1.2 Triadas de Dobereiner (1829)

Johan Dobereiner fue un químico alemán, quien propuso el ordenamiento de los elementos que son semejantes en propiedades de 3 en 3, a lo que denominó “triadas”. Dobereiner además propuso que la masa atómica del elemento central es aproximadamente la semisuma de las masas atómicas de los elementos extremos.

No todos los elementos formaban triadas y el descubrimiento de nuevos elementos con propiedades a veces similares a la de algunas triadas, aumentó el número de elementos en algunas series. Así por ejemplo, el rubidio y el cesio tienen propiedades alcalinas similares a las del litio, sodio y potasio. De este modo se desechó la idea de que los grupos de elementos afines fueran limitados a 3.

La importancia de las triadas de Dobereiner, radica en que, por primera vez, se agrupa a aquellos elementos que tienen propiedades similares, anticipándose el concepto de “familias químicas” que vendría mas tarde.

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 relaciona da 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.

Con todas estas clasificaciones empezó a ser evidente que los elementos podían

acomodarse, de manera sencilla, con base en su masa atómica relativa; y también se encontró que estos acomodos tenían mucho que ver con las propiedades de las

sustancias. Es decir, empezó a ser claro que la estructura de los átomos de cada

elemento determinaba, de alguna forma, las propiedades de la sustancia que en conjunto formaban esos átomos.

Lo anterior se muestra con la clasificación propuesta por William Odling, la cual estaba basada en algunas propiedades, denominadas naturales, de los elementos. Estas propiedades son volúmenes atómicos (el cual se determinaba dividiendo la masa atómica entre la densidad del elemento), acidez o basicidad de sus óxidos, etc. De esta forma Odling obtuvo los siguientes grupos naturales: 

Grupo                        Elemento

1              Fluor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I)

2              Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Telurio (Te)

3              Nitrógeno(N),Fósforo(P),Arsénico(As), Antimonio(Sb),Bismuto (Bi)

4              Boro (B), Silicio (Si),Titanio (Ti), Estaño (Sn)

5              Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K)

6              Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba)

7              Magnesio (Mg), Zinc (Zn), Cadmio (Cd)

8              Berilio (Be), Itrio (Y), Torio (Th)

9              Aluminio (Al), Circonio (Zr), Cerio (Ce), Uranio (U)

10             Cromo (Cr), Manganeso (Mn), Cobalto (Co), Hierro (Fe), Niquel (Ni),

                Cobre (Cu)

11             Molibdeno (Mo), Vanadio (V), Tungsteno (W), Tantalio (Ta)

12            Mercurio (Hg), Plomo (Pb), Plata (Ag)

13            Paladio (Pd), Platino (Pt), Oro (Au)

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).

4.4 Electronegatividad y caracter metalico

La electronegatividad es un concepto químico más que una propiedad de los elementos aunque, por supuesto, el valor de dicha magnitud depende de su comportamiento químico.

La electronegatividad (E_N) mide la mayor o menor atracción -y, por tanto, desplazamiento- que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Su valor se determina a partir de una escala. La más utilizada es la de Pauling, en la que, de forma arbitraria, el F tiene E_N 4,0 y el Cs 0,7.

Ésta es la propiedad relevante en relación con la capacidad de combinación de los átomos y el tipo de enlace que forman.

Fíjate en la imagen para deducir cómo evoluciona la E_N. El color rojo indica valores altos de la propiedad, y el amarillo valores bajos. El color gris indica que no hay datos: como los gases nobles no forman enlaces, no se puede determinar E_N para ellos.

Los metales

Son los elementos que tienen tendencia a perder electrones, formando iones positivos. Ese proceso se llama oxidación. Por el contrario, los no metales ganan electrones, reduciéndose.

La mayor parte de los elementos conocidos son metales, y se conocen desde la antigüedad: hierro, cobre, oro, plata, etc.

¿Dónde están los metales en la tabla periódica? En la parte izquierda, mientras que los no metales se encuentran a la derecha. Los gases nobles no tienen carácter metálico o no metálico.

Los elementos son más reactivos cuanto más metálicos o más no metálicos son, ya que entonces tienen más tendencia a transferir electrones, oxidándose en unos casos y reduciéndose en otros.

Fíjate en la violencia de la reacción del litio con agua, formándose hidróxido de litio en disolución y desprendiéndose hidrógeno según indica la ecuación del proceso

2 Li(s) + 2 H₂O → 2 LiOH(aq) + H₂(g)

Desempéños

Desempéños:

• Describe el proceso historico de la construcción de la Tabla Periódica.
•  Utiliza la Tabla Periódica para obtener informacion de los elementos químicos.
• Comprueba de manera experimental  las propiedades físicas y químicas de algunos elementos quimicos. 
• Ubica los elementos en la trabla periódica a tavés de la interpretacion de su configuracion electronica.
• Identifica aplicaciones de metales, no metales y minerales en el quehacer humano y en el suyo propio.
• Reconoce la importancia socioeconomica de la produccion de metales y no metales de nuestro pais y el mundo.

Objetos de Aprendizaje

Bloque IV

Objetos de Aprendizaje:

4.1 Elementos químicos

Grupo, periodo  y bloque.

4.2 Propiedades periodicas y su variación en la tabla periodica

4.3 Utilidad e importancia de metales y no metales para la vida socioecónomica del país y el mundo.

 

4.2 Afinidad electronica

La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo:

Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el sistema internacional de unidades, en kJ·mol^-1.

También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente la entalpia correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.

Esta propiedad nos sirve para prever qué elementos generarán con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc.

4.3 Energia de ionizacion

La energía de ionización, potencial de ionización o E_I es la energía necesaria para separar un electron en su estado fundamental de un atomo, de un elemento en estado de gas. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

${\displaystyle \ A_{(g)}+E_{I}\to A_{(g)}^{+}\ +e^{-}}$..

Siendo  los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento quimico; , la energía de ionización y  un electron.

$$
{\displaystyle e^{-}}

Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionizacion representa la energía precisa para sustraer el segundo electron; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del atomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el atomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrovoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10^-19 C × 1 V = 1,6 × 10^-19 J

En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el numero atomico, es decir, de arriba abajo.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s² y s² p³, respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.