7.1: Desarrollo de la tabla periódica
- 1869: Dmitri Mendeleev (Rusia) y Lothar Meyer (Alemania) publican esquemas casi idénticos para clasificar los elementos
- Ambos habían dispuesto los elementos en orden de aumento de los pesos atómicos
- Mendeleev predijo la existencia y las propiedades de germanio (Ge) y galio (Ga). Cuando se descubrieron, se descubrió que sus propiedades coincidían estrechamente con las predichas por Mendeleev
- 1913: Henry Moseley descubre el concepto de números atómicos. Observó que las frecuencias de rayos X eran diferentes para cada elemento. Fue capaz de organizar estas frecuencias en orden asignando a cada elemento un número entero único, al que llamó el número atómico
7.2: Carga nuclear efectiva
- Los orbitales con el mismo valor de n se denominan proyectiles
- Cuando se observa un gráfico radial de densidad de electrones, los máximos (picos) designan las áreas con mayores probabilidades de encontrar electrones
- El caparazón 1 en Argón está más cerca del núcleo que el del Helio. Esto se debe a que las dos capas de 1 son las únicas que no están protegidas del núcleo por otros electrones. Sin embargo, dado que el argón tiene una carga nuclear más fuerte, puede atraer sus electrones más fácilmente
- densidad de electrones radial – probabilidad de encontrar el electrón a una distancia particular del núcleo
- a medida que aumenta la carga nuclear, las conchas de 1s se acercan al núcleo
7.3: Tamaños de átomos e iones
Radio atómico : radio de un átomo de un elemento dado
- Dentro de cada grupo, el radio atómico tiende a aumentar de arriba abajo
- Dentro de cada período, el radio atómico tiende a disminuir moviéndose de izquierda a derecha
Dos factores determinan el tamaño del orbital más externo
- Su número cuántico principal (a medida que aumenta, el tamaño del orbital aumenta)
- La carga nuclear efectiva (reduce el tamaño del orbital al acercar los electrones)
Tamaños atómicos
- radio atómico – estimación del radio de los átomos
- estima asumiendo que los átomos son esferas que se tocan entre sí
- el radio atómico aumenta en un grupo, disminuye en la fila
- radio atómico afectado por el número cuántico principal y la carga nuclear efectiva
- aumenta el número cuántico principal, aumenta el tamaño del orbital
- aumenta la carga nuclear efectiva, reduce el tamaño o la órbita
7.4: Energía de ionización
Energía de ionización : energía requerida para eliminar un electrón de un átomo gaseoso cuando el átomo está en su estado fundamental.
- primera energía de ionización: energía necesaria para eliminar el primer electrón
- segunda energía de ionización: energía necesaria para eliminar el segundo electrón
- cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es eliminar los electrones
- La primera energía de ionización, I 1 , es la energía necesaria para eliminar el primer electrón. La segunda energía de ionización, I 2 , elimina el segundo electrón, y así sucesivamente. Cuanto más ALTA es la energía de ionización, MÁS DIFÍCIL es eliminar un electrón. Cada elemento exhibe un gran aumento en la energía de ionización cuando los electrones se eliminan de su núcleo de gas noble. Los electrones internos están demasiado unidos al núcleo para perderse del átomo o incluso compartirse con otro átomo
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Tendencias periódicas en las energías de ionización
- Dentro de cada período, I 1 generalmente aumenta con el aumento del número atómico. Los metales alcalinos muestran la energía de ionización más baja en cada fila, y los gases nobles la más alta
- Dentro de cada grupo, la energía de ionización generalmente disminuye al aumentar el número atómico.
- La energía necesaria para eliminar los electrones de la capa externa depende de la carga nuclear y la distancia promedio entre el electrón y el núcleo
- A medida que avanzamos en un período, hay un aumento en la carga nuclear efectiva y una disminución en el radio atómico, lo que hace que la energía de ionización aumente
- A medida que avanzamos por una columna, el radio atómico aumenta, mientras que la carga efectiva permanece esencialmente constante. Por lo tanto, la atracción entre el núcleo y el electrón disminuye en esta dirección, haciendo que disminuya la energía de ionización.
7.5: Afinidades electrónicas
- Afinidad electrónica : cambio de energía que ocurre cuando un electrón se agrega a un átomo o ion gaseoso
- Para la mayoría de los átomos neutros y para todos los iones con carga positiva, la energía se libera cuando se agrega un electrón
- Cuanto mayor es la atracción entre las especies y el electrón agregado, más exotérmico es el proceso
- Por otro lado, agregar un electrón a los aniones y a algunos átomos los hace inestables.
- La tendencia general para la afinidad electrónica es volverse cada vez más negativa (unión más fuerte de electrones) a medida que avanzamos a través de cada período hacia los halógenos. Los halógenos tienen las afinidades electrónicas más negativas, ya que tienen un electrón por debajo de la configuración de gas noble
- Las afinidades de electrones no cambian mucho a medida que bajamos un grupo
7.6: Metales, no metales y metaloides
| Elementos metálicos | Elementos no metálicos |
|---|---|
| Distinguiendo brillo | No brillante; varios colores |
| Maleable y dúctil como sólidos | Los sólidos son generalmente frágiles; puede ser duro o blando |
| Buena conductividad térmica y eléctrica | Malos conductores de calor y electricidad |
| La mayoría de los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos | La mayoría de los óxidos no metálicos son compuestos moleculares y ácidos |
| Existe en solución acuosa principalmente como cationes | Existe en solución acuosa principalmente como aniones u oxianiones |
Metales
- Ver propiedades arriba. Todos son sólidos a temperatura ambiente excepto el mercurio, que es un líquido.
