TEMA 1. PROPIEDADES PERIÓDICAS

1

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos

2

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer un número suficiente de elementos, como para buscar una clasificación de los mismos, no sólo con objeto de facilitar su estudio, sino también para conducir a nuevos avances en la química. 3

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos de ellos radiactivos)

4

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (hoy en desuso).

Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en: • no metálicos, formadores de ácidos • metálicos formadores de bases • formadores de sales 5

DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS EDAD ANTIGUA

SIGLO XVIII

SIGLO 1801 - 1850

Oro Plata Cobre Hierro Plomo Estaño Mercurio Azufre Carbono

Cobalto Platino Cinc Níquel Bismuto Magnesio

1735 1735 1746 1751 1753 1755 (1808) Hidrógeno 1766 Flúor 1771 (1886) Nitrógeno 1772 Cloro 1774 Manganeso 1744 Oxígeno 1744 Molibdeno 1778 PERIODO DE Telurio 1782 LA ALQUIMIA Wolframio 1783 Circonio 1789 Arsénico (1824) ~1250 Fósforo 1669 Uranio 1789 Antimonio 1700 (1841) Estroncio 1790 (1808) Titanio 1791 (1910) Ytrio 1794 Cromo Berilio

6

Niobio Tántalo Cerio Iridio Osmio Paladio Rodio Potasio Sodio Bario Boro Calcio Iodo Cadmio Litio Selenio Silicio Bromo Aluminio Torio Vanadio Lantano Erbio Terbio Rutenio

1801 1802 1803 1803 1803 1803 1803 1807 1807 1808 1808 1808 1811 1817 1817 1817 1823 1826 1827 1828 1830 1839 1843 1843 1844

XIX

SIGLO XX 1851 - 1900

Cesio Rubidio Talio Indio Helio

1860 1861 1862 1863 1868 (1895) Samario 1870 Galio 1875 Yterbio 1878 (1907) Escandio 1879 Holmio 1879 Tulio 1879 Gadolino 1880 Neodimio 1885 Praseodimio 1885 Disprosio 1886 Germanio 1886 Argon 1894 Europio 1896 Kripton 1898 Neon 1898 Polonio 1898 Radio 1898 (1911) Xenon 1898 Actinio 1899 Radon 1900

1901 - 1939

Lutecio Protactinio Hafnio Renio Tecnecio Francio

1907 1917 (1934) 1923 1925 1937 1939

1901 - 1939

Astato Neptunio Plutonio Curio Americio Prometio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio Nobelio

1940 1940 1940 1944 1945 1947 1950 1950 1954 1954 1955 1957

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de combinación del estroncio era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y que estas relaciones también se presentaban con otros elementos. Por lo que propuso la formación de triadas. calcio

40.08

cloro

35.457

litio

6.940

azufre

32.066

estroncio

87.63

bromo

79.916

sodio

22.991

selenio

78.96

bario

137.36

yodo

126.91

potasio

39.100

telurio

127.61

7

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos caían prácticamente sobre la misma generatriz pero el diagrama era tan complicado que NADIE LO ENTENDIÓ. 8

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música

Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones 9

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendelejew al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos. En síntesis, Mendelejew logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos 10

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

• La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.

11

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Convencido del carácter general de su ley no dudó en dejar vacíos lugares de la tabla, así como invertir el orden del telurio y de suponer dudosos los pesos atómicos de algunos elementos

12

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico alemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedades. 13

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer (a la izquierda) o el ruso Dmitri Mendeleiev. Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta. 14

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.

15

PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ).

I

II

III

IV

Mg = 24 Al = 27.4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75.6

Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63.4 Zn = 65.2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79.4 Br = 80 Rb = 85.4 Sr = 87.6 Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118?

H=1

Li = 7

16

Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23

V Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104.4 Ru = 104.4 Pd = 106.6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137

VI ? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197.4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210

Tl = 204 Pb = 207

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un nombre provisional formado por un prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecino. También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico. Por ejemplo: Nombre Mendelejew

Nombre actual

Nombre Mendelejew

Nombre actual

eka aluminio

galio

dwi manganeso

renio

eka silicio

germanio

dwi telurio

polonio

17

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Fortalezas de la Tabla periódica de Mendelew •Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos. •Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo. •Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química descriptiva.

18

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA

•El hidrógeno no tiene un sitio adecuado •La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas). •No se establecen relaciones cuantitativas.

