REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA UNIVERSIDAD EXPERIMENTAL SUR DEL LAGO “Jesús María Semprúm” PROGRAMA DE INGENIERÌA DE ALIMENTOS UNIDAD CURRICULAR: QUIMICA GENERAL.

UNIDAD I TEMA I. LA TABLA PERIÓDICA. LLENADO DE LA TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO, POTENCIAL DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA, ELECTRONEGATIVIDAD.

Prof. David Mejias

2010

INTRODUCCION. La clasificación periódica de los elementos es uno de los mas grandes logros de la quimica. Esto se debe a que esta clasificación permite ir mas allá de los aspectos descriptivos para predecir y verificar las propiedades y el comportamiento químico de los elementos presentes en la naturaleza, a pesar de que esta clasificación periódica no es perfecta, ha sido de mucha utilidad, facilitando el progreso de la química como ciencia. PRIMEROS INTENTOS PARA LA CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS. A principios del siglo XIX no había suficiente información sobre los elementos químicos, especialmente sobre sus pesos atómicos. Este problema fue abordado principalmente por Jhon Dalton, quien propuso en 1807, que cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto químico, un átomo del primer elemento se combina con un átomo del segundo elemento en una relación sencilla. Por ejemplo, si el hidrogeno (H), se combina con el oxigeno (O) para formar agua, el agregado atómico resultante era HO, (ver Fig, 4.1). De la misma manera, si el peso atómico del hidrogeno era considerado 1, entonces el peso atómico del oxigeno en esta misma escala era 8 y por tanto el peso del agregado atómico del agua era 9.

Jhon Dalton (1766-1844)

Figura 4.1. Símbolos de Dalton para los elementos y compuestos. Los números no identificados en la figura corresponden a compuestos cuya estructura no estaba bien determinada para esa fecha. Por ejemplo, H2O y NH3 se los representaba con los símbolos correspondientes a los números 21 (“átomo de agua”) y 22 (“átomo de amoniaco) y al CO2 con el numero 28 (“acido carbónico).

CONTINUACION. Las ideas de Dalton fueron refutadas posteriormente por Joseph Gay Lussac y por Amadeo Avogadro. El ultimo de estos investigadores fue quien hizo avanzar este tema al distinguir entre átomos y agregados atómicos, a los cuales les dio el nombre de moléculas. Este investigador propuso que las moléculas están formadas por dos o mas elementos atómicos. Esto condujo a que ciertos químicos de la época como William Nicholson y A. Carlisle, llegaran a la conclusión de que la molécula de agua debía escribirse como H2O y no como HO, abriendo la posibilidad de determinar los pesos atómicos de los elementos de estas y otras moléculas.

En efecto esos investigadores demostraron con experimentos electroquímicos que un átomo de oxigeno era 8 veces mas pesado que dos átomos de hidrogeno juntos y por lo tanto 16 veces mas pesado que un solo átomo de hidrogeno. Esto quiere decir que si el peso atómico del hidrogeno era 1, entonces el peso atómico del oxigeno debía ser 16 y no 8 y el peso molecular del agua por lo tanto 18. Esta aritmética exacta de los pesos atómicos y moleculares recibiría el reconocimiento de toda la comunidad quimica en el Primer Congreso Internacional de Quimica, realizado en Karlsruhe, en 1860. A partir de entonces aparecerían las primeras clasificaciones periódicas de los elementos; algunas de ellas serán discutidas a continuación.

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PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN PERIÓDICA. Actualmente se conocen 116 elementos químicos (tipos de átomos), de los cuales 90 se dan en la naturaleza. El resto han sido creados en el laboratorio a partir de otros átomos. Sin embargo, hasta 1700 solo se conocían 12 elementos. Fue con la introducción de métodos para medir con precisión las reacciones cuando se pudieron aislar nuevos elementos como el hidrogeno (1776), nitrógeno (1772), oxigeno (1774), etc. Durante el siglo XIX, gracias al aporte de las leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton, hacia 1829 el numero de elementos conocidos creció hasta 55.

El descubrimiento de nuevos elementos, planteaba un nuevo reto para los químicos. Era necesario organizar la información que se tenia de cada elemento en un sistema común basado en alguna característica común. Se estudiaban en aquel entonces tanto propiedades físicas como (densidad, punto de fusión, punto de ebullición etc) químicas (capacidad de reaccionar con otros elementos, principalmente con el oxigeno). Lavoisier clasifico los 33 elementos que se conocían para su época en metales y no metales, atendiendo a su capacidad de conducir la corriente eléctrica y al tipo de oxido que formaban.

Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794)

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PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN PERIÓDICA.

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En 1829, el alemán Johann Döbereiner (1870-1849), resalto la existencia de algunos grupos de tres elementos con propiedades similares: (Ca, Sr y Ba); (Cl, Br e I); (S, Se y Te). A estos grupos los llamo triadas. Johann Döbereiner (1870-1849)

En 1862, el francés Alexander de Chancourtois descubre que, al colocar los elementos por orden de masas atómicas alrededor de un cilindro, formando una espiral (espiral telúrica), los elementos que estaban en la misma vertical tenían propiedades parecidas. Solo se cumplía con los primeros elementos.

Alexander de Chancourtois (1820-1886)

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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE NEWLANDS En 1864, el químico inglés John Newlands publicó el primero de un grupo de ensayos acerca de la clasificación periódica de los elementos químicos. En estos ensayos se organizaban, por primera vez, a los elementos de acuerdo a los valores de sus pesos atómicos. Figura 4.2. Newlands, observa que las propiedades se repiten periódicamente cada ocho elementos. A estos grupos les llamo octavas, por su parecido con las notas musicales

Note que en dicha tabla, se organizaban los elementos en grupos de siete. Aquellos que formaban parte del mismo grupo aparecían ubicados sobre la misma línea vertical; por ejemplo: hidrogeno (H), litio (Li), berilio (Be), boro (B), carbono (C), nitrógeno (N) y oxigeno (O). Note que algunos símbolos no corresponden a los actuales y también que esta clasificación no era correcta ya que en algunos casos se reunían elementos con propiedades físico-químicas diferentes, como cloro (Cl), potasio (K), calcio (Ca), cromo (Cr), titanio (Ti), manganeso (Mn) y hierro (Fe). Sin embargo, esta clasificación tiene el merito de haber sido la primera de su genero.

John Newlands (1837-1898)

Figura 4.2. LA TABLA PERIÓDICA DE NEWLANDS.

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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE MENDELEEV Y MEYER. Entre 1969 y 1970, el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléev y el alemán Lothar Meyer, llegan por separado a un sistema de clasificación. En este ensayo proponía el arreglo de los 60 elementos químicos conocidos para el momento, en función creciente de sus peso atómicos, los cuales se ordenaban en una tabla similar a la que aparece en la Figura 4.3 En ella se dejaban vacantes algunos sitios para elementos no descubiertos hasta ese momento.

Dimitri Ivanovich Mendeléev (1834-1907)

Julius Lothar Meyer (1830-1895)

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CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE MENDELEEV. El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléev publicó su primer ensayo sobre el sistema periódico en 1869, cuando solo se conocían 60 elementos químicos. En este ensayo proponía el arreglo de los elementos en función de sus peso atómicos, los cuales se ordenaban en una tabla similar a la que aparece en la Figura 4.3 En ella se dejaban vacantes algunos sitios para elementos no descubiertos hasta ese momento.

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En 1871 Mendeleev, publicó otro ensayo en donde aparecía una Tabla Periódica mucho más completa que la de su ensayo de 1869; esta se muestra en la figura 4.4. En este ensayo Mendeléev predijo, las propiedades y valores cuantitativos de algunas características físico-químicas de los elementos desconocidos que se encontraban debajo del boro, aluminio y silicio. Estos fueron denominados por Mendeléev como eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio, conocidos posteriormente como escandio (Sc), galio (Ga) y germanio (Ge) respectivamente.

Tema II. La tabla periódica. Llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas: radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. •

Las propiedades del eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio y conocidos posteriormente con escandio (Sc), galio (Ga) y germanio (Ge) respectivamente. La tabla 4.1, muestra algunos valores y propiedades predecidas por Mendeléev para uno de estos elementos, el ekasilicio, y los valores y propiedades experimentales encontrados para el germanio. Como se puede observar, estos valores y propiedades coinciden muy bien. De esta forma Mendeléev organizo una de las claves que gobierna el estudio de las propiedades físicoquímicas de los elementos. PROPIEDAD

Eka-silicio

Germanio

Peso atómico g/átomo

72

73,32

Gravedad especifica g/mL

5,5

5.47

0,073

0,076

13

13,22

Gris oscuro

Blanco grisáceo

Calor especifico (Ce) Volumen atómico Color

Tabla 4.1. Las propiedades de eka-silicio y del germanio, anticipadas por Mendeléev en 1871 y descubiertas por C.A. Winler en 1886 respectivamente.

