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    Iii Unidad Quimica General

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    Navarro Saavedra Dayanna Rusbelith
    Este documento trata sobre la tabla periódica y las propiedades atómicas. Explica el desarrollo histórico de la clasificación de los elementos químicos desde Berzelius hasta Moseley. Luego describe la tabla periódica moderna con sus periodos y grupos, y explica las propiedades generales de los elementos de cada uno de los grupos principales.

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    Iii Unidad Quimica General

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    Este documento trata sobre la tabla periódica y las propiedades atómicas. Explica el desarrollo histórico de la clasificación de los elementos químicos desde Berzelius hasta Moseley. Luego describe la tabla periódica moderna con sus periodos y grupos, y explica las propiedades generales de los elementos de cada uno de los grupos principales.

    Título original

    III UNIDAD QUIMICA GENERAL

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    Iii Unidad Quimica General

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    Este documento trata sobre la tabla periódica y las propiedades atómicas. Explica el desarrollo histórico de la clasificación de los elementos químicos desde Berzelius hasta Moseley. Luego describe la tabla periódica moderna con sus periodos y grupos, y explica las propiedades generales de los elementos de cada uno de los grupos principales.

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    QUIMICA GENERAL

    DOCENTE: MSC. ING. LENIN OMAR RUESTA VALENCIA


    lruestav@unp.edu.pe
    III UNIDAD :
    TABLA PERIODICA Y
    PROPIEDADES ATOMICAS
    Desarrollo Histórico
    1) J.Jacob Berzelius (1813).- Clasificó los elemento en dos grupos:
    1) Elemento electropositivos(metálicos), que se caracterizan por perder electrones.
    2) Elemento electronegativos(no metálicos), que tienden a ganar electrones.

    2) J. Wolfang Dobereiner (1829).- Ordenó a los elementos de tres en tres (triadas de


    Dobereiner) de tal forma que el peso atómico del elemento intermedio es igual al
    promedio de los pesos atómicos de los elementos de los extremos.

    Ejemplo:

    Entonces:
    3) Begruyer de Chancourtois (1862).- Ordenó los elementos químicos de tal manera que sus
    pesos atómicos crecientes se ubicaban sobre una curva helicoidal en el espacio de un
    cilindro y esto diferían en 16 después de cada vuelta .

    4)John A. Newlands (1863).- Su trabajo se conoce como. «Las octavas de Newlands», en


    las que los elementos se clasifican en filas de 7. En esta clasificación el elemento de orden
    uno (primero) tiene propiedades semejantes las del elemento del orden ocho ( octavo)

    Ejemplo:

    Si considero el boro (B) como el elemento de orden uno y sigo la flecha, el aluminio (Al)
    ocupará el octavo casillero, apreciándose que estos elementos tienen propiedades químicas
    semejantes.
    DESCRIPCION DE LA TABLA DE MENDELEYEV
    1. Los 63 elementos conocidos hasta ese entonces fueron ordenados en función creciente
    a su peso atómico, en series de filas y grupos ( columnas)
    2. Asigna a los elementos de un mismo grupo una valencia; así los elementos del grupo III
    tendrán valencia igual a tres; por lo tanto , el numero de grupo era igual a la valencia.
    3. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades semejantes; así por ejemplo, forman
    óxidos e hidruros de fórmulas similares porque tenían igual valencia.
    4. La tabla posee ocho grupos.

    Desventajas de la tabla
    1. Los Metales y No Metales no se encuentran bien diferenciados
    2.Se asigna valencia única para cada elemento; actualmente se sabe que algunos elementos
    tienen mas de una valencia.
    3. Ciertos elementos no cumplían el orden creciente del peso atómico, por lo que Mendeleev
    permutó arbitrariamente algunos elementos de un grupo a otro.

