Bloque s - Propiedades caracteristicas y reacciones PDF

Preview

Summary

Propiedades caracteristicas y reacciones...

Description

SEMINARIO 8 TABLA PERIÓDICA QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS DEL BLOQUE s Tabla periódica. La clasificación periódica moderna de los elementos tuvo su origen en los trabajos de Julius Meyer y en particular Dimitri Mendeleev, ambos dados a conocer en 1869. Dimitri Mendeleev propuso una “ley periódica”: cuando los elementos se estudian en orden creciente de peso atómico la similitud de las propiedades ocurre periódicamente. En la actualidad, la tabla está ordenada de tal forma que los elementos que poseen propiedades químicas y físicas similares aparecen en columnas verticales denominadas grupos o familias. Los períodos están formados por aquellos elementos que están dispuestos en la tabla en líneas horizontales y tienen igual número cuántico principal. En general en la mayoría de las tablas el conjunto de elementos que aparecen en la parte inferior de la tabla (lantánidos) debería colocarse en el cuerpo de la misma después del lantano siguiendo el orden de peso atómico, de modo que el sexto período posea 32 elementos; este arreglo no se utiliza para facilitar su reproducción. Para los actínidos, que aparecen debajo de los lantánidos en la base de la tabla periódica, son pertinentes las mismas consideraciones. Deberían insertarse en el séptimo período (el cual todavía no se completó) después del actinio. Los elementos pueden dividirse en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad, mientras que un no metal generalmente es un mal conductor del calor y la electricidad. Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales. La mayoría de los elementos conocidos son metales; sólo diecisiete elementos son no metales y ocho son metaloides. A lo largo de cualquier período, de izquierda a derecha las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian de manera gradual de metálicas a no metálicas. En general, se hace referencia a los elementos en forma colectiva por su número de grupo en la tabla periódica (grupo 1, grupo 2 y así sucesivamente). Sin embargo, algunos grupos tienen nombres especiales. Los elementos del grupo 1 se denominan metales alcalinos y los elementos del grupo 2 se llaman metales alcalino-térreos. Los elementos del grupo 16 reciben el nombre de calcógenos, los del grupo 17 reciben el nombre de halógenos y los del grupo 18 se conocen como gases nobles. Otra forma de pensar como está organizada la tabla periódica es a partir de la configuración electrónica de los elementos. De esta manera, la tabla se divide en bloques denominados s, p, d y f, de acuerdo con el nombre del último subnivel ocupado que posee el 1

elemento. Esto se determina mediante el uso del principio de construcción, que es el procedimiento con el que se diseña la configuración electrónica. Los elementos representativos engloban a los del bloque s (electrones de valencia en orbitales s) y a los del bloque p (electrones de valencia en orbitales p). Los elementos del bloque d (electrones de valencia en orbitales d) engloban a los elementos de transición y los del bloque f (electrones de valencia en orbitales f ) corresponden a los elementos de transición interna. La tabla periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los elementos en forma sistemática y ayuda a realizar predicciones con respecto al comportamiento químico. Propiedades Periódicas. 1. Radio atómico El tamaño atómico es un concepto muy útil que nos puede ayudar a entender la química de los elementos, ya que numerosas propiedades físicas, incluidas la densidad, el punto de fusión y el punto de ebullición están relacionadas con el tamaño de los átomos. El tamaño de un átomo se define en términos de su radio atómico, que es la mitad de la distancia entre los dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. Para los átomos que están unidos entre sí formando una red tridimensional, el radio atómico es la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos. Para los elementos que existen como moléculas diatómicas sencillas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una molécula específica. Dentro de un grupo, el radio aumenta a medida que aumenta el número atómico, ya que aumenta el número cuántico principal de los electrones de valencia y en consecuencia quedan a mayores distancias del núcleo. Sin embargo, en un período, el radio disminuye a medida que aumenta el número atómico. En este caso, el número cuántico principal de los electrones es el mismo, pero a medida que aumenta la carga nuclear, los electrones tienden a ser más atraídos hacia el núcleo y por lo tanto los átomos se hacen más pequeños. 2 Radio iónico El radio iónico es el radio de un catión o de un anión. Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, se espera un cambio de tamaño. En el caso en que se forme un catión, el radio de éste es menor al de sus respectivos átomos, porque a medida que aumenta la carga nuclear, la nube electrónica tiende a contraerse. Al igual que los radios atómicos, los radios de los cationes aumentan al descender en un grupo debido a que los electrones

