Guía 3 de Química: organización de los elementos

Llevó casi la primera mitad del siglo XIX organizar los ya unos cuantos elementos para tratar de comprender sus propiedades. Y poco a poco, estudiando semejanzas y diferencias entre esas mismas propiedades, se fue encontrando que escondían ciertas regularidades que podían permitir organizarlos de alguna manera.

No podemos ignorar el trabajo que Johan Döbereiner, un profesor de la Universidad de Jena, realizó entre 1817 y 1829 cuando presentó su “ley de las tríadas”. Descubrió tendencias en ciertas propiedades de grupos seleccionados de elementos.

Por ejemplo, la masa atómica media de litio y potasio estaba cerca de la masa atómica de sodio. Un patrón similar se encontró con el calcio, estroncio y bario, con azufre, selenio, y teluro, y también con cloro, bromo, y yodo. Además, las densidades para algunas de estas tríadas siguieron un patrón similar.

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

Disculpen pero siempre me ha gustado destacar los científicos que intentaron pero que no consiguieron, algo así como los “soldados desconocidos” que sentaron bases para otros que por alguna razón pudieron lograrlo.

En 1860 se comenzó a ordenar el caos y las cosas se hicieron más sencillas con recursos como la Tabla Periódica.

En esta Guía, que debe analizarse con esa Tabla bien cerca, los “ruidos” fueron transformándose en “música”.

Espero que la disfruten.

CONTENIDO:

 1 - ¿A qué llamamos “elemento” en Química?
 2 - ¿Cómo se llegó a ordenar los elementos químicos en tablas?
 3 - ¿Qué relaciones manifiestan los elementos con su estructura nuclear y electrónica?
 4 - ¿Qué elementos forman el grupo I-A?
 5 - ¿Qué elementos forman el grupo II-A?
 6 – ¿Qué elementos forman el grupo III-A?
 7 - ¿Qué elementos forman el grupo IV-A?
 8 - ¿Qué elementos forman el grupo V-A?
 9 - ¿Qué elementos forman el grupo VI-A?
10 - ¿Qué elementos forman el grupo VII-A?
11 - ¿Qué elementos forman el grupo VIII-A (ó 0)?
12 - ¿Cuáles son los “elementos de transición”?
13 - ¿Cuáles son los “elementos de transición interna?
14 - ¿Qué propiedades se conocen como “periódicas”?
15 - ¿Cómo varía el “tamaño atómico”?
16 - ¿Cómo varía el “potencial de ionización”?
17 - ¿Cómo varía la “afinidad electrónica”?
18 - ¿Cómo varía la “electronegatividad”?
19- ¿Cómo varía la “electropositividad”?

Aunque ya no lo expresan con la seguridad que solían hacerlo, los físicos y los químicos nos siguen diciendo que sólo existen los elementos que encontramos en la Tabla Periódica actualmente en uso. Es que nuestra visión del universo según se aceptaba en la segunda mitad del siglo XX ha ido cambiando y "hay más cosas en el cielo y en la tierra...", al decir de Shakespeare mucho tiempo antes.

Sin embargo, en esta segunda década del siglo XXI todavía parece suficientemente confiable recurrir al ordenamiento periódico para al menos aproximar explicaciones acerca del comportamiento probable de cada presentación aceptada de protones, neutrones y electrones.

Cuando allá por 1963 recibía mis primeras clases universitarias de "Introducción a la Química" en la Universidad Nacional de La Plata, recuerdo que hasta la gigantesca tabla de "núclidos" que incluía los elementos conocidos y sus isótopos era toda una novedad. Incluso de hablaba casi en voz baja de los electrones y menos aún podía asegurarse que los hubiese positivos y negativos, ni tampoco los alumnos llegábamos a comprender cabalmente a qué se referían cuando nos adelantaban la posible existencia de unos "neutrinos" que no tenían carga ni masa.

Pero por algún costado de la Química había que comenzar y los cincuenta años transcurridos nos demostraron que en la ciencia todo es cuestión de "modelos", y que había que construir continuamente nuevos que remplazaran los anteriores. Y eso es parte de la belleza de este juego que propone pequeños pasos hacia una verdad absoluta que seguramente nunca se conocerá.

