1864) El químico inglés John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) ordeno los elementos químicos hasta en ese entonces conocidos en grupo de 7 elementos cada uno, en función creciente a sus pesos atómicos, de tal m odo que el octavo elemento tenia propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior. Esta forma de clasificar se llamó Ley de las Octavas. Esta forma de clasificación fue ridiculizada por sus contemporáneos en la Royal
Chemical Society, de tal modo que se negaron a publicar su trabajo, debido a que dicho ordenamiento no cumplía con la semejanza en propiedades para elementos con pesos atómicos altos. Sin embargo 23 años después a Newlands se le otorgó el máximo reconocimiento de la Royal Chemical Society debido a esta importante contribución al desarrollo de la ley periódica de los elementos químicos.
4. Tabla Periodica de Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer (1869) Se denomina tabla periodica porque el ordenamiento esta basado en la variación periódica de las propiedades de los elementos.
Descripción de la Tabla de Mendeleiev:
1. Los 63 elementos conocidos hasta ese entonces fueron ordenados en función creciente a su peso atómico, en series (fil as) y grupos (columnas). 2. Asigna a los elementos de un mismo grupo una valencia; así los elementos del grupo III tendrán valencia igual a tres, por lo tanto, el número de grupo era igual a la valencia. 3. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades semejantes, así por ejemplo forman óxidos e hidruros de formulas similares porque tenían igual valencia. 4. La tabla posee ocho grupos.
Ventajas de esta Tabla: 1. Permitió tener una visión mas general de la clasificación periódica de los elementos ordenados por grupos y periodos. 2. Al dejar ciertos casilleros vacíos, predijo la existencia de nuevos elementos y sus propiedades físicas y químicas. Por ejemplo en el grupo III y IV, predijo la existencia del Escandio, Galio, Germanio, etc.
Desventajas de la Tabla: 1. Los metales y no metales no se encuentran bien diferenciados. 2. Se asigna valencia única para cada elemento, actualmente se sabe que algunos elementos tienen mas de una valencia, 3. Ciertos elementos no cumplían el orden creciente del peso atómico, por l o que Mendeleiev permutó arbitrariamente algunos elementos de un grupo a otro. Por ejemp
TABLA PERIÓDICA MODERNA Tabla periódica de Mendeleiev El químico ruso Dimitri Ivánovich Mendeleiev, en 1869, publicó su primera tabla periódica, que contenía 63 elementos. Junto con Lothar Meyer llevaron a cabo la clasificación de acuerdo con los criterios siguientes: - Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. - Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia. Una característica de la tabla de Mendeleiev es que deja casillas libres para los elementos por descubrir; el descubrimiento se realizaría años después. Los trabajos de Moseley relativos al estudio de los espectros de los rayos X de los elementos permitieron conocer el respectivo número atómico. Se comprobó que, al ordenar los elementos según el orden creciente del número atómico, las parejas que resultaban alteradas en la ordenación de Mendeleiev se hallaban incorrectas y de esta forma arregló los errores que existían en la tabla periódica. Clasificación actual de los elementos Grupos Las columnas verticales de la tabla periódica son denominadas grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica y, por ello, presentan características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Los grupos que en la tabla llevan números romanos son los grupos A o representativos; los demás son los grupos B o de transición. Numerados de izquierda a derecha, los grupos de la tabla periódica son
Periodos: Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes, pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen solo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos: Periodo 1, Periodo 2, Periodo 3, Periodo 4, Periodo 5, Periodo 6, Periodo 7.
