LEY PERIODICA Y TABLA PERIODICA

La ley periódica establece que las propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se arreglan en orden creciente de números atómicos. El sistema de arreglo y clasificación de los elementos se llama Tabla Periódica de los elementos.

GRUPOS

Los elementos con un arreglo similar de electrones en la capa externa (elementos que tienen el mismo número de electrones de valencia) se agrupan en columnas verticales llamadas grupos periódicos o familias. Los grupos periódicos se numeran del I al VII de acuerdo con el número de electrones de valencia y se subdividen en los subgrupos A y B, donde el primero incluye los elementos representativos y el segundo los elementos de transición.

PERIODOS

Los periodos están formados por los elementos que están ordenados en la misma fila horizontal. Los átomos que posean el mismo número de niveles de energía pertenecen al mismo período. Los períodos se numeran del 1 al 7.

Separación de la tabla periódica en bloques

ELEMENTOS TRANSURANIDOS

Son todos los elementos con número atómico mayor que 92 (uranio). Estos elementos se producen por reacciones de bombardeo nuclear. Oficialmente han sido reconocidos 103 elementos pero ya se conocen en forma definitiva los elementos 104, 105 y 106. Los últimos elementos transuránidos son los siguientes:





Nº ATOMICO NOMBRE SIMBOLO Nº MASA AÑO
101 Mendelevio Md 256 1955
102 Nobelio No 254 1958
103 Laurencio Lr 256 1961
104 Rutherfordio Rf 257 1965
105 Hahnio Ha 260 1970
106 (sin nombre) 1974

POTENCIAL DE IONIZACION

Es una medida de la energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un ion positivo:



M(g) + Energía de Ionización => M(g)+ + e-

Átomo neutro ion positivo electrón



En un grupo de la tabla el potencial de ionización decrece al aumentar el número atómico del elemento, es decir, decrece de arriba hacia abajo.

En cada período la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, pero este incremento no es regular. Las tendencias en las energías de ionización están relacionadas con el tamaño atómico: a mayor radio, menor es la energía de ionización.

AFINIDAD ELECTRONICA

Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón de acuerdo con la siguiente reacción:


M(g) + e- M(g)-


Así por ejemplo, la afinidad electrónica del hidrógeno es 73 kJ/mol lo cual indica que se desprenden 73 kJ de energía cuando 1 mol de átomos de hidrógeno aislado acepta un electrón y se convierte en un ion hidruro (H-).

TAMAÑO DE LOS ATOMOS Y DE LOS IONES

El tamaño de un átomo o radio atómico generalmente aumenta dentro de un grupo de arriba hacia abajo. En un período el radio atómico decrece de izquierda a derecha.

Los radios iónicos están relacionados con los radios de los átomos neutros correspondientes. Los iones negativos tienen radios más grandes que los correspondientes átomos neutros, mientras que los iones positivos tienen radios más pequeños.

ELECTRONEGATIVIDAD

A cada elemento se le ha asignado un número positivo llamado electronegatividad y representa la habilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace. La electronegatividad depende de la afinidad electrónica y la energía de ionización de un átomo. La electronegatividad aumenta en los períodos de izquierda a derecha y en los grupos al ir de abajo hacia arriba.

PERIODICIDAD EN LA VALENCIA

El término valencia es utilizada para describir el poder que tiene un elemento para combinarse con otro. El hidrógeno es el átomo que se usa como referencia, por lo tanto la valencia de un elemento se define como el número de átomos de hidrógeno que se pueden combinar con un átomo de ese elemento. También se puede definir la valencia como el número de electrones que un elemento puede ceder, recibir o compartir.
La variación periódica más sorprendente en lo elementos es la valencia; la periodicidad de la valencia es muy consistente en los elementos representativos y es menos clara en los elementos de transición. La tabla periódica se puede usar para predecir las valencias de los elementos y las fórmulas de sus compuestos.

VARIACION PERIODICA DE LAS PROPIEDADES ATOMICAS

ENLACE QUIMICO Y FORMA DE LAS MOLECULAS

REGLA DEL OCTETO

Cuando se forma un enlace químico los átomos adquieren, ceden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga 8 electrones. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases nobles excepto el helio, tienen 8 electrones en su último nivel de energía. La regla del octeto se aplica con unas cuantas excepciones en los dos primeros períodos de ocho elementos.