- Los metales tienden a tener bajas energías de ionización y, en consecuencia, se oxidan (pierden electrones) cuando experimentan una reacción química.
- Los compuestos de metales con no metales tienden a ser sustancias iónicas
- La mayoría de los metales son óxidos básicos (óxido que reacciona con el agua para formar una base o reacciona con un ácido para formar una sal y agua)
No metales
- Generalmente tienen puntos de fusión más bajos que los de los metales.
- Existen siete no metales como moléculas diatómicas en condiciones normales (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ). El bromo es líquido; El yodo es un sólido volátil, el resto son gases. Los no metales restantes son sólidos.
- Los no metales, al reaccionar con los metales, tienden a ganar electrones y convertirse en aniones
- El compuesto compuesto enteramente de no metales son sustancias moleculares
- La mayoría de los no metales son óxidos ácidos (óxido que forma ácido cuando se agrega al agua; los óxidos no metálicos solubles son óxidos ácidos)
Metaloides
- Tienen propiedades intermedias entre las de metales y no metales. Puede tener algunas propiedades metálicas pero le faltan otras.
- Varios metaloides son semiconductores eléctricos
Tendencias en caracteres metálicos y no metálicos
Carácter metálico : la medida en que un elemento exhibe las propiedades físicas y químicas características de los metales, por ejemplo, lustre, maleabilidad, ductilidad y buena conductividad térmica y eléctrica.
- El carácter metálico es más fuerte para los elementos en la parte más a la izquierda de la tabla periódica y tiende a disminuir a medida que nos movemos hacia la derecha en cualquier período
- Dentro de cualquier grupo de elementos representativos, el carácter metálico aumenta progresivamente de arriba a abajo
7.7: Tendencias del grupo para los metales activos
Grupo 1: Los metales alcalinos
- Propiedades metálicas; plateado, brillo metálico, alta conductividad térmica y eléctrica
- Bajas densidades y puntos de fusión; aumentando el radio atómico y disminuyendo la energía de ionización a medida que avanzamos en la familia
- Valores más bajos I 1 de los elementos, lo que refleja la facilidad con la que se pueden eliminar sus electrones externos. Esto hace que los metales alcalinos sean muy reactivos, perdiendo fácilmente un electrón.
- En los hidruros de los metales alcalinos (LiH, NaH, etc.), el hidrógeno está presente como H, llamado ión hidruro .
- Los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con agua, produciendo gas hidrógeno y soluciones de hidróxidos de metales alcalinos (muy exotérmicos).
Grupo 2: Los metales alcalinotérreos
- Sólidos, propiedades metálicas típicas, más densas y duras que los metales alcalinos (también se funden a temperaturas más altas)
- Menos reactivo que los metales alcalinos (tienen una energía de ionización ligeramente más alta)
- La facilidad con la que los elementos pierden sus electrones aumenta a medida que avanzamos en la familia
7.8: Tendencias grupales para no metales seleccionados
Hidrógeno
- El hidrógeno es un no metal, que ocurre como gas diatómico en condiciones normales
- Su energía de ionización es considerablemente mayor (debido a la falta de blindaje, y por lo tanto mayor Z eff ) que los metales y se parece más a los no metales
- El hidrógeno generalmente reacciona con otros no metales para formar compuestos moleculares (típicamente altamente exotérmicos)
- El hidrógeno reacciona con metales activos para formar hidruros metálicos que contienen el ion hidruro de H
- El hidrógeno también puede perder un electrón para producir el H acuoso + ion
Grupo 16: La familia del oxígeno
- A medida que avanzamos por el grupo 6A, el aumento en el carácter metálico es claramente evidente
- Alótropos : diferentes formas del mismo elemento en el mismo estado (es decir: O 2 y O 3 )
- El oxígeno tiene una gran tendencia a atraer electrones de otros elementos (“oxidarlos”)
- El oxígeno en combinación con metales casi siempre está presente como el óxido, ión O 2 , que tiene una configuración de gas noble y es particularmente estable
- El azufre es el segundo elemento más importante en el grupo 6A. También existe en varios alotrópicos, siendo el más común y estable S 8 .
- El azufre también tiene una gran tendencia a ganar electrones de otros elementos para formar sulfuros
- Debido a que el azufre está por debajo del oxígeno, su tendencia a formar aniones de sulfuro no es tan grande como la del oxígeno para formar iones de óxido
Grupo 17: Los halógenos
- Todos los halógenos son no metales típicos. Sus puntos de fusión y ebullición aumentan con el aumento de los números atómicos
- El flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido
- Los halógenos tienen una de las afinidades electrónicas más negativas; Tienen una gran tendencia a ganar electrones.
- El flúor y el cloro son los más reactivos. El flúor elimina electrones de casi cualquier sustancia, incluso agua, y generalmente de manera muy exotérmica.
- Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales para formar haluros iónicos y con hidrógeno para formar haluros de hidrógeno gaseosos.
Grupo 18: Los gases nobles
- Todos los gases nobles son monoatómicos (átomo único)
- Todos tienen grandes energías de primera ionización, con una disminución a medida que avanzamos en el grupo
- Hasta principios de la década de 1960, se llamaban gases inertes porque se pensaba que eran incapaces de formar compuestos químicos.
- Solo los compuestos de gas noble conocidos hoy en día son: XeF 2 , XeF 4 , XeF 6 y KrF 2