ISOTOPOS Y RADIOACTIVIDAD
La radiactividad o radioactividad es un fenómeno físico natural, por el cual algunos cuerpos o elementos químicos llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas fotográficas, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, etc. Debido a esa capacidad se las suele denominar radiaciones ionizantes (en contraste con las no ionizantes). Las radiaciones emitidas pueden ser electromagnéticas en forma de rayos X o rayos gamma, o bien partículas, como pueden ser núcleos de Helio, electrones o positrones, protones u otras. Se descubrió a fines del siglo XIX. La radiactividad es una propiedad de los isótopos que son "inestables". Es decir que se mantienen en un estado excitado en sus capas electrónicas o nucleares, con lo que para alcanzar su estado fundamental deben perder energía. Lo hacen en emisiones electromagnéticas o en emisiones de partículas con una determinada energía cinética. Esto se produce variando la energía de sus electrones (emitiendo rayos X), sus nucleones (rayo gamma) o variando el isótopo (al emitir desde el núcleo electrones, positrones, neutrones, protones o partículas más pesadas), y en varios pasos sucesivos, con lo que un isótopo pesado puede terminar convirtiéndose en uno mucho más ligero, como el Uranio que con el transcurrir de los siglos acaba convirtiéndose en plomo. Es aprovechada para la obtención de energía, usada en medicina (radioterapia y radiodiagnóstico) y en aplicaciones industriales (medidas de espesores y densidades entre otras). La mayoría de los elementos contiene 3 isótopos. Mientras más isótopos tengan la radioactividad va a hacer mayor. La radiactividad puede ser: Natural: manifestada por los isótopos que se encuentran en la naturaleza. Artificial o inducida : manifestada por los radioisótopos producidos en transformaciones artificiales. Isótopo o Radioisótopos: La palabra isótopo, del idioma griego "en el mismo sitio", se usa para indicar que todos los isótopos de un mismo elemento se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Los átomos que son isótopos entre sí, son los que tienen igual número atómico (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico (número de neutrones en el núcleo). Son variantes de un elemento que difieren en el número de neutrones que poseen, manteniendo igual el número de protones. Un isótopo radiactivo de un elemento se caracteriza por tener un núcleo atómico inestable (por el balance entre neutrones y protones) y emitir energía cuando cambia de esta forma a una más estable. La energía liberada al cambiar de forma puede detectarse con un contador Geiger o con una película fotográfica.
Cada radioisótopo tiene un periodo de desintegración o semivida características. La energía puede ser liberada, principalmente, en forma de rayos alfa (núcleos de helio), beta (electrones) o gamma (energía electromagnética). Varios isótopos radiactivos artificiales tienen usos en medicina. Por ejemplo, un isótopo del tecnecio puede usarse para identificar vasos sanguíneos bloqueados. Varios isótopos radiactivos naturales se usan para reconstruir cronologías, por ejemplo, arqueológicas. Usos de Radioisótopos: El uso de radioisótopos esta muy difundido actualmente no solo en la medicina, sino también, en la industria, la agricultura, la hidrología y la preservación de alimentos. En medicina es muy utilizado el Tecnecio-99 (usado para diagnóstico) y el Cobalto-60 (empleado como fuente de radiación gamma int, con fines curativos).
En materia de control de pestes, en la Argentina, los rayos gamma emitidos por fuentes de Cobalto-60 son claves en la lucha contra la “mosca del Mediterráneo”. Este parásito exótico, firmemente enquistado en nuestros ecosistemas frutícolas, es uno de los grandes impedimentos de la Argentina para potenciar su rol de exportador de fruta fresca. En la provincia de Mendoza se combate la mosca del Mediterráneo med iante la “técnica del macho estéril”: diariamente se liberan al medio ambiente decenas de miles de machos esterilizados con rayos gamma. Cuando estos compiten con los machos fértiles y se aparean con hembras normales, no producen descendencia. Así se evita el nacimiento de millones de moscas nuevas, lo que permite bajar el consumo de pesticidas peligrosos para los trabajadores de campo, o indeseables para los consumidores. Hace unos años, INVAP construyó un equipo móvil de irradiación con Cobalto-60 con este fin.
