Contenido 4

PROPIEDADES PERIODICAS Y SU VARIACION EN LA                                                    TABLA.


Variaciones periódicas de las propiedades
Los elementos en su configuración electrónica muestran una variación periódica al aumentar el número atómico. Entonces también presentan variaciones en sus propiedades físicas y químicas.
Carga nuclear efectiva
La fuerza de atracción entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia media entre el electrón y el núcleo. Esta fuerza de atracción aumenta conforma la carga nuclear y disminuye mediante el electrón se aleja del núcleo.
En un átomo los electrones interactúan entre sí y con el núcleo, analizar esta situación para un electrón es imposible. Lo que sí se puede es analizar un electrón y su interacción con el entorno promedio, esto posibilita tratar al electrón como si se estuviera moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo. Este campo equivale al generado por una carga situada en el núcleo la cual es llamada carga nuclear efectiva (Zef). Esta carga que actúa sobre un electrón, es igual al número de protones (Z) menos el promedio de los electrones que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión (S).
Zef=Z-S
La carga nuclear efectiva aumenta mediante se pasa de un elemento a otro a lo largo de un periodo; en una familia también aumenta pero muy poco.

Radio atómico
Un átomo no tiene tamaño definido, porque la distribución de electrones no termina de forma abrupta sino que va disminuyendo poco a poco cuando la distancia desde el núcleo aumenta. Por esto el radio debe definirse de forma arbitraria, por lo que existen varios medidas de esta propiedad.
El radio, dentro de cada periodo cuando el número atómico aumenta, disminuye. En cada grupo, el radio aumenta con el número de periodo.

Energía de ionización (I)
Es la energía que debe absorber un átomo en estado gaseoso para poder arrancarle un electrón. Este electrón es el que está unido más débilmente al núcleo.
Las energías de ionización disminuyen mediante aumenta el radio atómico, entonces podemos decir que mediante crece el número de familia las energías de ionización aumentan; osea que la familia IA tendrá menores valores de I que los de la familia VIIA que tienen valores mucho más grandes.

Afinidad electrónica (AE)
La energía de ionización se refiere a la pérdida de electrones. La afinidad electrónica es una medida de la variación de energía que hay cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. El valor de esta energía siempre será negativo.
Es más difícil generalizar sobre las afinidades electrónicas que con la energía de ionización, la medida más general que no se cumple en todos los elementos, pero que es más notoria es que la AE disminuye al bajar por los elementos de una familia.

Contenido 3

         CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y                                          REACTIVA.

En los átomos polielectrónicos, los protones que se encuentran en el núcleo no ejercen la misma fuerza de atracción sobre todos los electrones por igual. Esto se debe a los efectos pantalla que causan los electrones más cercanos al núcleo sobre los que se encuentran más alejados. Se le llama carga nuclear efectiva a la diferencia entre la carga nuclear neta (que depende del número atómico del elemento) y la constante del efecto pantalla s, es la fuerza real que ejerce el núcleo sobre un electrón en particular.
Z es el número de protones y electrones del átomo, dado por su número atómico, y s el valor de la constante de apantallamiento, que depende del número de electrones que separan al núcleo del electrón en cuestión, y también depende de los orbitales atómicos en que se hallen los electrones que causan el efecto pantalla. También influyen en este efecto los electrones que se encuentran en el mismo nivel de energía que el electrón considerado. No tienen influencia en esta constante los electrones que se hallan en niveles de energía.

La carga nuclear efectiva puede calcularse según las reglas de Slater, quien las  formuló en 1930:

1. Los electrones ubicados en un orbital de mayor nivel contribuyen en 0 (para la sumatoria que da como resultado la constante de apantallamiento s)
2. Cada electrón en el mismo nivel contribuye en 0,35.(excepto si el nivel es 1s, que resta 0,30).
3. Electrones en el nivel inmediato inferior, si están en orbitales s o p contribuyen en 0,85, si son de orbitales d o f contribuyen en 1,0 cada uno.
4. Electrones por debajo del nivel inmediato inferior, contribuyen en 1,0 cada uno.