Si te interesa recibir una copia electrónica de esta Guía te diré cómo lograrla. Envíame un email a mi correo danielgalatro@gmail.com o completa y remite el formulario de contacto que encontrarás en este mismo blog y verás que es muy sencillo.

Te estaré esperando.

Prof. Daniel Aníbal Galatro
Esquel - Chubut - Argentina

Guía 1 de Química: la Tabla Periódica como nunca la has visto antes

Desde hace muchos años, al explicar la Tabla Periódica de Mendeleiev con los elementos organizados en períodos, grupos y demás, vengo relacionando los comportamientos de los átomos con las formas de comportarse los individuos en una sociedad como la nuestra.

Y resultó así que los alumnos comprendían más fácilmente ciertas propiedades de los átomos de un elemento químico al compararla con individuos de cierta clase social.

Así que te invito a ir leyendo estas consignas teniendo a mano esa maravillosa Tabla Periódica que permitió transformar una Alquimia desorganizada en una Química organizada.


Para ello debes conseguir tu propia copia de esta Guía, algo muy sencillo de lograr. Averigua cómo, enviándome un email a mi correo personal danielgalatro@gmail.com o utilizando el formulario de contacto que encontrarás en este mismo blog.

No dudo que será una experiencia inolvidable que te permitirá comprender muy fácilmente lo que suele resultar dificultoso.

Te estaré esperando.

Prof. Daniel Aníbal Galatro

Electropositividad y electronegatividad

Elementos electropositivos y electronegativos


Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.(no metales).

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los halógenos de fuerte carácter electronegativo.
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En la imagen, Linus Pauling. Un grande.

La obtención de Silicio - de una monografía por Jorge Jacomino

A partir del análisis de fuentes informativas entre los que se incluyen reportes empresariales, de firmas productoras y comerciales, artículos científicos, entre otras, se observa que dentro del contexto de los acontecimientos políticos internacionales que el desarrollo de la generación de energía eléctrica a partir de paneles fotovoltaicos se está limitándolo sutilmente y formando artificialmente la denominada "burbuja de silicio" por las transnacionales de la industria microelectrónica y productoras de energía eléctrica.

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...lo que no se ha reportado con valentía por las fuentes internaciones consultadas, es que la energía fotovoltaica no se ha desarrollado más por que el petróleo, el carbón y los reactivos nucleares son instrumentos de poder y de dominio económico y político y todas o casi la gran mayoría de las patentes y de los científicos han sido comprados y acaparados hasta que oportunistamente sean empleados todos estos recursos.
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El material con la pureza adecuada para la fabricación de dispositivos fotovoltaicos deberá tener "pureza grado solar", esto se aplica tanto al cristal semiconductor, como a los reactivos empleados y materiales empleados como precursores. El "Silicio de Grado Solar"(Si-GS) solo podrá tener algunas partes por millones (1 ppm = 1/106) de impurezas activas, las impurezas inactivas no deberán superar las partes por millón.

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¿Por qué se eligió el silicio y no el germanio o el selenio? Porque el Si presenta en primera instancia un mayor ancho de banda, que le infiere una menor corriente de fuga, y por las propiedades del óxido de silicio (SiO2), como material fundamental para el desarrollo de la tecnologíaplanar. La posible capacidad máxima de convertir energía solar en eléctrica es del 25 %. En condiciones de laboratorio (en Australia) se ha logrado alcanzar una conversión del 24.7% de eficiencia, es decir que se ha logrado un 98.8 % del potencial de conversión teórico del silicio.
...

El silicio es el elemento, tras el oxígeno, más abundante y distribuido en la corteza terrestre de nuestro planeta, pero no se encuentra puro como tal en la naturaleza, sino combinado con oxígeno. El 27,2% de la corteza terrestre (0,7% de la masa del planeta) está constituida por el elemento silicio (Si), en la cual están distribuidos más de 6000 minerales descubiertos hasta la actualidad.