19

TIPOSDETABLASPERIODICAS

20

Representaciones gráficas de la Tabla periódica • Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleev y Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica. La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semi-larga. 21

s1 s2

PERIODO

1 s s2

p1 p2 p3 p4 p5 p6

2s

2p

2

3p

3

3d

4p

4

4d

5p

5

6p

6

3s

Metales de transición

4s 5s

Metales de transición inertes

6s

4f

5d

7s

5f

6d

f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 Elementos Representativos 22

7

23

Tablaperiódicasemilarga • Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia

24

Tablaperiódica • Hayparecidosentreloselementosde diferentesfamilias,cuandolarelación carga/radiosonsimilaresycuandotienenel mismonúmerodeelectronesdevalencia.Por ejemplo:(nͲ1)d1ns2 yns2 np1 • Esteformatodetablasacalos14elementos quesiguenallantanoylos14elementosque siguenalactinio • Poneenevidenciaelbloquedeloselementos queorbitales senlacapadevalencia,losp,los dylosf. 25

Periodicidad •

• • •

26

En un periodo n = constante pero aumenta Z ( número de protones) lo que genera: Disminución de tamaño Aumento de la energía de ionización Aumento de la carga nuclear efectiva

Las propiedades periódicas

27

Númeroatómico • El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

28

Númeroatómico

Aumenta

Aumenta 29

ENERGÍA DE IONIZACIÓN • Energíamínimanecesariaparasepararun electróndeunátomoneutroodeunión gaseosos • M(g)M+ (g) +1eͲ • Aumentadeizquierdaaderechaydisminuye dearribaabajo.

30

PRIMERAENERGIADE IONIZACIÓ IONIZACIÓNPARAELLITIO

SEGUNDAENERGIADE IONIZACIÓ IONIZACIÓN

TERCERAENERGIADE IONIZACIÓ IONIZACIÓN

124 kcal mol-1

1740 kcal mol-1

2806 kcal mol-1

3+

3+

3+

Segundo electrón Primer electrón +

Li

Li + e

Li+

Tercer electrón

Li2+ + e-

-

Li2+

Li3+ + e-

31

Li

Be

B

C

N

O

F

En un periodo n es constante, aumenta Z* y E.I. aumenta kJ mol -1

32

Li Be B C

s1 s2 s2 p1 s2 p2

s0 s1 s2 s2 p1

520.3 899.5 800.6 1086.4

N O F

s2 p3 s2 p4 s2 p5

s2 p2 s2 p3 s2 p4

1402.3 1314.0 1681.0

En una familia n y Z* aumenta, pero el aumento del volumen domina y E.I. disminuye

ns1

Li Na

n=1

ns 0

520.3

n=3

K

495.8 418.9

n=3

Rb

403.0

n=2

33

He

2500

Ne

E.I.

E.I. (kJ/mol)

2000 Ar Kr

1500

Xe Rn

1000

500

0 1

11

21

31

41

51

Z

34

61

71

81

91

101

Primeraenergíadeionización helio mol -11

600 neon neón

500 flúor

hidrógeno

400

nitrógeno oxígeno carbono

300 200

berilio

100

n

boro

litio

He kcal mol -1

600

Ne

F

500 H

400

Be

300

Mg

100 Na

O

P

S

Ar Cl

B

Li

200

N C Si Al

Z*

35

Afinidadelectrónica • Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un X-(g) electrón: X(g) + 1 e-

H = - afinidad electrónica 9+

F(g) + 1e S- (g) + 1e-

36

F (g) S2- (g)

AFINIDADESELECTRONICASDELOSELEMENTOSREPRESENTATIVOS REPRESENTATIVOS 300 Be

Mg

200

A.E.(kJ/mol)

Ca

Sr

100 Ba

0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

-100 -200 -300 -400

NúmeroAtómico(Z)

37

Afinidadelectrónica • Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa). • Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño.

Aumenta

Aumenta

38

90

Electronegatividad • Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo • La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad 39

Electronegatividad • Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X) • Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es: • Xa-Xb = 0.208 [ Dab-(DaaDbb)1/2] ½ • Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares. 40

Electronegatividad • Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como • Xm = (AE + EI)/2 • Alfred y Rochow definieron la electronegatividad • Xm = (Z*e)/r x 100 41

Electronegatividad • Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. • Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha. 42

Electronegatividad

Periodo 2

Periodo 3

Li Be

B

1 1.5

2 2.5

Na Mg Al

C

N

Si

O

F

3 3.5

4

P

S

Cl

0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5

3

43

F 4

O N

C

Período 1

H

3

Cl

B

S

Be

P

2 Período 3

Si

Li Al

1

Mg Na

Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio 44

Valores de Pauling

Período 2

ELECTRONEGATIVIDAD 1 2 2.1 Hidrógeno

3

4

5

6

7

8

9

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

Litio

Berilio

Boro

Carbono

Nitrógeno

B

Be Li Na

Mg

P

Si

Al

F

4 3

Cl

S

Neón Valores de Pauling

C

Período 1

Flúor

O

N

Período 2

H

Oxígeno

Helio 10

2

Período 3

1

45

Electronegatividadparaloselementosrepresentativos H

Aumenta

Aumenta

2.1

46

Li

Be

B

C

N

O

F

1.0

1.5.