ESPECTROS DE RAYOS X, NUMERO ATOMICO Y EL APORTE DE MOSELEY PARA LA CLASIFICACION PERIODICA •

De acuerdo a Mendeléev, el patrón subyacente para la clasificación periódica de los elementos era el peso atómico. Ahora bien ¿es esto estrictamente correcto? ¿Tiene sentido el creer que todas las propiedades físico-químicas de los elementos están condensadas en el peso atómico? Y si esto es verdad ¿Como se podría diferenciar dos elementos con pesos atómicos muy parecidos, pero con propiedades físico-químicas diferentes? Por ejemplo, ¿Como se podría diferenciar el cobalto (Co) del níquel (Ni), cuyos pesos atómicos son 58,93 y 58,71 respectivamente?

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De la misma manera, era difícil entender la relación entre el telurio (Te, con peso atómico de 127,60 cuyo valor Mendeléev pensó que no era correcto) y el yodo (I, con peso atómico de 126,90), donde el orden de los pesos atómicos, los hacia intercambiables en el sitio que les correspondía en la tabla periódica. Todo esto sugería que debía haber algo mas concreto que los pesos atómicos para clasificar sistemáticamente los elementos. Esto se hacia mas evidente cuando se observaban los espectros de rayosX de los elementos

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Los primeros estudios para tratar de despejar esas incógnitas fueron llevados a cabo por Charles Barkla y Charles Albert Sadler en 1908. Estos investigadores bombardearon con electrones de elevada energía ciertos elementos y encontraron que se emitía radiación electromagnética de onda corta, bajo la forma de rayos-X. Esta radiación fue registrada en espectros. Tales espectros estaban constituidos por un fondo continuo y por un número pequeño de bandas que sobresalían fuertemente sobre el fondo continuo, y las cuales representaban las características espectrales de cada uno de los elementos figura 4.5.

Charles Barkla (1877-1944)

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EXPERIMENTOS DE MOSELEY. En 1913, Henry,Gwyn-Jefreys Moseley inspirado en los trabajos de Barkla y Sadler llevó a cabo estudios más sistemáticos sobre el mismo tópico. La figura 4.6 recoge los espectros parciales (solo se muestra la serie K) de uno de estos estudios. En este estudio se caracterizaron los elementos Ca, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni y Cu. Note que la serie K se descompone en Kα y Kβ para cada uno de los elementos. Note también que la longitud de onda asociada con estas líneas decrece de una manera regular cuando aumenta el número atómico de estos elementos.

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EXPERIMENTOS DE MOSELEY. Los resultados de estos estudios junto con otros, fueron utilizados por Moseley para postular que la frecuencia (ν, o sea el valor de la velocidad de la luz c, dividido por el valor de la longitud de onda λk de alguna de las dos radiaciones Kα o kβ) se podía relacionar con un número entero (Z) a través de la ecuación: √ν = a(Z-b)

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Donde a y b son constantes, y Z es el número atómico de un elemento particular. Para explicar el significado físico de la ecuación anterior Moseley utilizo el conocido modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones de un átomo se mueven en orbitas circulares alrededor del núcleo. Cuando estos electrones son excitados por fuentes de alta energía se desplazan de sus orbitas o niveles de energía fundamentales, hacia niveles energéticos superiores. Estos electrones sufren posteriormente transiciones reversibles, en los cuales emiten fotones de rayos-X. Las transiciones que ocurren cuando algunos de estos electrones descienden al nivel energético n1 procedentes de los niveles energéticos n2, n3, n4,…etc, producen las bandas asociadas con la radiación K. De la misma manera, las transiciones electrónicas al nivel n2 procedentes de los niveles n3, n4, n5,…etc, producen las bandas asociadas con la radiación L y así sucesivamente. El valor de la frecuencia emitida en cualquiera de las transiciones electrónicas que hemos descrito puede escribirse, con las ecuaciones que se muestran en la siguiente lamina.

