UNIDAD 1: PERIODICIDAD Y NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS INORGANICOS
Asignatura: Química Inorgánica 1
¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes?
Esta pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica
CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:
Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas.
John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.
Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer:
Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.
Ley periódica: → " Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "
lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.
.
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ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares
están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y
grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición
interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado
derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de
metaloides.
Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables
y dúctiles, tienen brillo característico.
No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo,
no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el
grupo.
Elementos representativos:
Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en
s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p
del último nivel.
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
5
la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
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El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al
número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:
Grupo IA: Alcalinos
Grupo IIA Alcalinotérreos
Grupo VIIA: Halógenos
Grupo VIIIA: Gases nobles
Elementos de transición:
Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina
en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está
determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.
Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna
respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 4p6 5s2 4d4
la cual en forma ascendente es ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2
El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el
elemento se encuentra en el grupo I B.
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Elementos de tierras raras:
Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar
que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
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COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:
Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el
periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
El radio atómico dependerá de la distancia al
núcleo de los electrones de la capa de valencia
Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el período.
Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo
hacia arriba.
Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia
arriba.
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VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
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Grupo 1 - Los metales alcalinos
Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, son los siguientes:
símbolo Configuración electrónica
litio Li [He] 2s 1
sodio Na [Ne] 3s 1
potasio K [Ar] 4s 1
rubidio Rb [Kr] 5s 1
cesio Cs [Xe] 6s 1
francio P. [Rn] 7s 1
En cada elemento de la configuración de los electrones de valencia es ns 1,
donde n es el número del período. El último elemento, el francio, es radiactivo y no
será considerado aquí.
Apariencia
Todos los elementos del grupo 1 son de color plateado de metales. Son suaves, y se pueden cortar con un cuchillo para exponer una superficie brillante que
opaca a la oxidación.
Reactividad general
Estos elementos son metales altamente reactivos. La reactividad aumenta al descender el Grupo de litio al cesio. Hay una semejanza más estrecha entre los
elementos de este grupo que en cualquier otro grupo de la tabla periódica.
Aparición y la extracción
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Estos elementos son muy reactivas que se encuentra libre en la naturaleza. El sodio se encuentra principalmente como NaCl (sal) en agua de mar y seco de los
fondos marinos. El potasio es más ampliamente distribuido en minerales como silvita, KCI, pero también se extrae del agua del mar. Los metales alcalinos son
tan reactivos que no puede ser desplazado por otro elemento, por lo que están aisladas por electrólisis de sus sales fundidas.
Propiedades Físicas
Los metales alcalinos difieren de otros metales de varias maneras. Son suaves, con bajo punto de fusión y de ebullición. Ellos tienen una baja densidad - Li, Na
y K son menos densos que el agua. Ellos tienen un bajo nivel de entalpías de fusión y vaporización. Muestran enlace metálico relativamente débil, ya que sólo
un electrón se encuentra disponible en cada átomo.
Metales alcalinos de color fuego. Cuando el elemento se coloca en una llama que el calor proporciona la energía suficiente para promover el electrón más
externo a un nivel superior de energía. Al volver al nivel del suelo, la energía es emitida y esta energía tiene una longitud de onda en la región visible:
Li rojo
Na amarillo
K lila
Rb rojo
Cs azul
Los radios iónicos de los metales alcalinos son mucho más pequeños que los radios atómicos correspondientes. Esto se debe a que el átomo contiene un
electrón en un nivel relativamente s lejos del núcleo en un nuevo shell cuántica, y cuando se retira para formar el ion los electrones restantes se encuentran en
niveles más cercanos al núcleo. Además, el aumento de la carga nuclear efectiva atrae a los electrones hacia el núcleo y disminuye el tamaño de los iones.