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

Na 0.9

Mg 1.2

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

K 0.8

Ca 1.0

Ga 1.6

Ge 1.8

As 2.0

Se 2.4

Br 2.8

Rb 0.8

Sr 1.0

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Te 2.1

I 2.5

Cs 0.7

Ba 0.9

Tl 1.8

Pb 1.8

Bi 1.9

Po 2.0

Xe 3.1

•

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de

enlace que originarán dos átomos en su unión:

•

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es no-polar

•

Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

•

A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos.

Enlace

H

C

H

N

H

O

H

F

Diferencia de electronegatividades

0.4

0.9

1.4

1.9

Carácter iónico porcentual

bajo

27%

33%

41%

Li

F

3.0

87%

47

Carga nuclear efectiva

(z*)

• Loselectronesmáscercanosalnúcleo“tapan” la cargapositivadelosprotones.Estefenómenose conocecomoapantallamientoyescausadeque loselectronesmásexternossonatraídosporel núcleoconunafuerzamenor. • Lacargadelnúcleodespuésdequeselerestael efectopantalladeloselectronesinternosse denominacarganuclearefectivaoZ*.

48

Carga nuclear efectiva Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene: Z* = Z - V

Donde: Z es el número atómico del elemento.

V Constante de apantallamiento

49

Z* = Z - V

) Para calcular la constante de apantallamiento : 1. En un orbital ns o np 1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . . 1.2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta. 1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0.35 1.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.85 1.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen con 1.0 50

Z* = Z - V

)

Para calcular la constante de apantallamiento s:

2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s : 2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . . 2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada no apantallan. 2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f) apantallan con 0.35. 2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con 1.00

51

Ejemplos de cálculos de Z*

1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7N

1s2 2s2 2p3

1.1

(1s)2 (2s, 2p)5

1.2

s = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10

1.3

Z* = 7 - 3.10 = 3.9

2. Considerando un electrón 3d del

30Zn

2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2

52

2.2

s = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15

2.3

Z* = 30 - 21.15 = 8.85

Pb = 82

(4d)10 (4f)14 (5s 5p)8 (5d)10 (6s6p)4 3 x 0.35

= 1.05

18 x 0.85 = 15.3 60 x 1.0 = 60 Suma efecto pantalla = 76.35 Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo Z* = 82-76.35 = 5.65 53

RADIOS El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectiva 2

n ref # * ˜a0 Z 54

Radio atómico Aumentan hacia abajo en un grupo. En cada periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro. 55

Radioatómico

Figura: Radio atómico en la tabla periódica,Enciclopedia Encarta 56

Radio covalente • Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares.

• El radio covalente se considera como la mitad de la distancia entre los átomos de la molécula. 57

Radio de van der Waals

Cl

58

Radio covalente

Cl Cl

Cl

Cl C l

l Cl C

Radio de van der Waals

Cl Cl

Cl Cl

Radio covalente

59

Radio iónico -

Na + Na

+

Cl Cl-

+ Na + Na

Cl Cl

+ Na + Na

Cl Cl-

-

-

-

+

Cl Cl-

+ Na Na

Cl Cl-

+ Na + Na

+ Na + Na

Cl Cl

-

+ Na + Na

Cl Cl-

-

De la distancia entre núcleos, ¿cuándo le corresponde al anión y cuánto al catión?

