4.4-ELECTRONEGATIVIDAD Y CARÁCTER METÁLICO 

La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto su familia y/o sistemas o especies no moleculares. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.

4.3-AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, si no liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influida por la regla del octeto. 

4.2-ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización (EI) es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el electrón más externo, que está más débilmente retenido, y convertirlo en un catión monopositivo gaseoso.

Se puede expresar así: A(g) + EI → A⁺(g) + e^-

La energía de ionización es igual en valor absoluto a la energía con que el núcleo atómico mantiene unido al electrón: es la energía necesaria para ionizar al átomo.

Al ser la energía de ionización una medida cuantitativa de la energía de unión del electrón al átomo, la variación de esta magnitud ayuda a comprender las diferencias cualitativas entre estructura electrónicas.

La magnitud de la energía de ionización depende de tres factores fundamentales: estructura electrónica de la última capa, radio atómico y carga nuclear

4.1-TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS:RADIO ATÓMICO E IONICO.

EL RADIO ATÓMICO SE DEFINE COMO LA DISTANCIA MEDIA QUE EXISTE ENTRE LOS NÚCLEOS ATÓMICOS DE DOS ÁTOMOS QUE SE ENCUENTREN UNIDOS MEDIANTE UN ENLACE 
PARA LOS ÁTOMOS QUE SE UNAN MEDIANTE UNA CESIÓN DE ELECTRONES, EL RADIO ATÓMICO CORRESPONDE A LA DISTANCIA INDICADA MIENTRAS QUE LOS QUE SE UNAN MEDIANTE UNA COMPARTICIÓN DE  ELECTRONES.

RADIO IÓNICO: EL RADIO IÓNICO SE DEFINE EN RELACIÓN A IONES. UN ION ES UNA ESPECIE QUÍMICA CON CARGA, YA SEA ESTA POSITIVA O NEGATIVA, Y SE ORIGINAN DEBIDO A QUE LOS ELEMENTOS TRATAN DE PARECERSE AL GAS NOBLE MÁS CERCANO (ELEMENTOS DEL GRUPO 18), YA QUE ESTOS TIENEN UNA ESTABILIDAD SUPERIOR DEBIDO A QUE SUS NIVELES ENERGÉTICOS SE ENCUENTRAN COMPLETOS. EL TÉRMINO ION SIGNIFICA "IR HACIA" Y HACE REFERENCIA A UN CIRCUITO ELÉCTRICO, ES POR ESO QUE LAS SUSTANCIAS CARGADAS POSITIVAMENTE SE LLAMAN CATIONES

4: PROPIEDADES PERIÓDICAS Y SU VARIACIÓN EN LA TABLA

SON PROPIEDADES QUE PRESENTAN LOS ÁTOMOS DE UN ELEMENTO Y QUE VARÍAN EN LA TABLA PERIÓDICA SIGUIENDO LA PERIODICIDAD DE LOS GRUPOS Y PERIODOS DE ÉSTA. POR LA POSICIÓN DE UN ELEMENTO PODEMOS PREDECIR QUÉ VALORES TENDRÁN  DICHAS PROPIEDADES ASÍ COMO A TRAVÉS DE ELLAS, EL COMPORTAMIENTO QUÍMICO DEL ELEMENTO EN CUESTIÓN. TAL Y COMO HEMOS DICHO, VAMOS A ENCONTRAR UNA PERIODICIDAD DE ESAS PROPIEDADES EN LA TABLA. ESTO SUPONE POR EJEMPLO, QUE LA VARIACIÓN DE UNA DE ELLAS EN LOS GRUPOS O PERIODOS  VA A RESPONDER A UNA REGLA GENERAL. EL CONOCER ESTAS REGLAS DE VARIACIÓN NOS VA A PERMITIR CONOCER EL COMPORTAMIENTO, DESDE UN PUNTO DE VISTA QUÍMICO, DE UN  ELEMENTO, YA QUE DICHO COMPORTAMIENTO, DEPENDE EN GRAN MANERA DE SUS PROPIEDADES PERIÓDICAS.PROPIEDADES MÁS IMPORTANTES- ESTRUCTURA ELECTRÓNICA- RADIO ATÓMICO- VOLUMEN ATÓMICO   - POTENCIAL DE IONIZACIÓN- AFINIDAD ELECTRÓNICA- ELECTRONEGATIVIDAD:- CARÁCTER METÁLICO- VALENCIA IÓNICA- VALENCIA COVALENTE- RADIO IÓNICO - RADIO COVALENTEVARIACIONES PERIÓDICAS DE LAS PROPIEDADES

• LAS ELECTRONEGATIVIDADES
  DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS AUMENTAN DE IZQUIERDA A DERECHA A LO LARGO DE LOS PERIODOS Y DE ABAJO A ARRIBA DENTRO DE CADA GRUPO.