Propiedades químicas
Los metales alcalinos son agentes reductores fuertes. Los potenciales de electrodo estándar se encuentran todos entre-2.7V y 3.0V, lo que indica una fuerte
tendencia a formar cationes en disolución. Se puede reducir el oxígeno, cloro, amoniaco e hidrógeno. La reacción con el oxígeno oxida los metales en el aire,
por lo que se almacenan en el aceite. No pueden ser almacenados bajo el agua, ya que reaccionan con él para producir hidróxidos alcalinos y el hidrógeno:
2M (s) + 2H 2 O (l) ® 2M + (aq) + 2OH
- (aq) + H 2 (g)
por ejemplo, 2Na (s) + 2H 2 O (I) ® 2NaOH (aq) + H 2 (g)
Esta reacción muestra la reactividad de cada vez mayor en el grupo descendente. Li reacciona constantemente con agua, con la efervescencia de sodio
reacciona con más violencia y puede quemarse con una llama de color naranja; K se enciende en contacto con el agua y arde con una llama de color lila, se hunde
Cs en el agua, y la rápida generación de gas hidrógeno en el agua produce una por ondas de choque que pueden romper un recipiente de vidrio.
Na se disuelve en amoníaco líquido para dar una solución de color azul de cationes de sodio y electrones solvatados. Esta solución se utiliza como agente
reductor. En concentraciones más altas del color de la solución de bronce y que conduce la electricidad como un metal.
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La química de Li muestra algunas anomalías, como el catión Li + es tan pequeño que polariza aniones y por lo tanto presenta un carácter covalente de sus
compuestos. Li tiene una relación diagonal con el magnesio.
Óxidos de
Los metales alcalinos forma iónica óxidos sólidos de COMPOSICIÓN M 2 O cuando se quema en el aire. Sin embargo, Na también forma el peróxido Na 2 O 2
como producto principal, y K forma el superóxido KO 2, también como producto principal.
Hidróxidos
Hidróxidos de metales alcalinos son sólidos blancos cristalinos iónicos de fórmula del Ministerio de Salud, y son solubles en agua. Todos ellos son
delicuescentes, excepto LiOH. Las soluciones acuosas son muy alcalinos (de ahí el nombre de este grupo), por lo peligroso de manejar. Que neutralizan los
ácidos para formar sales, por ejemplo:
NaOH (aq) + HCl (aq) ® NaCl (aq) + H2O (l)
[En general, OH - (aq) + H
+ (aq) ® H 2 O (l)]
Halogenuros
Haluros de metales alcalinos son sólidos blancos cristalinos iónicos. Todos ellos son solubles en agua, con excepción LiF, que tiene una red muy alta entalpía
derivados de la fuerte interacción electrostática de la pequeña Li + y F
- iones.
Estados de oxidación y las Energías lonisation
Los metales alcalinos tienen estados de oxidación de 0 y 1. Todos los compuestos comunes se basan en el + M de iones. Esto se debe a la energía de
ionización primero de estos elementos es baja, y la energía de ionización segunda mucho más alto. El electrón más externo está bien protegido de la atracción
del núcleo por niveles llenos de electrones internos y por lo tanto es relativamente fácil de quitar. El siguiente electrón es mucho más difícil de eliminar ya que
forma parte de un nivel completo y también más cerca del núcleo.
La primera energía de ionización disminuye por el grupo, porque el electrón más externo es cada vez más lejos del núcleo y por lo tanto es más fácil de quitar.
Información Industrial
El hidróxido de sodio, cloruro y carbonato son algunos de los productos químicos industriales más importantes relacionados con este grupo. El hidróxido de
sodio es producido por la electrólisis de la salmuera saturada en una celda con cátodos de acero y los ánodos de titanio. El carbonato de sodio se hace por el
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proceso Solvay, en la que el cloruro de sodio soluble se convierte en carbonato de sodio y de hidrógeno insolubles por filtración, luego se calienta para producir el
carbonato. Sin embargo, el principal subproducto de este proceso es el cloruro de calcio, y su deposición en ríos es motivo de preocupación ambiental. El
proceso Solvay es por lo tanto, siendo sustituido por la purificación de carbonato de sodio a partir de minerales.
Más información
Para más información consultar los elementos individuales.