60

Radio metálico

Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na 2r

61

R a d i o

H

He

Radio covalente-metálico A 0.37

0.93 B B 0.81

C C 0.77

N

O

F

Ne

1.23

Be Be 0.89

0.70

0.66

0.64

1.12

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl Cl

Ar

1.57

1.36

1.25

1.17

1.10

1.04

0.99

1.54

Li

d e v a n d e r W a a l s

62

Radio iónico Å H1.54 Li+ 0.60 +

0.31 2+

Be

2+

B

Na+

Mg2+ Mg

Al3+ Al

0.97

0.66

0.51

3+

1.71

1.40

3-

O2-

N

C 4+

Si Si

P

1.36

2

-

F-

2-

3-

-

S21.84 1.84

0.41 2.12

Cl1.81 1.81

63

A U M E N T A R A D IO CO V A LE N T E

AUMENTA RADIO COVALENTE

64

H 0.37 Li 1.23 Na 1.57 K 2.03 Rb 2.16 Cs 2.35

Be 0.89 Mg 1.36 Ca 1.74

B 0.81 Al 1.25

C 0.77 Si 1.17

N 0.70 P 1.10

O 0.66 S 1.04

Sr 1.91

Ga 1.25 In 1.50

Ge 1.22 Sn 1.40

As 1.21 Sb 1.40

Se 1.17 Te 1.37

Ba 1.98

Tl 1.55

Pb 1.54

Bi 1.50

Po 1.53

F 0.64 Cl 0.99 Br 1.14 I 1.33

Xe 1.30

HCl

Cl2

ESTADOS DE OXIDACIÓN

Cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un número de oxidación de -1.

Cl

H

Cl

El cloro comparte electrones con otra molécula de cloro; número de oxidación 0.

Cl

HClO

O

H

HClO2

Cloro "pierde" un electrón para el oxígeno; número de oxidación es ahora +1.

Cl

O

H

Cl

El cloro "pierde" 3 electrones; número de oxidación es ahora +3.

O O

HClO3

Cl

O

H

Cloro "pierde" 5 electrones; número de oxidación es +5. O O

HClO4 Molécula HCl Cl2 HClO HClO2 HClO3 HClO4

Núm. Oxidación del Cl -1 0 +1 +3 +5 +7

H (+1) (0) (+1) (+1) (+1) (+1)

+ + + + + +

Cl O (-1) = 0 (0) = 0 (+1) + (-2) = 0 (+3) + 2(-2) = 0 (+5) + 3(-2) = 0 (+7) + 4(-2) = 0

O

H

Cl

O

O

Suma

Cuando el cloro "pierde" todos sus electrones (7); su número de oxidación es +7.

65

ESTADOS DE OXIDACION DE LOS METALES DE TRANSICION DE LA FILA 4

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

IB

IIB

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Molécula

66

HCl Cl2 HClO HClO2 HClO3 HClO4

VIIIB

No. Oxidación del Cl -1 0 +1 +3 +5 +7

H (+1) (0) (+1) (+1) (+1) (+1)

Cl + + + + + +

(-1) (0) (+1) (+3) (+5) (+7)

+ + + +

O = = (-2) = 2(-2) = 3(-2) = 4(-2) =

Número de Familia Elemento (Fila 4 ) No. de e- s y d +1 +2 +3 Estados +4 de +5 Oxidación +6 +7