1

ocupan niveles con un mayor número cuántico principal. En cambio, cuando se forma un anión, el radio es mayor que el del elemento en estado neutro. Esto se debe a que la carga nuclear permanece constante pero los electrones se repelen entre sí con mayor fuerza al aumentar el número de electrones de la capa de valencia. 3 Energía de ionización. La energía de ionización es la energía que se requiere para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Cuanto mayor es la energía de ionización es más difícil quitar el electrón. Generalmente se expresa en kJ/mol. La primera energía de ionización corresponde a la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo neutro: Mg (g)

Mg+(g) + e-(g)

E1= 736 kJ/mol

La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un catión monovalente en fase gaseosa: Mg+(g)

Mg2+(g) + e-

E2= 1450 kJ/mol

Siempre se cumple que la primera energía de ionización es menor que la segunda y a su vez la segunda menor que la tercera. Esto se debe a que el ion al tener carga positiva cada vez mayor hay mas predominio de la carga nuclear sobre los electrones y es mas difícil sustraerle un nuevo electrón. Asimismo cuando el catión adquiere la configuración electrónica del gas noble se hace mucho más difícil quitarle otro electrón, en el ejemplo anterior para el Mg2+ la tercera energía de ionización es de orden de los 14800 kJ/ mol. La primera energía de ionización aumenta a medida que aumentan los números atómicos de los elementos dentro de un período. Por otro lado, se observa una disminución a medida que aumenta el número atómico en un grupo. Esto indica que se necesita menos energía para arrancar un electrón de un átomo de cesio, por ejemplo, que a un átomo de sodio. Los elementos con baja energía de ionización tienden a formar cationes fácilmente. 4 Afinidad electrónica La afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anión. La ecuación es: X(g) + e-(g)

X-(g)

1

Una afinidad electrónica alta indica que se desprende mucha energía al incorporar un electrón al átomo. En cambio, si toma valores negativos significa hay que entregar energía para agregar un electrón a un átomo. La afinidad electrónica es más alta en los no metales que en los metales, especialmente en la zona superior derecha de la tabla periódica (el triangulo formado por el oxigeno, fluor y cloro). Los elementos del grupo 17 pueden incorporar un electrón con desprendimiento de energía. Esto se debe a que cuando se introduce un electrón, cada átomo de halógeno adquiere la configuración electrónica estable de gas noble que aparece de inmediato a su derecha. 5 Electronegatividad. La capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico se denomina electronegatividad. Los átomos con electronegatividad alta tienen más tendencia a atraer electrones que aquellos con electronegatividad baja. Como es de esperarse, la electronegatividad se relaciona con la afinidad electrónica y la energía de ionización. De esta manera, un átomo con afinidad electrónica y energía de ionización altas posee electronegatividad alta. Por el contrario, un átomo con baja energía de ionización y baja afinidad electrónica tiene electronegatividad baja.

QUÍMICA DE LOS ELEMENTOS DEL BLOQUE s: Grupo 1 y 2 Bloque s. Los elementos del bloque s son aquellos cuyos átomos en estado fundamental sólo tienen ocupados parcial o totalmente el orbital s de la capa de valencia. Estos elementos conforman los grupos 1 (metales alcalinos) y 2 (metales alcalino-térreos) de la Tabla Periódica y presentan las configuraciones electrónicas ns1 y ns2, respectivamente Son elementos muy reactivos para aparecer en estado puro en la naturaleza. Como las primeras energías de ionización de estos metales son bajas son altamente reactivos al ponerlos en contacto con agua. El agua se reduce y produce hidrógeno, y el metal se oxida. Se encuentran como cationes en un único estado de oxidación +1 para el grupo 1 y +2 para el grupo 2. Grupo 1. Está compuesto por el litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) y francio (Fr). Todos los elementos de este grupo son blandos y de color gris plateado. Sus

