Unidad 2 Apuntes Quimica Inorganica

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.

.



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



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.



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



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.



VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS



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



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.



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



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



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



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.



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)



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.



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



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

Unidad 2 Apuntes Quimica Inorganica

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