ABUNDANCIA Y RELEVANCIA Los elementos constituidos de protones y neutrones (como también de electrones) – son solo una pequeña porción del contenido del Universo. Las observaciones cosmológicas indican que solo el 4 % del universo está compuesto de materia visible bariónica que forma las estrellas, planetas y seres vivos. El resto es energía oscura (73 %) y materia oscura (23 %). Se cree en la existencia de estas últimas formas de materia y energía, basándose en teorías y deducciones derivadas de observaciones, pero sus detalles son todavía el objeto de investigaciones. Las mismas no han sido aún observadas en forma directa y no son comprendidas en su totalidad. La mayoría de la materia estándar (bariónica) se encuentra en las estrellas y nubes interestelares, como átomos o iones (plasma), sin embargo es posible encontrar otros tipos extraños de materia en artefactos astrofísicos, tal como el caso de las altas densidades existentes en el interior de las enanas blancas y estrellas de neutrones. El hidrógeno es el elemento más abundante del Universo conocido; y el helio es el segundo. Sin embargo, el próximo de la serie no continúa con el siguiente número atómico; el oxígeno es el tercero en el ranking de abundancia, aunque su número atómico es el 8. Todos los otros son mucho menos comunes. La abundancia de los elementos más livianos es predicha correctamente por el modelo cosmológico estándar, dado que los mismos fueron formados al muy poco tiempo (es decir dentro de cientos de segundos) luego del Big Bang, en un proceso denominado nucleosíntesis del Big Bang. Los elementos más pesados fueron formados mucho después, dentro de las estrellas. El helio-3 es un elemento raro en la Tierra y es buscado para ser utilizado en investigaciones de fusión nuclear. Se cree que en la Luna la abundancia de helio-3 puede ser mayor. El helio también es producido durante la fusión del hidrógeno dentro de los núcleos de las estrellas mediante diversos procesos incluidos la cadena protón-protón y el ciclo CNO. Se estima que el hidrógeno y el helio constituyen aproximadamente el 74 % y 24 % de toda la materia bariónica del universo. A pesar de que representan una muy pequeña fracción del universo, los otros elementos denominados "elementos pesados" pueden ejercer gran influencia sobre los fenómenos astronómicos. Solo el 2 % (de la masa) del disco de la galaxia de la Vía Láctea está compuesto de elementos pesados. Estos otros elementos son generados mediante procesos estelares. En el ámbito de la astronomía, un "metal" es todo elemento distinto del hidrógeno, helio o litio. Esta distinción es importante dado que el hidrógeno y el helio (junto con cantidades muy reducidas de litio) son los únicos elementos que se encuentran naturalmente sin necesidad de la reacción de fusión nuclear que se desarrolla en las estrellas. Por lo tanto, la metalicidad de una galaxia u otro objeto es un indicador de su actividad estelar en el pasado.
Clasificacion de los elemntos metales y no metales
Metales La mayor parte de los e lementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC. Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos. Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....
NO METALES Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que l os de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los t res estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.
LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA Metales Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico).
No Metales Los no metales son los elementos situados a l a derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de l a Tabla Periódica.
CARGA NUECLEAR EFECTIVA La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo poli electrónico. 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:
Zeff = Z − S 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
RADIO ATOMICO Y RADIO IONICO EL RADIO ATÓMICO Es la distancia que existe entre el núcleo de un átomo y su electrón más lejano. Por este medio es posible conocer el tamaño del átomo.
PROPIEDADES DEL RADIO ATÓMICO En los grupos, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, se vuelve mayor el radio atómico.
En los períodos, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda. Ya que si fuera al contrario aumentaria su número atómico.
El radio atómico puede ser covalente o metálico .La distancia entre núcleos de átomos cercanos en una molécula es la suma de sus radios covalentes ,mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos cercanos en cristales metálicos.
RADIO COVALENTE En un enlace covalente ,el radio atómico de enlace (radio covalente)es la mitad de la distancia que hay entre los núcleos de ambos átomos enlazados .
RADIO METÁLICO La mitad de la distancia intranuclear entre dos átomos contiguos en el cristal es el radio metálico. La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos formados por empaquetamiento, más o menos compacto, de átomos.
RADIO IÓNICO
Es el radio iónico, es el radio de un catión (Ion positivo) o anión (ion negativo) dependiendo de la cantidad de electrones perdidos o ganados. Esto hace que al ganar electrones, generalmente se incrementa el radio y al perder electrones se disminuya el radio.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN La energía de ionización se define como la energía que hay que comunicar a un átomo en estado gaseoso para que pierda un electrón. Como es energía que hay que comunicarle será positiva, pues el criterio de signos adoptado es el “criterio egoísta”, todo lo que gana el sistema es positivo y lo que pierde el sistema es negativo.
PROPIEDADES DE LA ENERGIA DE IONIZACION
Los elementos químicos presentan mayor energía de ionización cuanto más arriba y a la derecha de la tabla periódica se encuentren (Al igual que la afinidad electrónica y el poder oxidante).
EVOLUCIÓN DE LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN •Los gases nobles tienen la máxima EI de sus respectivos periodos • El grupo 1 (alcalinos) tienen la EI más baja de sus respectivos periodos • Hay un aumento general en la EI conforme nos movemos en el grupo. Sin embargo este aumento no es continuo. • Las mayores EI se presentan en los elementos situados a la derecha (gases nobles), y las menores EI en los de la izquierda (alcalinos). • Los elementos de baja EI presentan comportamiento metálico • Los elementos con elevada energía de ionización se les denomina no metales.