Entonces, para calcular la carga nuclear efectiva, primero, situamos los electrones del átomo en sus orbitales atómicos:

1s, 2s,2p, 3s,3p,3d,4s,4p, 4d, 4f, etc.

Contenido 2.1

                                        LEY DE MOSELEY

Henry G. J. Moseley (1887-1915) fue descrito por Rutherford como su alumno más talentoso. Cuando él estaba en sus tempranos 20 años, midió y trazó las frecuencias de rayos X, de alrededor de 40 elementos de la tabla periódica. Mostró que en los rayos X K-alfa, cuando se dibujaba el gráfico del número atómico Z frente a la raíz cuadrada de la frecuencia, se seguía una línea recta. Sus datos (el gráfico de Moseley) sigue siendo una característica estándar de los libros de texto de física.
En el tiempo en que estuvo trabajando, la mayoría de los físicos consideraban el peso atómico A como la clave para ordenar la tabla periódica, en lugar del número atómico Z. Por ejemplo, el níquel, con peso atómico 58,7, se colocaba en la tabla periódica por delante del cobalto de peso atómico 58,9. El trabajo de Moseley mostró que el cobalto tenía un número atómico de 27 y el níquel de 28. El potasio (Z = 19, A = 39,10) y el argón (Z = 18, A = 39,95) se invertían también cuando se listaban por orden de peso atómico. Moseley predijo la existencia de un elemento de Z = 72 (hafnio), que posteriormente se descubrió en el laboratorio de Bohr en Copenhague.
Moseley voluntario para misiones de combate durante la Primera Guerra Mundial, murió en acción a los 27 años durante el ataque a Gallipoli en los Dardanelos.

Contenido 2

                      LA TABLA PERIODICA ACTUAL                                    
             (relacion estructura electronica y reactividad).

Fue diseñado por el químico alemán J. Wener, en base a la ley de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. Además tomo como referencia la Tabla de Mendeleev.

DESCRIPCION GENERAL:

1. Los 109 elementos reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) están ordenados según el numero atomico creciente, en 7 periodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B). Siendo el primer elemento Hidrogeno (Z = 1) y el último reconocido hasta el momento meitnerio (Z = 109); pero se tienen sintetizados hasta el elemento 118.

2. Periodo, es el ordenamiento de los elementos en línea horizontal. Estos elementos difieren en propiedades, pero tienen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica.

 Los electrones de valencia, para un elemento representativo, es el número de electrones a nivel externo que interviene en los enlaces quimicos.

Las propiedades químicas similares o análogas de los elementos de un grupo, se debe a que poseen igual número de electrones de valencia, lo cual indica a su vez el número de grupo.

Grupos “B”

Están formados por elementos de transición, en cuyos átomos el electrón de mayor energía relativa están en orbitales “d” o “f”; y sus electrones de valencia se encuentran en orbitales “s” (del último nivel) y/o orbitales “d” o “f”; por lo tanto sus propiedades químicas dependen de estos orbitales.

Se denominan elementos de transición, porque se consideran como tránsito entre elementos metálicos de alta reactividad que forman generalmente bases fuertes (IA y IIA) y los elementos de menor carácter metálico que poseen más acentuado su tendencia a formar ácidos (IIIA, IVA, … VIIA).

Las propiedades de los elementos de transición dentro del grupo o familia varia en forma irregular. 

El grupo VIIIB abarca tres columnas (familia del Fe, Co y Ni). Los elementos del grupo IB (Cu, Ag, Au), así como también los elementos del grupo VIB (Cr y Mo) no cumplen la distribución electrónica, como ya se analizará oportunamente.

Los elementos del mismo grupo generalmente difieren en sus propiedades. Los elementos de transición interna (tierras raras), poseen electrones de mayor energía relativa en orbitales “f” y pertenecen al grupo IIIB; a estos se les denomina lantánidos y actínidos, cuya abundancia en la naturaleza es muy escasa y muchas veces solo se encuentran en forma de trazas combinados con otros elementos, razón por lo cual se llama “tierras raras”.