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LA TABLA PERIÓDICA EXTENDIDA. En la literatura hay un gran número de tablas periódicas modernas. Cada una de ellas muestra las tendencias y relaciones físico-químicas que los autores consideraron más importantes. Sin embargo, la siguiente tabla periódica Tabla 7.1 nos permitirá ver que: las propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se arreglan en orden creciente de números atómicos y no sus pesos atómicos. El arreglo periódico se basa en los grupos y periodos, es decir, los grupos de la tabla periódica de Mendeléev de 1871 son separados en 18 columnas verticales, las cuales son llamadas familias o grupos.

Estas familias dependen del numero atómico, del peso atómico y de la configuración electrónica de los orbitales s, p, d y f de los elementos. Por ejemplo, los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) se encuentran en el extremo derecho de la tabla reflejando sus números atómicos, sus pesos atómicos y su configuración electrónica. Es importante tambien senalar que hay siete filas horizontales, las cuales se llaman periodos. El primer periodo contiene dos elementos (H y He), el segundo y tercer contienen 8 elementos cada uno (de Li hasta Ne, y de Na hasta Ar), el cuarto y quinto periodo contienen 18 elementos cada uno (de K hasta Kr) y de Rb hasta Xe), mientras que el sexto y el septimo tienen 32 y 17 elementos (de Cs hasta Rn y de Fr hasta Lw), respectivamente.

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CONTINUACION DE LA TABLA PERIÓDICA EXTENDIDA. Para mantener la simplicidad, 15 elementos que aparecen en el sexto y séptimo periodos se colocan fuera del cuerpo central de esta tabla. Estos elementos forman las serie de lantánidos (de La hasta Lu) y la serie de actínidos (de Ac hasta Lw).

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Este arreglo de los elementos en una tabla periódica, también permite clasificar a los elementos en grupos tales como el de los elementos típicos representativos y el de los elementos de transición interna. También se pueden separar los elementos en metales, no metales y no metales. Veremos mas adelante que todo esto guarda mucha relación con la configuración electrónica de los elementos. Lo grandioso de la tabla periódica es poder predecir el comportamiento físico-químico de un elemento con solo saber a que grupo y a que periodo pertenece y que hoy día todo esto puede ser explicado según el arreglo de sus electrones en torno al núcleo.

Tema II. La tabla periódica. Llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas: radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.

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RADIO ATOMICO. Se puede definir como la distancia con la que contribuye un átomo al formar enlaces covalentes o enlaces metálicos. El radio atómico de un átomo generalmente aumenta dentro de un grupo o familia de arriba hacia abajo. Así, los átomos de yodo son más grandes que los de bromo y los átomos de potasio son más grandes que los de sodio. En un periodo el radio atómico aumenta de derecha a izquierda.

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POTENCIAL DE IONIZACIÓN. Es una medida de la energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un ión positivo: Ejemplo:

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X(g)

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En el SI la unidad de medida es kj/mol, aunque todavía se usan otras unidades como la kcal/mol y el electrón voltio. Así por ejemplo la energía de ionización del litio (configuración electrónica 1s2 2s1) es 520 kj/mol (124,3 kcal/mol), lo cual indica que es necesario suministrar 520 kj para remover un mol de electrones 2s de un mol de átomos de litio.

d

p

d

p

s f

+ Energía de ionización → X+(g) + e-

s f

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. • •

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ELECTRONEGATIVIDAD. A cada elemento se le ha signado un número positivo llamado electronegatividad y que representa la habilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. Se cree que la electronegatividad depende de la afinidad electrónica y la energía de ionización de un átomo. La electronegatividad aumenta al recorrer un periodo de izquierda a derecha y al ir de abajo hacia arriba.

d

p

s

f AFINIDAD ELECTRONICA. Afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de −1. Si la energía no es absorbida, si no liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos ; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos. Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica , se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales , exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química.

d s

f

p

PERIODICIDAD EN LA VALENCIA. • El término valencia se usa para describir el poder que tiene un elemento para combinarse con otro. El átomo que se emplea como referencia es el hidrógeno y por lo tanto la valencia de un elemento se define como el número de átomos de hidrógenos que se pueden combinar con un átomo de ese elemento; así, por ejemplo, el átomo de bromo en el HBr es monovalente. • También se puede definir la valencia como: el número de electrones que un átomo puede ceder, recibir o compartir. Así en el NaCl, el Na es monovalente porque pierde un electrón y el Cl es también monovalente porque gana un electrón.