• LAS VARIACIONES DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN NO SON TAN REGULARES. EN GENERAL, LAS ENERGÍAS DE IONIZACIÓN Y LAS ELECTRONEGATIVIDADES SON INFERIORES PARA LOS ELEMENTOS DE LA ZONA INFERIOR IZQUIERDA DE LA TABLA PERIÓDICA QUE PARA LOS DE LA ZONA SUPERIOR DERECHA
  

3: CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y REACTIVIDAD

3: CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y REACTIVIDAD 

Carganuclearefectiva fectiva y reactividad. eactividad. La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de la carga nuclear efectiva, sino también de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores. Así, los metales serán tanto más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al nú- cleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad. 

2.1-LEY DE MOSELEY

La ley de Moseley es una ley empírica que establece una relación sistemática entre la longitud de onda de los rayos X emitidos por distintos átomos con su número atómico. Fue enunciada en 1913 por el físico británico Henry Moseley. Tuvo una gran importancia histórica, pues hasta ese momento, el número atómico era sólo el lugar que ocupaba un elemento en la tabla periódica. 

2- TABLA PERIÓDICA ACTUAL (RELACIÓN,ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y REACTIVIDAD)

Fue diseñado por el químico alemán J. Wener, en base a la ley de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. Además tomo como referencia la Tabla de Mendeleev.

DESCRIPCION GENERAL:

1. Los 109 elementos reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) están ordenados según el numero atomico creciente, en 7 periodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B). Siendo el primer elemento Hidrogeno (Z = 1) y el último reconocido hasta el momento 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

3. Grupo o Familia, Es el ordenamiento de los elementos en columna. Estos elementos presentan similar disposición de sus electrones externos; de allí que forman familias de elementos con propiedades químicas similares.

Grupos “A”

Están formados por los elementos representativos donde los electrones externos o electrones de valencia estan en orbitales “s” y/o “p”; por lo tanto sus propiedades dependen de estos orbitales.

Grupos “B”

Están formados por elementos de transición, en cuyos átomos el electrón de mayor energía relativa están en orbitales “d” o “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.

Se denominan elementos de transición, porque se consideran como tránsito entre elementos metálicos de alta reactividad que forman generalmente bases fuertes (IA y IIA) y los elementos de menor carácter metálico que poseen más acentuado su tendencia a formar ácidos (IIIA, IVA, … VIIA).

El grupo VIIIB abarca tres columnas (familia del Fe, Co y Ni). Los elementos del grupo IB (Cu, Ag, Au), así como también los elementos del grupo VIB (Cr y Mo) no cumplen la distribución electrónica, como ya se analizará oportunamente.

Los elementos del mismo grupo generalmente difieren en sus propiedades. Los elementos de transición interna (tierras raras), poseen electrones de mayor energía relativa en orbitales “f” y pertenecen al grupo IIIB; a estos se les denomina lantánidos y actínidos, cuya abundancia en la naturaleza es muy escasa y muchas veces solo se encuentran en forma de trazas combinados con otros elementos, razón por lo cual se llama “tierras raras”.

Lantánidos (lantanoides): comienza con lantano (Z=57) y termina en lutecio (Z=71), poseen propiedades semejantes al lantano.

Actínidos (actinoides): comienza con el actinio (Z=87) y termina con lawrencio (Z=103), poseen propiedades semejantes al actinio

1.4:OCTAVAS DE NEWLANDS(1864)

En 1865, el químico inglés John Alexander Reina Newlands, intentó solucionar el problema del comportamiento periódico de los elementos, colocando los elementos más ligeros en orden creciente según sus pesos atómicos
Newlands se dio cuenta que el octavo elemento se asemejaba al primero, así como el noveno era similar al segundo, etc. A esta observación se le llama, “Ley de las octavas de Newland”, en honor al químico inglés.
Como cada ocho elementos, aparecía otro elemento de iguales propiedades, a Newlands se le ocurrió hacer la comparación entre sus octavas, con las octavas musicales, observando que la periodicidad de las octavas químicas, sugería una armonía como si de música se tratase. Dicha comparación, a pesar de ser idílica y atractiva, carecía de validez alguna, pero fue por ella que a su clasificación le dio el nombre de Octavas de Newlands.

Posteriormente se descubrió una familia de compuestos inertes, formada por el helio, neón, argón, kriptón, y xenón, o lo que es lo mismo, el grupo de los gases nobles. Este descubrimiento transformó a las octavas de Newlands, en novanas.