AFINIDAD ELECTRONICA La Afinidad Electrónica o Electroafinidad (AE) es la energía que se desprende cuando un átomo neutro en estado gaseoso captura un electrón para convertirse en un ion negativo:
A (g) + e-→ A-(g) + AE Siendo A un átomo neutro cualquiera. La Afinidad Electrónica es la propiedad inversa de la Energía de Ionización (energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo neutro). Siendo A un átomo neutro cualquiera. Cuando un átomo de cloro neutro en forma gaseosa recoge un electrón para formar un ion Cl-, libera una energía de 349 kJ/mol o 3,6 eV/átomo. Se dice que tienen una afinidad electrónica de -349 kJ/mol, y este número cuando es grande, indica que se forma un ion negativo estable. Los números pequeños indican que se forma un ion negativo menos estable. Los grupos VIA y VIIA de la tabla periódica tienen las mayores afinidades electrónicas. Si el átomo es neutro se denomina primera afinidad electrónica, si es un ion se denomina segunda afinidad electrónica, tercera afinidad electrónica, etc. Generalmente la primera afinidad electrónica es negativa (exotérmica) y la segunda, tercera afinidad electrónica es positiva (endotérmica).
EJEMPLOS:
MEDIDA DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA: La Afinidad Electrónica se puede medir en:
Electrón-voltios por átomo (eV/átomo)
Kilojulios por mol (KJ/mol) Nota: 1 eV = 1,6 × 10-19 J
PROPIEDADES DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA:
La Afinidad Electrónica normalmente presenta un valor negativo La Afinidad Electrónica aumenta hacia la derecha en un mismo Periodo de la Tabla Periódica debido a que al disminuir el Radio Atómico, el nuevo electrón estará más cerca del núcleo y por consiguiente será atraído con más fuerza. La Afinidad Electrónica aumenta hacia arriba en un mismo Grupo o Columna de la Tabla Periódica debido a que el Radio Atómico será menor y el nuevo electrón será atraído con más fuerza. Varía en el mismo sentido que la Energía de Ionización y de la Electronegatividad y en sentido contrario al Radio Atómico Las mayores Afinidades Electrónicas las presentan los Halógenos (Flúor, Cloro, Bromo, Iodo) El Nitrógeno presenta una anomalía ya que su afinidad electrónica es mucho menor que los elementos vecinos de la Tabla Periódica debido a que por su configuración electrónica es muy estable. No se puede medir directamente la afinidad electrónica sino a través de métodos indirectos. Es por esta razón que solamente se conocen los valores de Afinidad Electrónica de un número relativamente pequeño de elementos.
AFINIDAD ELECTRÓNICA NEGATIVA: Se desprende energía. Se da cuando los átomos adquieren una configuración más estable al captar un electrón por lo que predominará la fuerza atractiva. Esto se da por ejemplo en los halógenos que al ganar un electrón adquieren la configuración electrónica de Gas Noble (estable).
AFINIDAD ELECTRÓNICA POSITIVA: Se absorbe energía. Se da cuando hay que proporcionar energía al átomo para captar al ion. Esto le sucede por ejemplo a los elementos con configuración electrónica s2 ya que el electrón tendría que incorporarse al orbital p de mucha mayor energía como es el caso del Berilio, del Magnesio o del Calcio.