Datos
Número atómico Masa atómica relativa Punto de fusión / K Densidad / kg m
-3
Li 3
6.94
453.7
534
Na 11
22.99
371.0
971
K 19
39.10
336.8
862
Rb 37
85.47
312.2
1532
Cs 55
132,91
301.6
1873
Energías de ionización / kJ mol -1
Primero Segundo Tercero
Li 513.3 7298.0 11,814.8
Na 495.8 4562.4 6912.0
K 418.8 3051.4 4411.0
Rb 403.0 2632.0 3900.0
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Asignatura: Química Inorgánica 11
Cs 375.7 2420.0 3400.0
Radio atómico / nm Radio iónico / nm
Potenciales estándar de electrodo /
V
Li 0.152 0.068 -3,04
Na 0.185 0.098 -2,71
K 0.227 0.133 -2,92
Rb 0.247 0.148 -2,92
Cs 0.265 0.167 -2,92
Grupo 2 - Los metales alcalinotérreos
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Asignatura: Química Inorgánica 12
Los elementos del Grupo 2, los metales alcalinotérreos, son las siguientes:
símbolo Configuración electrónica
berilio Ser [He] 2s 2
magnesio Mg [Ne] 3s 2
calcio California [Ar] 4s 2
estroncio Sr [Kr] 5s 2
bario Ba [Xe] 6s 2
radio Ra [Rn] 7s 2
El último elemento, el radio, es radiactivo y no será considerado aquí.
Apariencia
El Grupo 2 elementos son todos los metales con un brillante, de color blanco plateado color.
Reactividad general
Los metales alcalinos son altos en la serie de reactividad de los metales, pero no tan alto como los metales alcalinos del grupo 1.
Aparición y la extracción
Estos elementos se encuentran todos en la corteza terrestre, pero no en su forma elemental, ya que son tan reactivos. En su lugar, se encuentran ampliamente
distribuidas en las estructuras de roca. Los principales minerales de magnesio en el que se encuentra son carnellite, magnesita y dolomita. El calcio se encuentra en
yeso, piedra caliza, yeso y anhidrita. El magnesio es el octavo elemento más abundante en la corteza de la Tierra, y el calcio es el quinto.
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Asignatura: Química Inorgánica 13
De los elementos de este grupo de magnesio sólo se produce a gran escala. Se extrae del agua del mar mediante la adición de hidróxido de calcio, lo que precipita el
hidróxido de magnesio menos soluble. Este hidróxido luego se convierte en el cloruro, que se electroliza en una celda de Downs para extraer el metal de magnesio.
Propiedades Físicas
Los metales del grupo 2 son más duras y más denso que el sodio y el potasio, y tienen mayores puntos de fusión. Estas propiedades se deben en gran parte a la
presencia de dos electrones de valencia de cada átomo, lo que conduce a una mayor unión metálica que lo que ocurre en el Grupo 1.
Tres de estos elementos dan colores característicos cuando se calienta en una llama:
Mg blanco brillante
California de color rojo ladrillo
Sr carmesí
Ba verde manzana
Radios atómicos e iónicos aumentan con suavidad por el Grupo. Los radios iónicos son mucho más pequeños que los radios atómicos correspondientes. Esto se
debe a que el átomo tiene dos electrones en un nivel relativamente s lejos del núcleo, y son estos electrones que se separan para formar el ion. Electrones que
quedan son por lo tanto en niveles más cercanos al núcleo, y además el aumento de la carga nuclear efectiva atrae a los electrones hacia el núcleo y disminuye el
tamaño de los iones.
Propiedades químicas
Las propiedades químicas de los elementos del Grupo 2 están dominados por el poder de reducción fuerte de los metales. Los elementos cada vez más
electropositivo al descender del Grupo.
Una vez iniciada la reacción con el oxígeno y el cloro son vigorosos:
2mg (s) + O 2 (g) ® 2MgO (s)
Ca (s) + Cl 2 (g) ® CaCl2 (s)
Todos los metales, excepto los óxidos de forma berilio en el aire a temperatura ambiente, lo que entorpece la superficie del metal. El bario es tan reactivo que se
almacena bajo aceite.
