Relaciones periódicas entre elementos

Genaro Garduño
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Resumen de Química Chang. 8.2-8.6

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Relaciones periódicas entre elementos
  1. Clasificación periódica de los elementos
    1. Elementos Representativos o elementos del grupo principal.
      1. IA-7A. Todos tienen incompletos los subniveles s o p.
      2. Gases Nobles
        1. 8A. Todos (a excepción del Helio) tienen el subnivel p completamente lleno.
        2. Metales de Transición
          1. 1B, 3B-8B. Tienen incompleto el subnivel d.
          2. Lantánidos Actínidos
            1. Su subnivel f está incompleto
            2. - Electrones del nivel de energía externo: - Electrones de valencia. Los que no son de valencia: electrones internos.
            3. Variaciones periódicas de las propiedades físicas
              1. Los elementos presentan variaciones periódicas en sus propiedades físicas y comportamiento químico.
                1. La carga nuclear efectiva (Zefect) es la carga nuclear detectada por un electrón cuando se toman en cuenta tanto la carga nuclear real (Z) como los efectos repulsivos (pantalla) de los demás electrones.
                  1. Zefect = Z – s. s = constante de apantallamiento. z = carga nuclear real.
                  2. Radio atómico. Es la mitad de la longitud entre los núcleos de dos átomos metálicos adyacentes o de una molécula diatómica. Aumenta conforme los niveles de energía
                    1. El radio iónico es el radio de un catión o un anión. Es posible medirlo por difracción de rayos X. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
                      1. Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, esperamos un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta, si es catión, disminuye.
                    2. Energía de Ionización
                      1. Existe una relación estrecha entre la configuración electrónica y el comportamiento químico
                        1. La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.
                          1. Para los átomos polielectrónicos, la cantidad de energía requerida para desprender el primer electrón del átomo en su estado fundamental, se denomina primera energía de ionización (I1). Posteriormente segunda energía de ionización y así consecuentemente. Aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.
                          2. Afinidad Electrónica
                            1. Es el valor negativo del cambio de energía que se desarrolla cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. También se puede definir como la capacidad del átomo para aceptar uno o más electrones.
                              1. Si es positiva, es más afin para aceptar un electrón
                              2. La afinidad electrónica se determina desprendiendo el electrón adicional de un anión. Sin embargo, en contraste con la energía de ionización, la afinidad electrónica es difícil de medir porque los aniones de muchos elementos son inestables.
                              3. Variación de las propiedades químicas de los elementos representativos
                                1. Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica.
                                  1. Hidrógeno (1s1): No hay una posición totalmente adecuada para el hidrógeno en la tabla periódica. En realidad forma una clase independiente.
                                    1. Elementos del grupo 1A (ns1, n ≥ 2): Todos estos elementos tienen una baja energía de ionización y, por tanto, gran tendencia a perder el único electrón de valencia.
                                      1. Elementos del grupo 2A (ns2, n ≥ 2): Como grupo, los metales alcalinotérreos son algo menos reactivos que los metales alcalinos. Tanto la primera como la segunda energía de ionización disminuyen desde el berilio hacia el bario.
                                        1. Elementos del grupo 3A (ns2np1, n ≥ 2): El boro no forma compuestos iónicos binarios y no reacciona con el oxígeno gaseoso ni con el agua. El siguiente elemento, el aluminio, forma fácilmente óxido de aluminio cuando se expone al aire. Los demás elementos metálicos del grupo 3A forman tanto iones monopositivos como iones tripositivos.
                                          1. Elementos del grupo 4A (ns2np2, n ≥ 2): El carbono, es un no metal y los dos miembros siguientes, silicio y germanio, son metaloides. Estos elementos no forman compuestos iónicos. Los elementos metálicos de este grupo, estaño y plomo, no reaccionan con agua pero sí con ácidos para liberar hidrógeno gaseoso
                                            1. Elementos del grupo 5A (ns2np3, n ≥ 2): El nitrógeno y el fósforo son no metales; el arsénico y el antimonio son metaloides, y el bismuto es un metal. Así, es de esperar una mayor variación en las propiedades dentro del grupo.
                                              1. Elementos del grupo 6A (ns2np4, n ≥ 2): Los tres primeros miembros del grupo (oxígeno, azufre y selenio) son no metales y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides.
                                                1. Elementos del grupo 7A (ns2np5, n ≥ 2): Todos los halógenos son no metales con la fórmula general X , donde X representa un elemento halógeno. Debido a su gran reactividad, los halógenos nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza.
                                                  1. Elementos del grupo 8A (ns2np6, n ≥ 2): Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienen llenos por completo los subniveles externos ns y np, lo que les confiere una gran estabilidad. No tienen a aceptar más electrones.
                                                  2. Genaro Garduño Ramírez. A01335963
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