Como el 12,6 % de la corteza terrestre (~353 Petatoneladas ,1015t) corresponde al dióxido de silicio (SiO2) en estado libre (cuarzo y sus variedades de sílice) y accesible a la tecnología actual, resulta entonces que el potencial silícico constituye prácticamente una fuente "inagotable" y explotable de materia prima, distribuida de una forma bastante "equitativa" en la corteza terrestre y en casi todos los países hay yacimientos de minerales portadores de sílice.
Tanto en Cuba como en Venezuela y China existen cuantiosas reservas minerales con contenidos de sílice superiores al 90% de SiO2 en diferentes formas minerales: cuarzo, cuarcita, arena sílice, ágata, ópalo, vidrio volcánico, etc. Por esta situación es que regularmente los países productores de Si grado metalúrgico (Si-GM) se autoabastecen de la materia prima necesaria de sus fuentes autóctonas. En el continente Americano, Brasil posee las mayores reservas de cuarzo de buena calidad, fundamental para obtener el silicio ultra puro.

La granulometría de las materias primas juega un factor importante no solo en el redimiendo y productividad del proceso metalúrgico sino también por su influencia sobre el medio ambiental por la producciónde polvo, por lo que se debe exigir un control en el corte inferior de éstas. Entre mayor pureza tenga el mineral de sílice y mayor control de sus especificaciones mejor calidad tendrá el Si-GM. El precio de los minerales, con un contenido superior al 90 % de sílice y ya beneficiados, oscila entre 6 a 38 €/t según el contenido de impurezas, sin incluir la transportación.

Otras fuentes de materias primas para la industria fotovoltaica son los residuos de la Industria electrónica. En la industria electrónica, una apreciable cantidad el silicio que se queda en los crisoles donde se funde el "polisicio", al obtener Si-GE cristalino, es utilizada por el sector solar.

La industria electrónica, también, al cortar los lingotes de Si-GE para obtener sus propias obleas desperdicia aproximadamente un 10% del Si-GE, que también se emplea en la industria solar y además unos 10 millones de obleas, que no pasan los requisitos del control de calidad van a engrosar la disponibilidad, de la que se beneficia la industria solar para obtener más materia prima, bien como silicio, o como oblea que luego se limpia y se clasifica para ser usada directamente en la fabricación de células.
De aquí se pone en evidencia la sustancial dependencia que presenta la industria solar de la industria electrónica. Aun no existen grandes plantas industriales para producir independientemente de la industria electrónica obleas de Si-GS a partir de minerales de sílice. Esto no excluye que se pueda seguir empleado los rechazos de la producción de la industria electrónica.
 
Para ver el trabajo completo:
Actualidad, perspectivas del desarrollo de la obtención de Silicio - Hacia las energías limpias

http://www.monografias.com/cgi-bin/jump.cgi?ID=147179

Combinaciones con oxígeno

· Cuando un elemento, metálico o no metálico se combina con oxígeno, forma siempre un óxido, en el que, compartiendo electrones con el oxígeno o cediéndoselos, el elemento queda con carga positiva.

El oxígeno siempre gana 2 electrones en la combinación.

Pero los óxidos de los metales no tienen igual comportamiento que los óxidos de los no metales, por los que los diferenciaremos a continuación.

Combinación de un metal con oxígeno:

· Cuando el óxido de un metal se disuelve en agua, forma un compuesto llamado "hidróxido", que tiene exceso molecular de electrones, es decir, tendencia a cederlos. Esta propiedad se denomina "carácter básico" y, por ello, los óxidos de los metales se denominan "óxidos básicos".

Combinación de un no metal con oxígeno:

· Cuando el óxido de un no metal se disuelve en agua, forma un compuesto llamado "ácido", que tiene defecto molecular de electrones, es decir, tendencia a ganarlos.

Esta propiedad se denomina "carácter ácido" y, por ello, los óxidos de los no metales se denominan "óxidos ácidos".

Como antiguamente estos óxidos se obtenían solamente por deshidratación de ácidos, se los suele denominar también "anhídridos" (sin agua).

Como los ácidos formados contienen oxígeno, pueden llamarse "oxácidos", para diferenciarlos de los "hidrácidos" que no lo contienen.