    Ventajas de esta tabla


    1 .Permitió tener una visión mas general de la clasificación periódica de los elemento al
    ordenarlos por grupos y períodos.
    2. Al dejar ciertos casilleros vacíos, predijo la existencia de nuevos elementos y sus
    propiedades físicas y químicas. Por ejemplo en el grupo III y grupo IV ,predijo la existencia del
    Escandio, Galio, y Germanio
    En 1913, el científico ingles Henry Jeffreys Moseley (1887-1815), luego de realizar trabajos
    de investigación con los rayos X generados por diversos metales( generalmente pesados)
    descubre la ley natural de los elementos que establece lo siguente:

    LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS ES UNA FUNCION PERIODICA DE SU NUMERO ATOMICO
    (Z); ES DECIR, VARIAN EN FORMA SISTEMATICA O PERIODICA CON LA CARGA NUCLEAR

    La relación entre la frecuencia y número atómico que hallo Moseley es:


    TABLA PERIODICA MODERNA
    Descripción General
    1.Los 109 elementos reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada(IUPAC)
    ordenados según el NUMERO ATOMICO CRECIENTE, en 7 periodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B).
    Siendo el primer elemento, el Hidrógeno (z=1) y el último reconocido actualmente, el 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.
    Tener presente que :
    GRUPOS
    GRUPO «A»
    Están formados por los elementos representativos donde los electrones externos o electrones
    de valencia están en orbitales s y/o p; por lo tanto, sus propiedades dependen de estos
    orbitales.

    Los electrones de valencia, para un elemento representativo, es el número de electrones en el nivel externo que
    interviene en los enlaces químicos.
    Las propiedades químicas similares o análogas de los elementos de un grupo, se debe que poseen Igual número
    de electrones de valencia, lo cual indica a su vez el número de grupo
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    ELEMENTO DEL GRUPO 1A: METALES ALCALINOS

    ✓ Tienen baja energía de ionización, por lo tanto, gran tendencia a


    perder el único electrón de valencia.
    ✓ La mayoría de sus compuestos forman iones monopositivos.
    ✓ Dichos metales son tan reactivos que nunca se encuentran libres
    en la naturaleza.
    ✓ Reaccionar con agua para producir hidrógeno gaseoso y el
    hidróxido metálico.

    2M(s) + 2H2O (l) -------> 2MOH(ac) + H2(g)

    4Li(s) + O2(g) -----> 2Li2O(s)


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    ELEMENTO DEL GRUPO 2A: METALES ALCALINOS-


    TERREOS
    ✓ Estos son algo menos reactivos que los metales alcalinos.
    ✓ Tanto la primera como la segunda energía de ionización
    disminuyen desde el Be hasta el Ba.
    ✓ Tiende a formar M2+ ; donde M=un átomo de un MAT.
    ✓ La reactividad con el agua varia en forma considerable. El Be no
    reacciona; el Mg lo hace en forma lenta con el vapor de agua; Ca y
    Ba reaccionan con agua fría.

    Ba(s) + 2H2O(l) -------> Ba(OH)2(ac) + H2(g)

    Mg(s) + 2H+(ac) -----> Mg2+(ac) + H2(g)


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    ELEMENTO DEL GRUPO 3A: BOROIDES O TERREOS

    ✓ El B, es un metaloide; el resto son metales.


    ✓ El B no forma compuestos iónicos binarios y no reacciona con el
    oxigeno gaseoso ni con el agua.
    ✓ EL Al forma fácilmente óxido de aluminio cuando se expone al
    aire.
    4Al(s) + 3O2(g) -------> 2Al2O3(s)

    ✓ Los demás elementos forman tantos iones monopositivos como


    iones tripositivos.
    ✓ Al moverse hacia abajo se encuentran que los iones
    monopositivos son más estables que los iones tripositivos.
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    ELEMENTO DEL GRUPO 4A: CARBONOIDES

    ✓ El C, es un NO metal; y el Si y Ge son metaloides. Estos elementos


    no forman compuestos iónicos.
    ✓ Los elementos metálicos Sn y Pb no reaccionan con agua pero si
    con ácidos para liberar H gaseoso.

