Propiedades Periódicas

Propiedades Periódicas

Radio Atómico: 

Se refiere a la distancia que hay entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados. En el mismo grupo el radio atómico aumenta directamente con su número atómico y el número de niveles, es decir varía en forma creciente de arriba hacia abajo; en un período el radio atómico decrece al desplazarnos hacia la derecha, esto es debido a la atracción que ejerce el núcleo con los electrones de la capa más externa al no aumentar el numero de niveles energéticos.

Electronegatividad: 

Es la propiedad encargada de medir la tendencia de un átomo a atraer electrones cuando se forma un enlace químico, los valores presentan vari8aciones regulares tanto en los grupos como en los periodos. La tendencia de esta propiedad es aumentar en los periodos al desplazarnos de izquierda a derecha, mientras que en los grupos disminuye a medida que se aumentan los niveles.

Afinidad Electrónica: 

Tendencia de la propiedad en la tabla periódica

Se refiere a la energía liberada cuando un electrón se agrega a un átomo gaseoso neutro:

X (g) + 1e^- --à X^- (g) + AE

La tendencia de la afinidad electrónica en los períodos es de aumentar de izquierda a derecha, mientras que en los grupos los valores no varían notablemente, sin embargo se nota una disminución de arriba hacia abajo.

Energía de ionización: 

Tendencia de la propiedad en la tabla periódica

Es la mínima energía necesaria para liberar un electrón más externo de la capa de valencia de un átomo gaseoso neutro.

X + Ei --à X⁺ + e^-

En un período la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha al aumentar el número atómico, mientras que en un grupo la energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo.

INTERACTIVIDAD: A continuación se presenta el link de una tabla periódica interactiva con la cual podrás conocer  con mayor profundidad en las características de cada elemento: http://pse.merck.de/merck.php?lang=ES

Fuentes: 

Petrucci, R. Harwood, W. Herring, G. (2008) Química General. Octava Edición. Madrid. Prentice Hall

Rayner, G. (2000) Química Inorgánica Descriptiva. Segunda Edición. México. Pearson Educación.

Propiedades Físicas y Químicas de los Elementos

Metales

Muestra de Oro

Localizados en a parte izquierda y el centro de la tabla periódica, tres cuartas partes de la tabla periódica son metales. Hoy en día la sociedad depende en gran parte de su uso en aleaciones. Además son de vital importancia para el correcto funcionamiento de la vida humana, por ejemplo el calcio en los huesos y el hierro presente en la hemoglobina.

Propiedades Físicas:

• Conductividad: Son buenos conductores de la energía eléctrica y el calor. Por ejemplo en la cocina los recipientes usados son de naturaleza metálica.
• Apariencia: Poseen un brillo característico cuando la superficie ha sido recientemente cortada o pulida antes de reaccionar con el oxígeno presente en el aire.

• Maleabilidad: Pueden extenderse fácilmente en láminas, por ejemplo las láminas de aluminio que se emplean en la construcción.
• Ductilidad: Pueden convertirse en hilos fácilmente por ejemplo el oro y la plata como piezas usadas en joyería.
• Elasticidad y Tenacidad: Por lo general los metales tienen cierto grado de elasticidad y presentan resistencia a la ruptura, es por esta razón que son empleados en la elaboración de materiales que soportan gran tensión como las vigas de construcción.
• Color: En la mayoría de los metales el color va hacia los plateados o dorados con el brillo característico explicado anteriormente.
• Estado físico: A temperatura ambiente los metales son sólidos excepto el mercurio que se encuentra en estado líquido .

Muestra de bismuto

Propiedades Químicas:

• Propiedades atómicas: Los metales retienen débilmente a los electrones de la capa más externa (capa de valencia) es por esta razón que generalmente los pierden en una reacción química formando cationes para unirse a otro elemento.
• Reactividad: La mayoría reacciona con los no metales, especialmente el oxígeno para formar óxidos y los halógenos para formar haluros, el grado de reactividad varía de acuerdo al elemento.

