MODULO III




 ELEMENTOS


LA TABLA PERIODICA

Es una tabla en la que se encuentran los elementos constituye uno de los mayores esfuerzos por sistematizar las propiedades de los elementos químicos ordenados por su número atómico (número de protones), por su configuración de electrones.


 "La tabla y la ley periódica son el corazón de la química"

- Theodor Benfey 


En 1800-1900, se descubrieron más de la mitad de los elementos.

EVOLUCIÓN DE LA TABLA PERIODICA

Mendeleev: ordeno los elementos en base al peso o masa atómica, pero existencia de isotopos creaba confusión.

Moseley: Los ordeno según el número atómico.

Dmitri Mendeléyev: publicó en 1869 la primera versión de tabla periódica que fue ampliamente reconocida, la desarrolló para ilustrar tendencias periódicas en las propiedades de los elementos entonces conocidos, al ordenar los elementos basándose en sus propiedades químicas.


La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev.
https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos





CLASIFICACIÓN DE LA TABLA PERIODICA

AGRUPACIÓN
  • GRUPO: Es cada una de las columnas verticales, donde podemos encontrar 18 grupos. Los grupos se unen para formar 4 bloques en función del último orbital ocupado: s, p, d y f.

  • Período: Es cada una de las filas horizontales, donde podemos encontrar 7 periodos.
Metales: Es un buen conductor del calor y la electricidad.
  • Los metales alcalinos incluyen a los elementos del grupo IA, desde el Litio (Li) hasta el Francio (Fr). El Hidrógeno está en el grupo 1 pero no es un metal alcalino, de hecho el hidrógeno muestra muy pocas características metálicas y es frecuentemente categorizado como un no metal.
Características:
  1. Reaccionan con agua= elemento OH. ( menos hidrogeno)
  2. Forman Iones con carga 1+ y tener configuración de gas noble.
  3. Configuración Electronica: ns1, n > 2
  4. Arriba para abajo incrementa la REACTIVIDAD.


  • Los metales alcalinotérreos coinciden con el grupo IIA, desde el berilio (Be) hasta el radio (Ra). Suelen tener un punto de fusión muy alto y sus compuestos óxidos forman soluciones alcalinas muy básicas.
Características:
  1. Configuración electrónica: ns2
  2. Reaccionan con H2O = X (OH)2
  3. Forman iones 2+ con configuración electrónica de gas noble.

  • Los metales de transición se sitúan en el centro de la tabla periódica, en el bloque d, que abarca desde el grupo IIB al grupo 12. Se caracterizan por tener un orbital d parcialmente ocupado en su configuración electrónica.
  • Metaloides: Son sustancias con propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Se comportan típicamente como no metales, pero pueden presentar aspecto metálico o conducir la electricidad en algunas circunstancias.
Características:
Grupo III A-BORO
  1. Boro Forma iones 
  2. AL 3+, GA3+, IN3+, Tl3+, Ga-, In+, Tl+
  3. Configuración Electrónica: ns2np1      n > 2
Grupo IV A-CARBONO
  1. C Y Si ; Forman iones ya que se combina en forma covalente (comparten electrones)
  2. Forman iones: Ge2+, Sn 2+ y Pb 2+.
  3. Configuración Electrónica: ns2np1     n>2
***Grupo V ( N, P- no metales) ( As, Sb-metaloides) (Bi-metal)
  1. Configuración electrónica: ns2p3   n > 2
  2. N, P, As forman ione 3- con configuración de gas noble.
  3. As, Sb, Bi forman iones 3+ con confiración de gas noble.
  4. As actua aí por ser metaloide.
***Grupo VI- OXIGENO  (grupo calcógenos)
  1. O, S, SE - no metales ( Forman iones 2-)
  2. Te, Po - Metaloides
  3. Configuración electronica: ns2sp4  n > 2
No metales: Es un mal conductor de calor y electricidad.
  • Los halógenos son un tipo de elementos no metálicos que coinciden con el grupo VII A de la tabla periódica, suelen ser elementos muy reactivos, por eso es común que se encuentren en la naturaleza formando parte de otras sustancias y rara vez en forma pura.
Características: 
  1. Configuración electrónica: ns2np5   n > 2
  2. Todos forman aniones 1-
  3. Forma diatómicas: F2, Cl2, Br 2, I2.
  • gases nobles coinciden con el grupo VII A. Todos estos elementos son gaseosos en condiciones normales de presión y temperatura, no tienen color, no tienen olor, y su gran estabilidad les hace merecedores del adjetivo común de ser «inertes químicamente».
Características:
  1. Configuración electrónica: ns2np6    n > 2
  2. Grupos + estable se conoce con 8 electrones de valencia = octeto electrónico.
  3. No tienden a aceptar electrones extra.