    Sn(s) + 2H+(ac) -------> Sn2+(ac) + H2(g)

    Pb(s) + 2H+(ac) -------> Pb2+(ac) + H2(g)

    ✓ Estos elementos forman compuestos con estados de oxidación


    +2 y +4; para el C y Si, el estado de oxidación +4 es el más
    estable. Para el Pb será el +2.
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    ELEMENTO DEL GRUPO 5A: NITROGENOIDES

    ✓ El N y el P son NO metales, el As y el Sb son metaloides y el Bi es


    un metal.
    ✓ EL N elemental es un gas diatómico (N2). Forma numerosos
    óxidos.
    ✓ Los oxiácidos importantes se forman cuando los siguientes
    óxidos reaccionan con agua:

    N2O5(s) + H2O(l) -------> 2HNO3(ac)

    P4O10(s) + 6H2O(l) -------> 4H3PO4(ac)

    ✓ El Bi es un metal mucho menos reactivo.


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    ELEMENTO DEL GRUPO 6A: OXIGENOIDES

    ✓ EL O, S y Se son NO metales y el Te y Po son metaloides.


    ✓ El O tiende aceptar 2e- para formar ion óxido (O2-), así como el S,
    Se y Te forman aniones dinegativos.
    ✓ Los elementos de este grupo forman una gran cantidad de
    compuestos moleculares con los no metales.
    ✓ El compuesto más importante del S es el ácido sulfúrico:

    SO3(g) + H2O(l) -------> H2SO4(ac)


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    ELEMENTO DEL GRUPO 7A: HALOGENOS

    ✓ Todos los halógenos son no metales.


    ✓ Debido a su gran reactividad, nunca se encuentran en su estado
    elemental.
    ✓ EL F es tan reactivo que reacciona con el agua para generar O.

    2F2(g) + 2H2O(l) -------> 4HF(ac) + O2(g)

    ✓ Tienen alta energía de ionización y gran afinidad electrónica.


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    ELEMENTO DEL GRUPO 8A: GASES NOBLES

    ✓ Existen como especies monoátomicas.


    ✓ Sus átomos tienen llenos por completo los subniveles ns y np, lo
    que confiere una gran estabilidad.
    ✓ Las energías de ionización se encuentran entre las más altas de
    todos los elementos y no tienden a aceptar más e-.
    ✓ Durante años se les llamo inertes por su falta de reactividad.
    ✓ Hasta 1963 donde Neil Bartlett cambio la visión, expuso al xenón
    frente al hexafluoruro de platino y obtuvo:

    Xe(g) + 2PtF6(g) -------> XeF+ Pt2F11-(s)

    ✓ Desde entonces se han preparado números compuestos de


    xenón.
    GRUPO «B»
    Están formados por elementos de transiciones cuyos átomos el electrón de mayor energía
    relativa están en orbitales d y 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.
    Los elementos lantánidos están entre el lantano (Z = 57) y el hafnio (Z = 72) y se conocen
    también como “tierras raras”.

    Los elementos actínidos se ubican entre el actinio (Z = 89) y el Rutherford (Z = 104).


    Clasificación de los elementos por bloques
    Considerando el último subnivel en la distribución electrónica de los elementos, estos se clasifican
    en cuatro bloques ( s,p,d,f) lo que permite identificar el grupo al cual pertenece cada elemento.
    El elemento cuya configuración electrónica termina en subnivel «s» o «p» es representativo ( grupo
    A); si la configuración electrónica termina en subnivel «d» es un elemento de transición ( grupo B)
    y si la configuración termina en subnivel f, es un elemento de transición interna o tierra rara( grupo
    IIIB).
    La Tabla Periódica se divide en cuatro bloques según el orbital que están ocupando los electrones más
    externos:
    Bloque s: el orbital s permite 2 electrones → hay 2 elementos de este bloque en cada nivel
    Bloque p: el orbital p permite 6 electrones → hay 6 elementos de este bloque en cada nivel
    Bloque d: el orbital d permite 10 electrones → hay 10 elementos de este bloque en cada nivel
    Bloque f: el orbital f permite 14 electrones → hay 14 elementos de este bloque en cada nivel
    SEGÚN SUS PROPIEDAD FISICAS Y QUIMICAS

    METALES

    1. Son buenos conductores del calor y la electricidad.


    2. Tienden a perder electrones y se oxidan.
    3. Son buenos reductores.
    4. Pueden ser representativos o de transición.
    5. Presentan elevado puntos de fusión.
    6. Se combinan con el oxígeno formando óxidos básicos y con el hidrógeno, hidruros salinos.
    7. Cuando se pulen y exponen a la luz, la reflejan exhibiendo brillo.
    8. Tienen bajos potenciales de ionización.
    9. Se encuentran en estado sólido a 25°C y 1 atm, excepto el mercurio que se encuentra en estado
    líquido.