No Metales

Se localizan a la derecha de la tabla periódica, generalmente se encuentran unidos a los metales en la naturaleza formando infinidad de compuestos químicos, sin embargo, también es posible encontrarlos libres en estado natural.

Propiedades Físicas:

Muestra de carbono

• Conductividad: Son muy malos conductores del calor y la electricidad por ello se emplean como aislantes térmicos y eléctricos.
• Estado físico: Varían dependiendo del elemento, habiendo elementos en estado sólido, estado líquido y algunos en estado gaseoso.
• Color: Presentan gran variedad de colores como rojo o amarillo y algunos son incoloros; sin embargo, ninguno presenta brillo metálico.
• Ductilidad y maleabilidad: No son dúctiles ni maleables, es decir, no pueden ser convertidos en láminas ni hilos, pero al ser golpeados se fragmentan con suma facilidad lo que indica que son muy quebradizos.
• Densidad: Es generalmente menor a la densidad de los metales.

 Propiedades Químicas:

• Propiedades atómicas: Los elementos no metálicos retienen con fuerza los electrones de la capa externa del átomo (capa de valencia) y tienden a atraer los electrones de otros elementos durante una reacción química.
• Reactividad: Es muy variable la facilidad con la que elementos no metálicos pueden reaccionar, algunos de ellos son muy reactivos como el flúor o el oxígeno, pero existen no metales que son estables sin combinarse con ningún otro elemento como es el caso de los gases nobles.

Interactividad: Visita la siguiente página web para complementar la información y realiza las actividades que ahí se plantean: http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena7/3q7_contenidos_1b.htm

Nota: Para la interactividad necesitarás tener java instalado en tu computador, desde el siguiente link puedes descargarlo http://java.com/es/download/index.jsp


Fuentes:

Petrucci, R. Harwood, W. Herring, G. (2008) Química General. Octava Edición. Madrid. Prentice Hall

Rayner, G. (2000) Química Inorgánica Descriptiva. Segunda Edición. México. Pearson Educación.

Tabla Periódica

Evolución de la Tabla Periódica

Para el siglo XIX los químicos de la época ya habían descubierto diferentes elementos, sus masas atómicas y algunas de sus propiedades, sin embargo necesitaban una clasificación que pudiese agrupar elementos similares. A continuación se presenta un video que narra de forma resumida la evolución de la tabla periódica.

INTERACTIVIDAD: Realiza en tu cuaderno una línea de tiempo sobre la evolución de la tabla periódica. Puedes apoyarte en el siguiente video.

Características de la Tabla Periódica.

Clasificación de la Tabla Periódica

Hoy en día se sabe que la tabla periódica se organiza según el número atómico creciente de los elementos en una serie de filas horizontales denominadas períodos. Esta organización sitúa a los elementos semejantes en grupos o familias por columnas; el primer período de la tabla consta solamente de dos elementos, le siguen dos periodos de ocho elementos y el cuarto y quinto período contienen dieciocho elementos; el sexto período es de treinta y dos elementos, para ajustar este período a la tabla que contiene solo dieciocho grupos, catorce son extraídos y agrupados como lantánidos ya que se encuentran a continuación del lantano, lo mismo ocurre en el séptimo período donde se agrupan catorce elementos como actínidos.

Algunos de los grupos poseen nombres característicos relacionados con alguna propiedad, por ejemplo, los elementos del grupo 17 se denominan Halógenos, término que significa “formador de Sal”.

 Es muy habitual también clasificar la tabla periódica en dos grandes categorías como metales y no metales. Los elementos metálicos se ubican hacia la derecha y el centro de la tabla periódica y tienen propiedades como maleabilidad y ductilidad, buenos conductores de calor y electricidad, aspectos lustrosos y brillantes y son sólidos a temperatura ambiente excepto el mercurio. Los No metales, por su parte tienen estados de agregación diferentes a temperatura ambiente y no son buenos conductores de calor ni electricidad.