Lantánidos (lantanoides): comienza con lantano (Z=57) y termina en lutecio (Z=71), poseen propiedades semejantes al lantano.

Actínidos (actinoides): comienza con el actinio (Z=87) y termina con lawrencio (Z=103), poseen propiedades semejantes al actinio

Contenido 1.4

         OCTAVAS DE NEWLANDS

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Ley de las octavas de Newlands

1	2	3	4	5	6	7
Li 6,9 Na 23,0 K 39,0	Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0	B 10,8 Al 27,0	C 12,0 Si 28,1	N 14,0 P 31,0	O 16,0 S 32,1	F 19,0 Cl 35,5

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.

contenido 1.3

        ANILLO DE CHANCOURTOIS (1862)


Consiste en una helice de papel en la que estaban ordenados por pesos atomicos de los elementos conocidos.

Se encontraba que los puntos correspondientes estaban seperados por 16 unidades.

los elementos similares estaban practicamente  sobre la misma linca, lo que indicaba una cierta periodicidad.

contenido 1.2

               Triadas de Dobereiner

A principios del siglo XIX, se conocían la suficiente cantidad de elementos y compuestos como para que fuese necesario hacer una clasificación con el fin de facilitar su comprensión y estudio.
Desde el principio se supo de la existencia de familias de elementos que compartían propiedades y semejanzas entre sí, intuyéndose que debía de existir una ley natural que tendiese a agrupar y relacionar con lógica a los elementos. La búsqueda de esta ley está llena de intentos, como las Triadas de Döbereiner , las octavas de Newlands, el tornillo telúrico de Charcourtois, etc, todos ellos basados generalmente en dos criterios fundamentales:

1- La similitud de las propiedades fisicoquímicas de los elementos
2- La relación entre las propiedades y alguna característica atómica como la masa atómica.

Muchos de los intentos por encontrar una forma de agrupación o clasificación de los elementos, ya sea por su originalidad o por su éxito merecen un reconocimiento, y este es el caso de las Triadas de Döbereiner.

Las Triadas de Döbereiner, fue uno de los primeros intentos de clasificación de los elementos químicos, según la similitud de las propiedades, relacionando sus pesos atómicos. Esta clasificación fue realizada por Johann Wolfgang Döbereiner, un químico alemán, que entre otras cosas también estudió los fenómenos de catálisis.

Döbereiner, en 1817, declaró la similitudentre las propiedades de algunos grupos de elementos, que variaban progresivamente desde el primero al último. Veinte años después, en 1827, destacó la existencia de otras agrupaciones de tres elementos, que seguían una análoga relación entre sí.

Estos grupos eran:

• Cloro, bromo y yodo
• Azufre, selenio y telurio
• Litio, sodio y potasio

A estos grupos de elementos, agrupados de tres en tres, se le conoció con el nombre de triadas.
De estos grupos de tres se continuaron encontrando, hasta que en 1850 ya se tenía conocimiento de entorno a 20 triadas.

 

Döbereiner hizo un intento de relacionar las propiedades y semejanzas químicas de los elementos y de sus compuestos, con las características atómicas de cada uno de ellos, que en ese caso se trataba de los pesos atómicos, viéndose un gran parecido entre ellos, y una variación progresiva y gradual desde el primero hasta el tercero o último de la triada.

En la clasificación de las triadas (ordenamiento de tres elementos), el químico alemán intentó explicar que el peso atómico medio de los elementos que se encuentran en los extremos de las triadas, es similar al peso atómico de los elementos que se encuentran en la mitad de la triada. Por ejemplo: la triada Cloro, bromo y Yodo, tiene respectivamente 36,80, y 127 respectivamente, en cuanto al peso atómico se refiere. Si realizamos la suma de los extremos, es decir 36+127 y a su vez, la dividimos entre 2, el resultado es 81, o lo que es lo mismo, un número próximo a 80, que casualmente es el número atómico del elemento del medio, es decir, del bromo, hecho que hace que encaje perfectamente en el ordenamiento de la triada.