Todos los metales, excepto el berilio reducir el agua y los ácidos diluidos al hidrógeno:
Mg (s) + 2H + (aq) ® Mg (aq) + H 2 (g)
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Asignatura: Química Inorgánica 14
El magnesio reacciona lentamente con el agua a menos que el agua está hirviendo, pero el calcio reacciona rápidamente, incluso a temperatura ambiente, y forma una
suspensión blanca turbia de hidróxido de calcio poco soluble.
De calcio, estroncio y bario puede reducir los gases de hidrógeno cuando se calienta, formando el hidruro:
Ca (s) + H 2 (g) ® CaH 2 (s)
Los metales calientes son también agentes reductores suficientemente fuerte como para reducir los gases de nitrógeno y nitruros forma:
3 mg (s) + N 2 (g) ® Mg 3 N 2 (s)
El magnesio puede reducir y quemar en dióxido de carbono:
2mg (s) + CO 2 (g) ® 2MgO (s) + C (s)
Esto significa que los fuegos de magnesio no se puede extinguir con extintores de dióxido de carbono.
Óxidos de
Los óxidos de metales alcalinos tienen la fórmula general de MO y son básicas. Normalmente se prepara calentando el hidróxido o carbonato para liberar gas de
dióxido de carbono. Tienen alta entalpía reticular y punto de fusión. Peróxidos, MO 2, son conocidos por todos estos elementos, excepto el berilio, el Be 2 + cationes
es demasiado pequeña para acomodar el anión peróxido.
Hidróxidos
Óxidos de calcio, estroncio y bario reacciona con agua para formar hidróxidos:
CaO (s) + H2O (l) ® Ca (OH) 2 (s)
Hidróxido de calcio se conoce como la cal apagada. Es poco soluble en agua y la solución resultante, ligeramente alcalino que se conoce como agua de cal que se
utiliza para la prueba de dióxido de carbono, ácidos.
Halogenuros
El Grupo 2 haluros se encuentran normalmente en la forma hidratada. Todos ellos son iónicos, excepto cloruro de berilio. Cloruro de calcio anhidro tiene una
afinidad por el agua que se utiliza como agente de secado.
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Asignatura: Química Inorgánica 15
Estados de oxidación y las Energías lonisation
En todos sus compuestos de estos metales tienen un número de oxidación de +2 y, con pocas excepciones, sus compuestos son iónicos. La razón de esto puede ser
visto por el examen de la configuración electrónica, que siempre tiene dos electrones en un nivel cuántico exterior. Estos electrones son relativamente fáciles de
eliminar, pero eliminando el tercer electrón es mucho más difícil, ya que está cerca del núcleo y en una llena de cáscara cuántica. Esto da lugar a la formación de M 2 +.
Las energías de ionización de reflejar esta disposición de los electrones. Las dos primeras energías de ionización son relativamente bajos, y el tercero, mucho más alto.
Información Industrial
El magnesio es el elemento del grupo 2 sólo se utilizan a gran escala. Se utiliza en luces de bengala, balas trazadoras y bombas incendiarias, ya que arde con una luz
blanca brillante. También es de aleación de aluminio para producir una baja densidad, material resistente utilizado en los aviones. Óxido de magnesio tiene un alto
punto de fusión que se utiliza para hornos de la línea.
Más información
Para más información consultar los elementos individuales.
Datos
Número atómico Masa atómica relativa Punto de fusión / K Densidad / kg m -3
Ser 4
9.012
1551
1847.7
Mg 12
24.31
922
1738
California 20
40.08
1112
1550
Sr 38
87.62
1042
2540
Ba 56
137,33
1002
3594
Energías de ionización / kJ mol -1
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Asignatura: Química Inorgánica 16
Primero Segundo Tercero
Ser 899.4 1757.1 14848
Mg 737.7 1450.7 7732.6
California 589.7 1145 4910
Sr 549.5 1064.2 4210
Ba 502.8 965.1 3600
Radio atómico / nm Radio iónico / nm (M 2 +) Potenciales estándar de electrodo / V
Ser 0.113 0.034 -1,85
Mg 0.160 0.078 -2,36
California 0.197 0.106 -2,87
Sr 0.215 0.127 -2,89
Ba 0.217 0.143 -2,90