TENDENCIAS PERIÓDICAS DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA: Los elementos del bloque p, y en concreto los del grupo 17, son los que tienen las mayores afinidades electrónicas, mientras que los átomos con configuraciones externas s2 (Be, Mg, Zn), s2p6 (Ne, Ar, Kr) junto con los que tienen semilleno el conjunto de orbitales p (N, P, As) son los de más baja afinidad electrónica. Esto último demuestra la estabilidad cuántica de estas estructuras electrónicas que no admiten ser perturbadas de forma fácil. Los elementos que presentan mayores afinidades electrónicas son el flúor y sus vecinos más próximos O, S, Se, Cl y Br -aumento destacado de la carga nuclear efectiva que se define en esta zona de la tabla periódica-, salvo los gases nobles que tienen estructura electrónica cerrada de alta estabilidad y cada electrón que se les inserte debe ser colocado en una capa superior vacía. Los elementos situados en la parte derecha de la tabla periódica, bloque p, son los de afinidades electrónicas favorables, manifestando su carácter claramente no metálico. Las afinidades electrónicas más elevadas son para los elementos del grupo 17, seguidos por los del grupo 16. Es sorprendente que el flúor tenga menor afinidad que el cloro, pero al colocar un electrón en el F, un átomo más pequeño que el Cl, se deben vencer fuerzas repulsivas entre los electrones de la capa de valencia. A partir del cloro la tendencia es la esperada en función de la mayor distancia de los electrones exteriores al núcleo. El nitrógeno tiene una afinidad electrónica muy por debajo de sus elementos vecinos, tanto del periodo como de su grupo, lo que es debido a su capa de valencia semillena que es muy estable. Los restantes elementos del grupo 15 sí presentan afinidades electrónicas más favorables, a pesar de la estabilidad de la capa semillena, porque el aumento del tamaño hace que esa capa exterior esté separada del núcleo por otras intermedias.
COMPORTAMIENTO GLOBAL Propiedades magnéticas: • Especies diamagnéticas: – Todos los electrones apareados. – Débilmente repelidas por un campo magnético. • Especies paramagnéticas: – Algún electrón desapareado – Atraídas por un campo magnético externo
RESUMEN PROPIEDADES PERIODICAS
PARAMAGNETIMO
5 electrones desapareados
5 electrones desapareados
4 electrones desapareados
Conclusiónes
La tabla periódica se creó para organizar todo los elementos que existen en el universo en forma ordenada dependiendo de la caracteriza que lo diferencia de otros y se agruparon con características similares a otros. Se conoce que en la tabla periódica existen 5 características de los elementos las cuales son: los elementos que son metales, los no metales, metales de transición, metaloides y los gases nobles o inherentes, pero los de mayor abundancia son los elementos metálicos la cuales gobierna casi toda la tabla periódica. La tabla periódica está organizada en grupos y periodos las cuales son 18 grupos y que cada grupo está caracterizado por el elemento que los representa y son 7 periodos las cuales esta organizados por medio de la característica química semejantes a los demás. Relacionando este tema con la química moderna pues es de mucha importancia para esas personas que estudian medicina, ingeniería entre otros ya que ellos se encargan de estudiar perfectamente las propiedades de los elementos las cuales lo utilizan para crear antibióticos, medicina, creación de chips entre otros. Por medio de la investigación realizada nos es útil para conocer que en nuestro universo no solo existen unos cuantos elementos como lo son más comunes: oro, plata, calcio, oxigeno, cobre, hierro, hidrogeno, yodo, carbono, mercurio etc. Sino que en nuestro universo existen 118 elementos y que están bien organizado en la tabla periódica y por ello los resultado es sobre la química moderna, sin ello no existirían las medicinas y mucho menos la anestesia que lo usan los médicos para que la persona no sienta ningún dolor por lo tanto gracias a la química es por eso que estamos vivimos y rodeados de la comodidad.
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· https://prezi.com/hdb3nvhoc6es/radio-atomico-radio-covalente-y-radio-ionico/ · https://cientificocalvin.files.wordpress.com/2009/11/la-energia-de-ionizacion-y-
afinidad-electronica.pdf
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. LIBRO: QUIMICA 1 fundamentos
Autores: Sara Aldabe-Pedro Aramendía-Laura Lacreu EDICIONES COLIHUE S.R.L
LIBRO: LA QUIMICA, EDICION LUMBRERAS .Raymond Chang, "Química" Sexta Edición, McGraw-Hill Pág. 248 – 250 . Whitten, "Química General" Quinta Edición, McGraw-Hill Pág. 348 –216 –218 –174. Principios de Química, Pág. 84 -85 –95 –96 –97. .https://ni.tuhistory.com/hoy-en-la-historia/mendeleev-presento-laprimera-tabla-periodica .https://definicion.de/ley-periodica/ .https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_Mendel%C3%A9yev .https://es.scribd.com/doc/98230850/1-3-LEY-PERIODICA-
CLASIFICACION-Y-PROPIEDADES-DE-LOS-ELEMENTOS .https://antecedentes.net/antecedentes-de-la-tabla-periodica/