ESTRUCTURA DE LEWIS

Esta estructura nos permite representar los electrones de valencia de cada átomo, por medio de puntos, cruces o círculos alrededor del elemento, sirve para ilustrar los enlaces químicos. La estructura de Lewis también es conocida como estructura de electrón-punto.

Los puntos representan los electrones de valencia y un par de puntos entre dos átomos indica la localización de un enlace covalente. La línea entre los dos símbolos también se usa para representar un par de electrones compartidos.

ENLACES ATOMICOS

Encontramos tres clases de enlace:

· Enlace iónico: también llamado polar o electrovalente. Los ocho electrones en la última capa de los gases nobles les da una alta estabilidad química, por esa razón, en las combinaciones químicas los átomos tienden a obtener esa configuración estable. En el caso de este enlace, cediendo o recibiendo electrones y convirtiéndose en partículas eléctricamente cargadas llamadas iones. En un enlace ionico las cargas positivas y negativas tienen que ser iguales.

· Enlace covalente: se representa por una línea o guión entre los átomos que forman el enlace. Mediante el compartimiento de electrones, los átomos pueden también adquirir una configuración de gas noble. El número de enlaces covalentes formados por un átomo se llama covalencia.
· Enlace covalente coordinado: Cuando un átomo contribuye con dos electrones en un enlace, es decir, cuando el par de electrones compartidos pertenece a uno solo de los átomos, se forma un enlace covalente coordinado, también llamado semipolar o dativo. El átomo que contribuye con el par de electrones se llama donador y el que los toma recibe el nombre de aceptor. Como el átomo donador pierde parte de su carga negativa por el desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo aceptor, el donador que ligeramente positivo y el aceptor ligeramente negativo.

ELECTRONEGATIVIDAD, POLARIDAD EN LOS ENLACES

La tendencia relativa de un átomo enlazado, con respecto a la atracción de los electrones del enlace, se expresa en términos de electronegatividad.

Electronegatividades de los elementos más representativos:

Uno de los usos de la escala de electronegatividad es el predecir el tipo de enlace químico formado entre los átomos. Entre más grande sea la diferencia en las electronegatividades de dos elementos, mayor será la atracción electrostática que tienen los átomos y más iónico será el enlace.

Se puede decir que para dos átomos enlazados, una diferencia de electronegatividades mayor de 1,7 genera un enlace iónico; una diferencia menor de 1,7 resulta un enlace covalente polar, y si no hay diferencia se creará un enlace covalente no polar.

MOMENTOS DIPOLARES

Debido a la polaridad de los enlaces individuales, la totalidad de la molécula puede tener centros de carga positiva y negativa separados; esta molécula constituye un dipolo (dos polo), el cual se puede simbolizar por medio de una flecha apuntando hacia el polo negativo.

En general, las moléculas poliatómicas poseen un momento bipolar diferente a 0 a menos que los diversos enlaces en las moléculas estén orientados simétricamente y por lo tanto, cancelen mutuamente su contribución al momento bipolar general.

ENLACES MULTIPLES

Cuando se comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se llama enlace doble; el que resulta de compartir tres pares de electrones se llama enlace triple.

El eteno (C2H4) es un ejemplo de un compuesto con un enlace doble y el acetileno (C2H2) es un ejemplo de enlace triple.

FORMULACION Y NOMENCLATURA INORGANICA

ELEMENTOS METALICOS Y NO METALICOS


Se puede determinar si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica. Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales se encuentran en el extremo de la derecha. Cuando se comparan dos elementos, el más metálico es el que se encuentra más hacia la izquierda o más hacia la parte inferior de la tabla periódica.

NUMEROS DE OXIDACION

El número de oxidación esta determinado por las siguientes reglas:

· El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre es cero.
· El número de oxidación para el oxígeno es –2 (en los peróxidos –1)
· El número de oxidación para el hidrógeno es +1(en los hidruros es de –1)
· Para iones simples, el número de oxidación es igual a la carga del ion
· La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos de una formula determinada es igual a cero; en el caso de un ion poliatómico la suma es igual a la carga total
Un número de oxidación positivo para cualquier elemento es igual al número del grupo del elemento en la tabla periódica.