Tabla Periódica de Meyer y Mendeleev

Dimitri Mendeleev

En 1869 Dimitri Mendeleev y Lothar Meyer propusieron de forma independiente la ley periódica “cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente”.

Lothar Meyer

 La clasificación que postulaban hacía énfasis en las propiedades químicas y físicas de los elementos, al organizarlos en orden creciente de su masa atómica en filas y columnas se notaba que los elementos que quedaban en la misma fila tenían propiedades semejantes como radio atómico, dureza, compresibilidad y puntos de fusión.

Sin embargo el sistema presentado tenía algunas fallas, por ejemplo, la ubicación del gas Argón luego de su descubrimiento a partir de su masa atómica, la cual era muy superior al metal siguiente.

Tabla Periódica moderna

Henry Moseley

En 1913 Henry Moseley sugirió ordenar los elementos de acuerdo con su número atómico, es decir, el número de cargas en los núcleos de los átomos. Esta información la obtuvo a partir de espectros de rayos X para los elementos. Resultó un cambio en la Ley periódica, que ahora dice de la siguiente manera “Las propiedades semejantes se repiten periódicamente cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus números atómicos”.

Hoy en día la tabla periódica se organiza en 18 grupos que reúnen a los elementos con propiedades semejantes, los períodos están dispuestos en orden creciente de números atómicos de izquierda a derecha. 

Fuentes:

Petrucci, R. Harwood, W. Herring, G. (2008) Química General. Octava Edición. Madrid- España. Prentice Hall

Rayner, G. (2000) Química Inorgánica Descriptiva. Segunda Edición. México. Pearson Educación.

Rochow, E. (1981) Química Inorgánica Descriptiva. España. Reverté

Desde el descubrimiento del Núcleo hasta el Modelo Atómico Actual

La Radiactividad

Alcance de las partículas alfa, beta y gamma

La radiactividad es un fenómeno en el que átomos inestables emiten partículas pequeñas de materia y/o radiación electromagnética. Existen diferentes tipos de radiación: las partículas alfa α tienen la misma masa que los átomos de Helio y poseen dos unidades fundamentales de carga positiva, es decir son idénticas a He²⁺. Las partículas beta β son partículas con carga negativa que tienen las mismas propiedades que los electrones. Los rayos gamma ϒ  están referidos a radiación electromagnética de energía extremadamente alta y penetrante.  

Si quieres saber más sobre radiactividad puedes visitar: http://www.foronuclear.org/consultas-es/consultas-al-experto/que-es-la-radiactividad

Ernest Rutherford (1871-1937) 

Ernest Rutherford

Rutherford y Geiger diseñaron un experimento para estudiar la estructura interna de los átomos con base en el modelo de Thomson del pudín de pasas. Entre los resultados más importantes que obtuvo están los siguientes:

•  La mayor parte de las partículas α atravesaban la lamina sin desviarse
•          Algunas partículas α se desviaban ligeramente
•          Unas pocas partículas se desviaban mucho al atravesar la lamina
•     Unas pocas no atravesaron la lámina sino que rebotaron en la misma dirección por la que habían llegado.

Experimento de Rutherford

Dos años más tarde, Rutherford publicó una explicación para los resultados obtenidos de su experimento, la cual basó en un nuevo modelo conocido como átomo nuclear que poseía las siguientes características:

• La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está centrada en una región muy pequeña denominada núcleo. La mayor parte del átomo es un espacio vacío
• Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga positiva hay en el núcleo, el átomo en su conjunto es eléctricamente neutro.

 

Falla en el modelo atómico de Rutherford

El modelo propuesto por Rutherford no explica la organización de los electrones alrededor del núcleo del átomo; según la física clásica, que era conocida hasta ese momento, los electrones estacionarios cargados negativamente debían ser atraídos por el núcleo con carga positiva. Este planteamiento sugería que los electrones deberían permanecer en movimiento pero nuevamente la física clásica indica que mientras está en movimiento deben acelerarse y emitir energía, mientras pierden energía los electrones deberían acercarse nuevamente al núcleo hasta juntarse con él. 