Los esfuerzos de Newlands, supusieron un gran paso con buena dirección, en los que a clasificación de elementos se refería pero, sin embargo, pueden destacarse tres grandes críticas a su esquema clasificatorio:

• No existía un lugar indicado para los elementos recientemente descubiertos.
• No tuvo mucha consideración con los pesos atómicos, ni siquiera realizó una estimación aproximativa de los valores más probables.
• Algunos elementos no encajaban en el esquema de Newlands , como por ejemplo , el cromo, que quedaba mal posicionado bajo el aluminio, y el magnesio, que es un metal, venía colocado bajo el fósforo que es un no metal, así como el hierro que tratándose de un metal, se encontraba debajo del azufre (no metálico), así que tanto éstos, como otros elementos, no encajaban de ninguna manera en el esquema.
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1.3-ANILLO DE CHANCOURTOIS (1862)

Ordenó los elementos químicos en función creciente a su peso atómico sobre una curva helicoidal que envolvía a un cilindro, cuya base circular fue dividida en 16 partes iguales.

Esta curva helicoidal tenia la particularidad de que si por una parte trazábamos una linea vertical, intersectaba a los elementos con propiedades similares.

1.2-TRIADAS DE DOBEREINER (1829)

Las Triadas de Döbereiner, fue uno de los primeros intentos de clasificación de los elementos químicos, según la similitud de las propiedades, relacionando sus pesos atómicos. Esta clasificación fue realizada por Johann Wolfgang Döbereiner, un químico alemán, que entre otras cosas también estudió los fenómenos de catálisis.

Döbereiner, en 1817, declaró la similitud entre las propiedades de algunos grupos de elementos, que variaban progresivamente desde el primero al último. Veinte años después, en 1827, destacó la existencia de otras agrupaciones de tres elementos, que seguían una análoga relación entre sí.

Estos grupos eran:

• Cloro, bromo y yodo
• Azufre, selenio y telurio
• Litio, sodio y potasio
  

1.1: SISTEMA PERIODICO DE MENDELEIEV 

Mendeleiev había tratado de organizar los elementos químicos de acuerdo a su peso atómico, asumiendo que las propiedades de los elementos cambiarían gradualmente a medida que aumentaba su peso atómico. Lo que descubrió, sin embargo, fue que las propiedades químicas y físicas de los elementos aumentaban gradualmente y que repentinamente cambiaban en ciertos momentos o períodos. Para explicar estas repetitivas tendencias, Mendeleiev agrupó los elementos en una tabla con hileras y columnas.

1: PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS

La primera clasificación basada en las masas atómicas fue elaborada por Johan Wolfang Döbereiner (1780 – 1849), quien en 1817 propuso que existía una sencilla relación numérica entre las masas atómicas de los elementos con propiedades semejantes.

 Otra clasificación basada en las masas atómicas fue la elaborada por John Newlands (1837-1898). Él encontró que si se ordenaban las masas atómicas en orden creciente, la masa de cada octavo elemento estaba relacionada al primer elemento del grupo. A partir de esta clasificación se obtuvieron valores casi exactos de las masas atómicas, lo cual para la época era bastante relevante. 

Berzelius planteó una hipótesis que ahora sabemos que estaba equivocada: en dónde postuló que no podían existir moléculas formadas por átomos iguales. Sin embargo, gracias a la insistencia del químico Italiano Stanislao Cannizaro (1826 – 1910), durante el primer congreso de Química celebrado en Karlsruhe, Alemania, en 1860, que se llegó a un acuerdo sobre la existencia de moléculas formadas por átomos iguales, como el oxígeno (O2) o el nitrógeno (N2). Las contribuciones de Cannizaro fueron tomadas en cuenta por químicos muy importantes, entre ellos el químico ruso Dimitri Mendeleiev (1834 – 1907) y el químico alemán Julios Lothar Meyer (1830 – 1895). Estos dos químicos son famosos por haber propuesto un sistema de periodos para ordenar los elementos (algo que resulta curioso es que sus propuestas son muy parecidas y las hicieron casi en las mismas fechas, sin haber estado en contacto entre ellos). 

¡Bienvenidos alumnos a Química I!

Bienvenidos este blog servirá para repasar los temas vistos en clase, ademas de realizar actividades en casa. Podrás visualizar temas de ayuda y también guías.

Objetos de aprendizaje:

1. Guias 
2. Tabla periódica
3. Temas de ayuda
4. Actividades 

Grupo 100

Nombre:

Ibarra Arteaga Yurani Elia 

Contreras Gonzalez Claudia Isabel

Rocha Picón Ximena Andrehi
Gonzalez De La Rosa Sara Valeria
Gutierrez Tena Zaida Yahaira