Reglas de nomenclatura de los óxidos:

Hay varias que se aplican simultáneamente.

Son fijadas por los Congresos de la IUC (International Union of Chemistry) y la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).

Veremos las de uso más frecuente.

· Como un elemento puede ceder o compartir uno o más de sus electrones de valencia, formará uno o más óxidos diferentes.

· Si solamente puede ceder o compartir un único número fijo de electrones, formará un único óxido que se denominará "óxido de ..." u "óxido ...ico".

Por ejemplo, el Aluminio, que sólo puede ceder 3 electrones, formará el óxido de aluminio: Al2O3 (también denominable "óxido alumínico").
· En cambio, el Hierro puede ceder o compartir, según la cantidad de oxígeno presente, 2 de sus electrones de valencia o los 3.

Esto hará que forme dos óxidos básicos diferentes.

El más habitual (en el que el Hierro cede 3 electrones) se denominará "óxido férrico" (Fe2O3), en tanto que aquél en el que, por no haber oxígeno suficiente, cede o comparte solamente 2 electrones, llevará el nombre de "óxido ferroso" (FeO).
· En general:

Si hay solamente una cantidad fija de electrones de valencia que puede perderse o compartirse, entonces será "óxido de ... " u "óxido ...ico".

Si hay dos posibles, el menor será "óxido ...oso" y el mayor "óxido ...ico".

Si hubiera tres posibles, el que menos cede formará uno menor que el "...oso" y se llamará menor que (hipo) "oso", es decir, "óxido hipo...oso", el siguiente "óxido ...oso", y el mayor "óxido ...ico".

Si fueran cuatro las posibilidades, habría que agregar uno mayor que (per) "ico", denominándose "óxido per...ico".

Combinaciones con hidrógeno

· Cuando un elemento metálico se combina con el hidrógeno, forma compuestos en los que el metal pierde su electrón y el hidrógeno lo gana.

En general se denominan "hidruros".

Por ejemplo: Na+H- (hidruro de sodio).

Su nombre siempre lleva la denominación "hidruro de ...

El sufijo "uro" indica ausencia de oxígeno.

· Cuando un elemento no metálico se combina con el hidrógeno, forma compuestos en los que el hidrógeno pierde su electrón y el no metal lo gana.

En general se denominan "hidrácidos", aunque hay excepciones importantes, tales como el NH3 (amoniaco) y el H2O (agua).

Por ejemplo: Cl-H+ (ácido clorhídrico).

Salvo en las excepciones que utilizan nombres de fantasía, los compuestos se denominan "ácido ... hídrico".

Potencial de ionización

Potencial de ionización es la energía mínima necesaria para sacar un electrón de un átomo cuando éste se encuentra en estado gaseoso y eléctricamente neutro.

En la tabla, la energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda.

En general, los átomos de menor potencial de ionización son de carácter metálico (pierden electrones) en tanto que los de mayor energía de ionización son de carácter no metálico (ganan electrones).

Tabla Periódica: Grupo VII-A

Lo integran los elementos llamados "halógenos" (formadores de sales).

Son el Flúor, el Cloro, el Bromo, el Yodo y el Astato.

En su última capa tienen siete electrones, dos en una subcapa s y cinco en subcapas p.

El Flúor es el elemento con mayor tendencia a ganar electrones (ningún otro puede quitárselos), y su única valencia es 1. Es el único elemento que no logra, por lo expuesto, formar óxidos con el Oxígeno, el segundo en el ránking de electronegatividad.

Los restantes tienen opciones entre las valencias 1, 3, 5 y 7.

Los cuatro primeros son no metales en tanto que el Astato se comporta como metal.

En condiciones normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 0°C, respectivamente), el Flúor y el Cloro son gaseosos, el Bromo es líquido, y los restantes son sólidos.

Los halógenos se desplazan mutuamente de los compuestos a medida que aumenta su electronegatividad (de abajo hacia arriba en la tabla): es que está más arriba desplaza al que está más abajo.

Con los metales producen sales iónicas.

Con gas hidrógeno forman haluros que, al disolverse en agua, generan hidrácidos (ácidos no oxigenados).