Niels Bohr (1885-1962) 

Niels Bohr

Utilizando la hipótesis de cuántica de Plank, en 1913 dió solución al dilema del átomo planteado por Rutherford. Borh postuló para el átomo de hidrógeno que:

• El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo con el movimiento descrito por la física clásica.
• El electrón solo tiene algunas órbitas permitidas denominadas estados estacionarios. Las órbitas permitidas son aquellas en las que ciertas propiedades del electrón tiene determinados valores. Mientras un electrón está en una órbita específica su energía es constante y no irradia.



Modelo del átomo de hidrógeno

• Un electrón solamente puede pasar de una órbita permitida a otra.

Las órbitas permitidas o estados permitidos para el electrón se denominan números cuánticos. Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno que se encuentra en la órbita más cercana al núcleo se dice que está en estado fundamental, cuando pasa a un estado excitado es porque ha adquirido una cantidad específica de energía que lo hace pasar a una órbita más alta. 

Limitaciones del modelo de Niels Bohr

 Desde el punto de vista experimental la teoría de Bohr no puede explicar ciertos espectros de emisión de elementos polielectrónicos, además esta teoría es una mezcla de física clásica y no clásica, la mecánica cuántica que respalda el modelo atómico concebido actualmente es la que sustituyó el modelo propuesto por Bohr.  

Si quieres conocer más sobre Espectros de emisión visita la siguiente página interactiva y verás: http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/spespectro.html

Modelo Atómico Actual 

Louis de Broglie

Dualidad onda-partícula Louis de Broglie. 

En 1924 el científico de Broglie teniendo en consideración la naturaleza de la luz y de la materia formuló lo siguiente: “las partículas pequeñas de materia a veces pueden mostrar propiedades de onda” Uniendo las famosas ecuaciones de Einstein y Plank. Él denominó ondas de materia a las ondas asociadas a partículas materiales, si esto es así entonces los haces de partículas como los electrones deberían mostrar propiedades características de onda.

Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg 

Werner Heisenberg

Establece que no se puede medir la posición y el momento simultáneamente con precisión. Si se llega a diseñar un experimento para saber con precisión donde se encuentra una partícula entonces no podemos saber de dónde viene o a dónde va, y si conocemos con precisión como se mueve una partícula específica, no podemos saber donde está con precisión

Números Cuánticos

Los números cuánticos establecen las funciones de onda para el electrón del átomo de hidrógeno, aquellos posibles espacios donde podría ubicarse el mismo según es su naturaleza onda-partícula. El primer número que se establece es el principal (n) que puede tener solo un valor entero positivo distinto de cero.

n= 1, 2, 3, 4…

El segundo es el número cuántico del momento angular orbital (l) que puede ser desde cero hasta un numero entero positivo no mayor a n-1. Recordando que n es el numero cuántico principal

l= 0, 1, 2, 3, 4, … n-1

El tercero es el número cuántico magnético (m_l) Puede ser un número entero positivo o negativo incluyendo el cero y se encuentra en el intérvalo de –l a l

m_l= -l, -l+1, -l+2 … 0 … l-2, l-1, l

El último numero es el número del spin que indicará las características de los electrones.

+1/2  -1/2

Visita la siguiente página y realiza la interactividad que plantea:
http://platea.pntic.mec.es/~cpalacio/NumerosCuanticos12.htm


En tu cuaderno de química realiza la resolución que explica la respuesta correcta para cada ejercicio que se plantea en el siguiente link: http://platea.pntic.mec.es/~cpalacio/evalua/eNumerosCuanticos1.htm


Fuente:

Chang, R. (2002) Química. Séptima Edición. Colombia. McGraw-Hill

Petrucci, R. Harwood, W. Herring, G. (2008) Química General. Octava Edición. Madrid- España. Prentice Hall

Rayner, G. (2000) Química Inorgánica Descriptiva. Segunda Edición. México. Pearson Educación.