  • Los lantánidos son el grupo formado desde el elemento con número atómico 57, el lantano (La), que le da nombre al grupo, hasta el elemento de número atómico 71, el Lutecio (Lu). La capa de valencia de los lantánidos es 4f; junto a los actínidos (5f) forman el bloque f.
  • Los actínidos es el grupo que comprende desde el número atómico 89, el Actinio (Ac), hasta el 103, el Lawrencio (Lr). La capa de valencia es 5f y son todos son radioactivos. Son elementos poco abundantes, de hecho solo el torio (Th) y el uranio (U) se dan en la naturaleza en cantidades significativas.

https://curiosoando.com/como-se-clasifican-los-elementos-en-la-tabla-periodica



PROPIEDADES PERIÓDICAS


Autor: Sofía Contreras

RADIO ATÓMICO

Define el tamaño de un átomo que es la mitad de la distancia entre dos núcleo de dos átomos metálicos adyacentes.


METALES ADYACENTES

Mayor electrones, aumenta su separación.

**Metales de transición: Su cambio no es tan notorio, por eso no son tomados en cuenta.





RADIO IÓNICO

Es el radio de un Catión + o un anión - ; es posible medirlo por difracción de rayo X.

Características:
  • Afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
  • Un átomo neutro se convierte en un ión ( X+ , X- ) se espera un cambio en el.

  • Al desprenderse uno o más electrones de un átomo se reduce la repulsión electrón - electrón pero la carga nuclear permanece constante, el catión es más pequeño que el átomo.



Ejemplo:

N3-     O     F-     ¿Cual es más grande?
Nitrogeno; Tiene 7 protones en estado neutro al incrementar su carga suma 10.
Fluor; Tiene 9 Protones en estado neutro al incrementar su carga suma 10.

N3- Es el mayor, debido a que necesito  aumentar más su carga para llegar a 10, en cambio en F- necesito menos carga para llega


ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Es la energía necesaria para remover un electrón de la perfecta periferia de un átomo gaseoso para formar un ión catión.

La energía de ionización tiene periocidad:
  • METALES: forman cationes ( Se necesita poca energía)
  • NO METALES: forman aniones, tienden a ganar electrones (Se necesita mucha energía) 

*QUITAR ELECTRÓN CAPA A CAPA

EI + X(g) - 1e ---->      X+ (g)



https://sites.google.com/site/tareassoniampv/mis-tareas/tarea-7
*Entre más cerca de este de tener configuración de gas, mayor sera la energía necesaria para quitar un electrón.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Es la capacidad para aceptar uno o más electrones. Es el valor negativo del cambio de energía que se desarrolla cuando un átomo en estado gaseoso, acepta un electrón  para formar un anión X-

Periocidad de la afinidad electrónica:

  • Los elementos no forman fácilmente aniones , ya que liberan mucha energía. ( no metales) y son más afines al núcleo.
  • Los elementos que difícilmente forman aniones, liberan poca energía ( metales ) tienen una menor afinidad al núcleo.




ELECTRONEGATIVIDAD

Nos indica la habilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. En pocas palabras es la capacidad del elemento para atraer hacia el, el electrón.

Esta relacionado con el potencial de ionización y la afinidad electronica pues son energías que determinan el ceder o ganar electrones.

Características: 
  • Es más grande para los que tienen a atraer los electrones. ( no metales)
  • En un grupo, disminuye de arriba hacia abajo.
  • En un periodo, aumenta de izquierda a derecha.
  • Para medir se usa la escala de paulin  (0,7 - 4)
  • No se toman en cuenta a los gases nobles, por ser elementos estables electrónicamente.
Elemento + electro = F ( 4.0)
Elemento - electro = Fr (0.7)
  • Metales: Elementos + electronegativos.
  • No metales: Elementos - electronegativos, alta ionización y afinidad electrónica.
https://www.google.com/url?sa=i&url=http%3A%2F%2Finstpreparatoria5.blogspot.com%2F2018%2F11%2Fpara-jueves-08-nov-18.html&psig=AOvVaw2qrGZC76T2EK-ilqVm1sBw&ust=1615157590820000&source=images&cd=vfe&ved=0CAIQjRxqFwoTCOiMoInhnO8CFQAAAAAdAAAAABAJ