Tabla Periódica: Grupo VI-A

Es el grupo de elementos que preside el Oxígeno.

Se los llama "anfígenos".

Con están el Azufre, el Selenio, el Telurio y el Polonio.

En su última capa tienen 6 electrones de valencia, dos en una subcapa s y cuatro en subcapas p.

El Oxígeno siempre actúa con valencia 2, en tanto que los demás optan entre 2, 4 y 6.

El Oxígeno, el Azufre y el Selenio son no metales, el Telurio es anfótero, y el Polonio se comporta habitualmente como metal.

Cuando el oxígeno reacciona con un metal forma un óxido básico (al disolverse en agua se convierte en un hidróxido); cuando reacciona con un no metal forma un óxido ácido (al disolverse en agua se convierte en un oxácido). Antiguamente, a los óxidos ácidos se los conocía como "anhídridos".

Los óxidos de Selenio y Telurio se preparan calentando estos elementos con ácido nítrico.

Tabla Periódica: Grupo V-A

Es el grupo encabezado por el Nitrógeno.

Debajo de él se encuentran el Fósforo, el Arsénico, el Antimonio y el Bismuto.

En su última capa poseen cinco electrones de valencia, dos en una subcapa s y tres en subcapas p.

El Nitrógeno tiene, como posibilidades de combinación, 2, 3, 4 ó 5 electrones, en tanto que los restantes solamente 3 y 5.

El Nitrógeno y el Fósforo se comportan como no metales, el Arsénico como anfótero, y los restantes actúan preferentemente como metales.

En presencia de hidrógeno gaseoso, el Nitrógeno forma amoníaco (NH3) (método de Haber).

Por reacción con halógeno, el Fósforo, el Arsénico, el Antimonio y el Bismuto forman haluros.

El Nitrógeno forman óxidos que, disueltos en agua, producen luego los oxácidos correspondientes (valencias +3 y +5).

Tabla Periódica: Grupo IV-A

Es el grupo presidido por el Carbono.
Lo integran, además, el Silicio, el Germanio, el Estaño y el Plomo.

En su capa más externa poseen cuatro electrones de valencia, dos en una subcapa s y dos en subcapas p.

El Carbono, el Estaño y el Plomo pueden intercambiar 2 ó 4 electrones, en tanto que el Silicio y el Germanio sólo pueden intercambiar 4.
El Carbono actúa como un no metal, el Silicio como un anfótero y los restantes tienen características metálicas.

El Carbono se diferencia de los otros por su posibilidad de formar cadenas y anillos uniéndose a otros carbonos (Química Orgánica).
El Carbono reacciona con el óxido cúprico (Cu +2) produciendo dióxido de carbono.
El Carbono reacciona con el vapor de agua formando dióxido de carbono e hidrógeno gaseoso.

El Estaño y el Germanio reaccionan con el ácido nítrico para general óxidos insolubles.

El Plomo reacciona con el ácido nítrico formando nitratos solubles.

El Germanio, el Estaño y el Plomo forman haluros, óxidos y sulfuros como lo hacen la mayoría de los metales.

Tabla Periódica: Grupo I-A

Tienen un sólo electrón de valencia en una subcapa s.

Hay dos subgrupos:

· el integrado solamente por el Hidrógeno, no metal, con tendencia a ganar electrones.

· el integrado por el Litio, el Sodio, el Potasio, el Rubidio, el Cesio y el Francio, con comportamiento de metales (forman hidróxidos químicamente básicos), y tienen a ceder su electrón de valencia. Se los llama "alcalinos".

La atracción entre el núcleo y el electrón de valencia es débil y, por ello, el radio atómico es grande.

Son marcadamente electropositivos (poco electronegativos).

Ceden con facilidad su electrón de valencia.

En presencia de agua forman hidróxidos, liberando hidrógeno gaseoso.

Al ser expuestos al oxígeno del aire forman óxidos o peróxidos (-O-O-).

Al contacto con un halógeno (grupo VII-A) forman sales no oxigenadas (haluros).

Con azufre producen sulfuros.

Con ácidos fuertes salifican liberando hidrógeno gaseoso.

Con hidrógeno forman hidruros.