Rochow, E. (1981) Química Inorgánica Descriptiva. España. Reverté

Desde la Antigüedad hasta el descubrimiento del Electrón

Demócrito de Abdera

Los Griegos

En la antigüedad filósofos importantes discutieron sobre la naturaleza de la materia y sus ideas dieron pie a bases fundamentales de la composición de la misma. Años más tarde pudieron ser comprobadas experimentalmente.

Algunos personajes importantes fueron Demócrito y Leucipo quienes en el siglo V a. C sostenían que la materia estaba formada por partículas indivisibles, ellos sugerían que si la materia era dividida en pequeños trozos en algún momento ya no podría continuar dividiéndose por lo cual llamaron a estos últimos átomo que significa sin división. Planteaban lo siguiente:

1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

Elementos que componen la materia
según Aristóteles

2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Más tarde, Empédocles en el siglo IV a. C formuló que la materia debía formarse de cuatro elementos principales: agua, tierra, aire y fuego; Aristóteles apoyó la propuesta de Empédocles, sin embargo, él negaba la existencia de los átomos, esta idea perduró durante más de 200 años. 

John Dalton (1760-1884)

John Dalton (1760-1884) 

Científico inglés que utilizó la Ley de la Conservación de la Masa y las Proporciones Definidas para formular su teoría atómica que consistía en tres supuestos.

1.- Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos, las cuales no pueden crearse ni destruirse durante una transformación química.

2.- Todos los átomos de un mismo elemento son semejantes en masa y otras propiedades pero los átomos de un elemento son diferentes a los de otro elemento.

Elementos designados por Dalton

3.- Para formar los compuestos se unen átomos de iguales o diferentes elementos en proporciones numéricas sencillas.

Dalton utilizó un sistema para designar a cada átomo conocido de forma que pudiese diferenciarlo de otro.

Si quieres aprender más acerca de las leyes de la combinación química puedes visitar: http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/LeyesCbQuimica.html

Descubrimiento del electrón

Algunos objetos materiales muestran una propiedad denominada carga eléctrica que puede ser positiva o negativa, la carga de un objeto va a depender de la cantidad de cargas positivas y negativas que tenga. Michael Faraday creó hace aproximadamente 150 años el primer Tubo de Rayos Catódicos haciendo pasar electricidad por tubos sometidos al vacío, una observación importante sobre estos rayos fue que los mismos son desviados por campos eléctricos y magnéticos de la forma que lo harían partículas cargadas negativamente y que eran independientes de la naturaleza del cátodo. Más adelante en 1874  George Stoney propuso el nombre de electrones para estos rayos catódicos formados netamente por cargas negativas. Robert Millikan (1868-1953) descubrió la carga electrónica mediante una serie de experimentos con gotas de aceite. 

J. J. Thomson (1856-1940)

Joseph Thomson (1856-1940)

Físico inglés que, trabajando con tubos mencionados anteriormente, notó la desviación de los rayos al aplicar campos eléctricos y magnéticos con lo cual pudo establecer la relación masa-carga del electrón con la que luego se determinó su carga.

Modelo propuesto por Thomson

Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental presente en todos los átomos se comenzó a especular sobre cómo estaba incorporada esta partícula dentro del átomo. Thompson propuso en 1904 que la mayor parte de la masa y el volumen del átomo correspondía a la carga positiva en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas de un pudín) Este fenómeno permitía explicar varios fenómenos como la formación de iones y electrización. 

Fuente:

Chang, R. (2002) Química. Séptima Edición. Colombia. McGraw-Hill

Petrucci, R. Harwood, W. Herring, G. (2008) Química General. Octava Edición. Madrid- España. Prentice Hall

Rayner, G. (2000) Química Inorgánica Descriptiva. Segunda Edición. México. Pearson Educación.

Rochow, E. (1981) Química Inorgánica Descriptiva. España. Reverté

Introducción a la Teoría Atómica

   Desde tiempos muy remotos nos hemos preguntado ¿Cuál es la naturaleza de la materia? ¿Qué compone lo que nos rodea? si tienes estas mismas dudas, observa estos vídeos y danos tu opinión