    NO METALES

    1. Son malos conductores del calor y la electricidad, excepto el carbono en forma de grafito
    2. Tienden a ganar electrones y se reducen.
    3. Son buenos oxidantes.
    4. Son elementos representativos.
    5. Tienen elevada electronegatividad.
    6. Se combinan con el oxígeno formando óxidos ácidos y con el hidrógeno, hidruros moleculares.
    7. No tienen brillo metálico y son opacos a la luz, excepto el carbono en forma de grafito.
    8. Pueden ser sólidos, líquidos o gases.
    9. Los sólidos son quebradizos.
    METALOIDES
    Estos elementos pueden variar sus propiedades, como metales y no metales, según la
    temperatura y/o la presión. Por ejemplo el silicio no conduce la electricidad pero en la medida
    que se le calienta se transforma en un excelente conductor (chips; micro chips, células
    fotovoltaicas, etc.).

    GASES NOBLES
    1. Se consideran las sustancias más estables por ser inactivas químicamente en condiciones
    ambientales.
    2.Tienen configuración electrónica estable con 8 electrones en su última capa excepto el
    helio que es estable sólo con 2 electrones.
    3. Presentan elevados potenciales de ionización.
    4. Sólo conducen la electricidad a elevados voltajes. (Por ejemplo las luces de neón de los
    anuncios publicitarios)
    5. Los gases nobles son : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
    ¿CÓMO SE UBICA UN ELEMENTO QUÍMICO EN LA
    TABLA PERIÓDICA?
    Regla N° 1 : El máximo número cuántico principal “n" señala el periodo.
    Ejemplo: 2 2 6 2 6 2 6
    26Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4° periodo

    Regla N° 2 : El total es decir, la suma de electrones de la última capa nos indica el grupo
    principal (tipo A) al que pertenece el elemento representativo. ( s + p)

    Ejemplo: 35Br = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 3p5
    GRUPO VIIA

    Regla N° 3 : Regla N° 3 : El total de electrones de los últimos subniveles “s" y “d” (en la
    distribución electrónica)señala el grupo secundario (tipo B) al que pertenece el elemento
    de transición. ( s + d).

    GRUPO IIB

    30 Zn = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10


    EJEMPLOS
    1. Pb = [Xe] 6s 2 4f14 5d10 6p2
    82

    6to periodo / Grupo 4A

    2. Ta = [Xe] 6s 2 4f14 5d3


    73

    6to periodo / Grupo 5B


    EJEMPLOS
    3. Ge = [Ar] 4s 2 3d10 4p2
    32

    4to periodo / Grupo 4A

    4. Cd = [Kr] 5s 2 4d10
    48

    5to periodo / Grupo 2B


    Propiedades químicas
    Energía de ionización o potencial de ionización (EI o PI).- Es la mínima energía que se debe
    suministrar al átomo, en el estado gaseoso, para arrancarle su electrón de más alta energía.

    Afinidad electrónica o electroafinidad (AE).- Es la energía que libera el átomo, en el


    estado gaseoso, cuando gana un electrón y se transforman en anión.
    Electronegatividad (E).- Es la capacidad que tiene el elemento (átomo) para atraer electrones.
    Esta propiedad fue cuantificada por Linus Pauling correspondiendo al flúor el valor
    más alto (E = 4) y al francio el valor más bajo (E = 0,7). Además varía en el mismo sentido
    que el carácter no metálico.
    Radio atómico (RA).- Es la longitud medida desde el núcleo atómico hasta el punto más
    lejano y efectivo de la nube electrónica. Esta propiedad varia tal como el carácter metálico.
    Radio iónico (RI).- En el caso de un ión se cumple que el radio de un anión es mayor que
    el radio del átomo y éste mayor que el radio del respectivo catión (para un mismo
    elemento).

    Para los iones isolectrónicos, el tamaño del ión está basado en el tamaño de la nube
    electrónica, no en el número de protones del núcleo.
    Variación de las propiedades periódicas
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    PREGUNTAS

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