Suma 0 0 0 0 0 0

PROPIEDADES FÍSICAS

67

Temperatura ºC

4000

C

PUNTOS DE FUSION DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

3000 2000 B Be

1000 0 -273

Li

N

O

F

Ne

Si

Mg 0 -273

Al

Na

S

P

Ge

Ca

0 -273

K

Cl

Ar As Se

Ga

Br

Sr

Kr Sb Te

0 -273

In

Rb

Sn

I

Xe

Ba

68

0 -273

Tl Cs

Pb

Bi

At Po

Rn

Gas

líquido

H Li

He

Artificial

Radioactiv o

Be

*T fusion < 30°C

Sólido

Na Mg K

Cr Mn Fe

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Cu Zn Ga * Ge As Se Br Kr

Ti

Rb Sr

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

In

Sn Sb Te

Cs* Ba

Lu

Hf

Ta

Tl

Pb

Fr

Lr

Rf

Db Sg Bh Hs Mt Uu

Re Os

Ir

Ni

N

Sc

W

Co

C

Ca

Ra

V

B

Pt Au Hg n

La

Ce Pr Nd Pm Sm Eu

Ac Th Pa

U

Np Pu

Gd

Uu u

Cf

Er Tm Yb

Es Fm Md No

69

1

Metales Alcalinos IA 3 Li

Tierras Alcalinas IIA 4 Be

11 Na

19 K

Gases Inertes VIIIA 2 He

H

IIIA 5 B

Sólidos IVA 6 C

Gases VA 7 N

12 Mg

13 Al

14 Si

20 Ca

31 Ga

32 Ge

VIA 8 O

Halógenos VIIA 9 F

10 Ne

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

54 Xe

86 Rn

Irr

37 Rb

38 Sr

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

(líquido) 53 I

55 Cs

56 Ba

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

70

Xe

Po At Rn

Uu b

Tb Dy Ho

A Cm Bk m

Bi

I

1

G a se s

H

In e rte s V IIIA M e t a le s A lc a lin o s

T ie r r a s A lc a lin a s

IA Li

3

IIA B e

4

2 S ó lid o s IIIA B

5

6

IV A C

G ases V A 7

H e

H a ló g e n o s

N

8

V IA O

9

V IIA F

10

N e

11

N a

12

M g

13

A l

14

Si

15

P

16

S

17

C l

18

A r

19

K

20

C a

31

G a

32

G e

33

A s

34

Se

35

B r

36

K r

37

R b

38

Sr

49

In

50

Sn

51

Sb

52

Te

53

I

54

X e

55

C s

56

B a

81

Tl

82

Pb

83

B i

84

Po

85

A t

86

R n

Irr

( líq u id o )

EMPAQUETAMIENTO DE ATOMOS METALICOS Empaque cerrado

ENLACES COVALENTES DE SOLIDOS Icosaedro Boro

SOLIDOS MOLECULARES

(12)*

(5+)

(3)

Diamante

Anillos

(4)

(2)

Estructura de Hojas (3)

Moléculas Diatómicas (1)

Empaque cara centrada

GASES

Moléculas Tetraédricas

Moléculas Diatómicas Moléculas Monoatómicas

(8)

Cúbico Simple (6)

71

Cadenas Helicoidales

Empaque Irregular

Irr

3

Número atómico

Litio

+

4

5

Berilio

+

+

* Numero de vecinos más cercanos

(2)

+

B

2 + 2+ 2+

+

Carbono

B B

B

2+ 2 + 2 + 2 +

+

+

Boro

C

B C C C C C C

B

B

B B

Sólidos metálicos

6

C

C

C

Sólidos covalentes Si

7

Nitrógeno

N

72

Oxígen o

N

9

8

O

Gases moleculares

Flúo r

O

F

10

Neón

F

Ne

Gas monoatómico

11

Número atómico

Sodio

13

Magnesio

+

+

12

+

+

+

+

Aluminio

Silicio

B B B + 3+ 3+ 3B+ 3B + B3+ 3+ 3+B 3 B

2+ 2+ 2+

Só lidos metálicos 16

S S

S

S

S

P

Argón

Ar

Cl

Cl

S

P

P

18

Cloro

P

S Gas monoatómico

Gases moleculares

.

73

VA 7

N

V IA 8

O

V IIA 9

F

15

P

16

S

17

Cl

33

As

34

Se

35

Br

51

Sb

52

Te

53

I

83

Bi

84

Po

85

At

(líq uid o )

N

N

O

O

Moléculas gaseosas

Moléculas gaseosas

P S P

P P Moléculas sólidas 74

Si C

17

Azufre

S

C C C C C C

Si C Si C

Só lidos covalentes Sólido covalente

15

Fósforo

Si C

B

2+ 2 + 2 + 2+

+

14

S S S

S

S S

Moléculas sólidas

S

Punto de fusión • El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. • El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos. •

Para los de transición externa existe una tendencia a reducir su punto de fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos.

• Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.

75

Punto de fusión

76

Puntos de fusión de los metales de transición del 4º periodo 2000 1800

Ti Sc

1600 o

Punto de Fusión ( C)

Cr

V

1400 1200

Mn

1000

Ca

800 600 400 200 0 19

20

21

22

23

24

25

26

27

28

29

30

31

Z 77

Punto de ebullición • Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba. • En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel

78

32

Punto de ebullición

79

Importancia de los elementos a nivel biológico Esencial a todas las especies biológicas investigadas

Sugerido esencial especie humana

Esencial a al menos una especie biológica.

H Li

Esencial especie humana

Función biológica sugerida.

Be

Na Mg K

80

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Rb Sr

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

In

Sn Sb Te

Cs Ba

Lu

Hf

Ta

Tl

Pb

Fr

Lr

Rf

Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub

Re Os

Ce Pr Nd Pm Sm Eu

Ac Th Pa

U

Ir

Gd

Ni

N

Ti

W

Co

C

Sc

La

Cr Mn Fe

B

Ca

Ra

V

He

Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Pt Au Hg

Tb Dy Ho

Np Pu Am Cm Bk

Cf

Bi

Er Tm Yb

Es Fm Md No

I

Xe

Po At Rn