CARÁCTER METÁLICO

Se refiere a si tiene carácter de metal o no metal.
  • Dentro de un grupo (Aumenta de arriba hacia abajo)
  • Dentro de un periodo (Disminuye de izquierda a derecha)

https://sites.google.com/site/periodicitechimique/caracter-metalico



FUERZAS INTERMOLECULARES

Fuerzas intramoleculares: Son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. estas fuerzas, por lo tanto, son las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Ejemplo:

(enlaces iónicos, metálicos o covalentes)


Fuerzas intermoleculares: Son las fuerzas que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Determinan las propiedades físicas de las sustancias.

 Ejemplo:

El estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

 


Reglas Fundamentales:



Fuerzas intermoleculares: *Unión de 2 moléculas.
Recordemos que es la interacción entre moléculas que posee únicamente enlaces covalentes.





FUERZA ION-DIPOLO:
Es una fuerza de atracción débil que se da entre los compuestos iónicos y los solventes polares. La atracción se da entre un ión positivo y el polo negativo de una molécula polar y viceversa.

*Común en compuestos organicos.

https://www.google.com/url?sa=i&url=http%3A%2F%2Finteraccionesmoleculareskgk.blogspot.com





FUERZA DE VAN DER WAALS 

FUERZA DIPOLO-DIPOLO:
Las moléculas polares pueden interactuar con otras moléculas polares esto debido a un dipolo permanente en cada una de ellas.

Es una atracción débil entre el polo positivo de una molécula polar y el polo negativo de otra molécula polar. En el seno de la sustancia estas atracciones son interminables.

Características:
  • Estas atracciones hacen que las sustancias tengan altos calores de fusión o de ebullición pues se gasta energía en romper las interacciones. 
  • Las sustancias apolares no tienen estas fuerzas por eso son más volátiles.
https://www.google.com/url?sa=i&url=https%3A%2F%2Fwww.slideshare.net


Dipolo Indusido: Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas.



https://www.google.com/url?sa=i&url=https%3A%2F%2Fwww.slideshare.net



FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDÓN:
Es una fuerza intermolecular que ocurre en todas las moléculas y en general en todas las sustancias.

Ocurren porque hay rotaciones momentáneas entre las moléculas, y las regiones electrónicas se combinan momentáneamente formando dipolos momentáneos.

Características: 
  • Son las fuerzas más débiles. 

https://www.google.com/url?sa=i&url=https%3A%2F%2Fwww.slideshare.net



PUENTES DE HIDROGENO:
Son interacciones débiles que se forman entre un hidrógeno con una carga parcial positiva y un átomo más electronegativo, como el oxígeno. Los átomos de hidrógeno involucrados en enlaces de este tipo deben estar unidos a átomos electronegativos, tales como:


Donde A y B son en general átomos de N, O o F que son los elementos más electronegativos.
https://es.khanacademy.org/science/ap-biology/chemistry-of-life/structure-of-water-and-hydrogen-bonding/a/hydrogen-bonding-in-water


 En ocasiones se pueden observar enlaces de Hidrógeno débiles con elementos menos electronegativos como el S y el Cl. No son muy comunes.

 Un enlace entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo es muy polar: POR LO QUE EL ENLACE DE HIDRÓGENO SE CONSIDERA UN ENLACE DIPOLO-DIPOLO

La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un gran número de propiedades físicas o de «anomalías» en el comportamiento de algunas substancias, especialmente del H2O.

Características: 
  • Reducen la presión de vapor.
  • Aumentan los puntos de ebullición.
  • Aumentar la viscosidad.

TIPOS DE ENLACE








Electrones de valencia: son los electrones del último orbital en un átomo, son los causantes de los enlaces químicos.

*TOTAL DE LECTRONES DEL ÚLTIMO NIVEL DE ELETRONES
Ejemplo:

Ar 4s2  3d10 4p1 = 3 electrones en total


  • Los electrones de valencia interactúan para establecer atracción entre los átomos.

ENLACE IONICO:

Es una fuerza de atracción electrostática que mantiene a los iones unidos debido a su diferencia de cargas.

Interacciones en las que los electrones se transfieren de un átomo a otro.

La transferencia de electrones favorece la formación de iones y los de distinta carga se atraen para formar un enlace iónico o electrovalente.

*LOS ELECTRONES DE VALENCIA SE TRANSFIEREN DE UN ÁTOMO A OTRO  

https://curiosoando.com/wp-content/uploads/2018/06/enlace-ionico-NaCl.png

Para formar iones los electrones se transfieren de la capa externa de un átomo a la de otro. El que pierde electrones queda positivo (catión) y el que gana electrones queda negativo (anión).


Reglas para formación de enlaces iónicos:

  • Los metales forman cationes perdiendo electrones. 
  • Los no metales forman aniones con configuración de gas noble, ganando electrones. 
  • Los metales de transición pierden primero los electrones s y luego los d si es necesario. 
  • En la formación de iones no se suelen perder más de 3 electrones, salvo ciertas excepciones.



https://userscontent2.emaze.com/images/8561770c-3c7b-47f1-92ac-3fdd8c14fb84/e8f391654c3ba052020d84e7e2c941ea.jpg

ESTRUCTURA DE LEWIS

Es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa
  • Se representan los elementos con sus electrones de valencia.
  • Los electrones de valencia se representan con puntos o cruces.
  • El resto del átomo con el símbolo.
  • En las estructuras de Lewis se arreglan los átomos de manera que tengan una configuración de gas noble.
https://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_de_Lewis


https://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_de_Lewis




CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS:
  • Los compuestos conducen la electricidad al estar fundidos o en solución acuosa. 
  • Tienen puntos de fusión elevados.
  • La mayoría son solubles en agua. Forman cristales bien definidos.
  • La diferencia de electronegatividad entre los átomos que lo forman es grande, igual a 1.7 o más (Excepción HF).
  • Se da de manera común por transferencia de electrones de elementos metálicos de los grupos IA y IIA al O, los halógenos y otros no metales.
  • No forman verdaderas moléculas, lo que forma son redes cristalinas extendidas (le da características de dureza, y explica los altos puntos de fusión).
  • La mayoría son sólidos (en los compuestos covalentes hay más diversidad).


ENLACES COVALENTES
Es una fuerza de atracción que se da entre 2 átomos debido a que un par de electrones con spin opuesto es compartido por los 2 átomos que forman el enlace. 

Los electrones de las capas externas son compartidos por los dos átomos enlazados. Un enlace covalente ocurre cuando dos o más átomos comparten uno o más pares de electrones

*LOS ELECTRONES DE VALENCIA SE COMPARTEN ENTRE LOS ÁTOMOS.


https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEgFa4utH_jlrSoduj0nxPI5gG3BxswSgIrLoD8KEbi6oymtbyi1Kl_2m22ajRsjm7Vhnk52ZGCuEUIDKQyHnleO0_kTR0SbWKYnqE0ZdZcxabvn1553Us5UEBRMIS0toBvCsg3HG3aI7Q/?imgmax=800

Es el enlace que esta presente en las moléculas diatómicas homonucleares (H2 , O2 , N2 , F2 , Br2, I2 , Cl2 )

*Br O N Cl I F H

* 3 es el máximo de electrones que pueden ceder.


Tipos de enlace:

Enlace covalente simple: se comparte una sola pareja de electrones, como el hidrógeno.




Enlace covalente doble: se comparten dos pareces de electrones entre 2 átomos, como es el caso del oxigeno que tiene pares de enlace y de no enlace.

https://sites.google.com/site/336unionesquimicas/_/rsrc/1468886468678/enlace-covalente/doble.jpg?height=141&width=200




Enlace covalente triple: dos átomos comparten 3 pares de electrones (máximo de pares que se pueden compartir) este es el cado del nitrógeno.



https://encrypted-tbn0.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcRraALmpt8ij7k-hYccZvTufjbUYNlfj_j9hA&usqp=CAU


PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACE COVALENTE:

  • Este tipo de enlace da origen a verdadera moléculas. 
  • Son no ionizables y si lo hacen, lo hacen en bajo porcentaje (porcentaje de carácter iónico, no hay nada completamente covalente).
  • No conducen electricidad en ninguna fase.
  • Hay una diferencia de electronegatividad pequeña entre los átomos que forman (menor a 1.7). 
  • Se forman entre 2 no metales o entre un metaloide y un no metal, (hay algunas excepciones como el cloruro de bario). 

ENLACE METALICO

Es la unión química que se produce únicamente entre los átomos de un mismo elemento metálico. Este tipo de enlace lo que ocurre con los electrones de valencia es que abandonan sus órbitas alrededor del núcleo atómico cuando éste se junta con otro, y permanecen alrededor de ambos núcleos como una especie de nube electrónica. 

De esta manera las cargas positivas y negativas mantienen su atracción, sujetando firmemente al conjunto atómico y alcanzando márgenes importantes de dureza, compactación y durabilidad, que son típicas de los metales en barra.

No debe confundirse a este tipo de enlaces con los enlaces iónicos (metal-no metal) o los covalentes (no metal-no metal), si bien comparten con estos últimos ciertos rasgos funcionales, ya que los átomos involucrados intercambian los electrones de su capa de valencia.


Fuente: https://concepto.de/enlace-metalico/#ixzz6oOOiO9ca


PROPIEDADES DE LOS METALES

  • A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente son altos.
  • Son buenos conductores de la electricidad y de calor, debido al movimiento de los electrones se les llama conductores. 
  • Presentan brillo característico. 
  • Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.
  • Con dúctiles y maleables, esto es debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los «restos positivos» son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/54/Metallic_bond_Zn.svg

Ejemplos:
plata (Ag), oro (Au), cadmio (Cd), hierro (Fe), níquel (Ni), zinc (Zn), cobre (Cu), platino (Pt), aluminio (Al), galio (Ga), titanio (Ti), paladio (Pd), plomo (Pb), iridio (Ir) o cobalto (Co)




MODELO DE  LA NUBE DE ELECTRONE / MAR DE ELECTRONES

Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a la «nube electrónica» que engloba a todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica. 

En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no direccional, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman una red. 

Los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los «restos positivos». 


LIMITACIONES DEL MODELO DEL MAR DE ELECTRONES
  • Explica razonablemente bien el proceso de conducción de la corriente eléctrica. 
  • El movimiento de los electrones explica la transferencia de calor en el metal. 
  • No se puede usa para efectuar cálculos cuantitativos. 
  • No explica el brillo característico de los metales.
https://www.lifeder.com/teoria-mar-electrones/



ENLACE DE RED
En las sustancias reticulares todos los átomos están unidos por enlaces covalentes (o reticulares). 

Ejemplo:
 el diamante, Gráfito y dióxido de silicio

características:
  • Energía de enlace del orden de cientos de KJ/mol. 
  • Se rompen a temperaturas de 40000C a 20000C.
  • Red extremadamente dura.
  • Sustancias insolubles en todos los solventes. 

Alótropos
Son distintos ordenamientos en el espacio en el cual pueden existir los elementos.

https://quimicachampagnatundecimo2016.files.wordpress.com/2016/07/oncee.png?w=640

**El diamante y el grafito son dos alótropos del carbono: formas puras del mismo elemento que difieren en la estructura.

CARBONO DIAMANTE
Es una red tridimensional Unida por enlaces covalentes Cada átomo de carbono tiene una hibridación sp3 Los enlaces covalentes fuertes contribuyen a: 
  • Alta dureza particular del diamante (es el material más duro que se conoce). 
  • Elevado punto de fusión 35500C

https://i.ytimg.com/vi/dHI2x0LPGR8/maxresdefault.jpg



CARBONO GRÁFITO 
Átomos de carbono que se distribuyen en anillos de seis miembros. Dentro de las capas de enlaces covalentes, entre ellas hay fuerzas de dispersión.

El grafito es untuoso al tacto y esto lo hace útil como lubricante.

https://es.wikipedia.org/wiki/Grafito




EL CUARZO SIO2
La distribución de átomos es similar a la del carbono diamante. Entre cada par de átomos de silicio aparece uno de oxigeno. 

Tiene alta dureza y punto de fusión alto (16100C)




https://c8.alamy.com/compes/j3pbwf/cuarzo-cristal-de-roca-una-estructura-de-cristal-mineral-onyx-amatista-y-agata-gemstone-son-todas-las-variedades-de-cuarzo-los-atomos-se-muestra-como-color-coded-esferas-s-j3pbwf.jpg














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