1

puntos de fusión decrecen a medida que aumenta el número atómico. Se encuentran normalmente en forma de cationes con una sola carga. Reducen el agua tanto más vigorosamente cuanto más grande sea el número atómico. Sus cationes tienden a formar compuestos más estables con aniones de tamaño similar. El litio difiere significativamente de los otros elementos del grupo 1 y tiene una relación diagonal con el magnesio. El tamaño de este catión lo hace fuertemente polarizante y los enlaces iónicos tienen un pronunciado carácter covalente. Debido a su relación carga/tamaño, el catión Li+ genera una fuerte interacción de tipo ión-dipolo (Li + – agua), esto hace que las soluciones acuosas de las sales de litio sean densas. En la tabla 1 se muestran las propiedades químicas de los metales del grupo 1. Tabla 1: Propiedades químicas de los metales del grupo 1. Reactivo

Reacción con el metal del grupo 1 (M)

Hidrógeno Oxígeno

2 M(s) + H2(g) 2 MH(s) Hidruros 4 Li(s) + O2(g)  2 Li2O(s) óxido 2 Na(s) + O2(g)  Na2O2(s) peróxido M(s) + O2(g)  MO2(s) superóxido (M = K, Rb, Cs) 2 M(s) + X2(s, l, g)  2 MX(s) 2 M(s) + 2 H2O(l)  2 MOH(ac) + H2(g)

Halógeno (X2) Agua

Como podemos ver en la tabla 1 una de las reacciones diferenciales entre los metales alcalinos es la reacción con oxigeno. Solo el Li da el oxido normal y reacciona en agua formando una solución de hidróxido de litio. En cambio el Na da el peróxido de sodio que reacciona en agua dando hidróxido de sodio y peróxido de hidrogeno. Los superóxidos se formarán cuando el K, el Rb o el Cs reaccionen con oxigeno y su posterior reacción con el agua será un proceso redox que implica la dismutación del anión superóxido. Li2O (s) + H2O(l)  2 LiOH (ac) Na2O2(s) + 2 H2O(l)  H2O2(ac) + 2 NaOH 2 KO2 + 2 H2O(l)  H2O2(ac) + 2 KOH (ac) + O2 (g) Suele ocurrir que los compuestos formados por aniones y cationes de radio iónico similar sean más estables que aquellos formados a partir de radios muy diferentes. El Li debido a su pequeño tamaño forma el oxido. El Na tiene mayor radio ionico que el Li y forma el 1

peróxido; a medida que aumenta el radio y el catión es mayor se forma el superóxido como en el caso del potasio. Grupo 2. Este grupo está constituido por berilio (Be), calcio (Ca), magnesio (Mg), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). Las reacciones de estos metales con oxígeno y agua se vuelven más violentas a medida que se desciende en el grupo. El berilio presenta propiedades algo anómalas, no reacciona con el agua ni siquiera al calentarlo al rojo, tiene carácter no metálico, es fuertemente polarizante (debido a su alta densidad de carga) y por lo tanto, los compuestos de berilio tienen carácter covalente. La serie calcio, magnesio, estroncio, bario y radio, presenta propiedades químicas graduales. En la tabla 2 se muestran las propiedades químicas de los metales del grupo 2. Tabla 2: Propiedades químicas de los metales del grupo 2. Reactivo

Reacción con el metal del grupo 2 (M)

Hidrógeno Oxígeno

M(s) + H2(g)  MH2(s) hidruros 2 M(s) + O2(g)  2 MO(s) oxidos normales

Halógenos (X2) Agua Carbonatos

M(s) + X2(s, l, g)  MX2(s) M(s) + 2 H2O(l)  M(OH)2(ac) + H2(g) excepto Be M2+(ac) + CO32-(ac)  MCO3(s) Al calentar el precipitado obtenido: MCO3 (s)  M(s) + CO2(g)

Como podemos ver en la tabla 2 los metales alcalinos reaccionan con oxigeno para dar oxidos normales. Sin embargo en el caso del óxido de berilio (BeO) es el único oxido de carácter anfótero, mientras que el resto son óxidos básicos y reaccionan con el agua para formar hidróxidos. Los hidróxidos son poco solubles pero su solubilidad aumenta con el Z. Como el OH- es un ion pequeño, su energía reticular debería cambiar mucho al cambiar el tamaño del catión. Por lo tanto la tendencia de la solubilidad de los hidróxidos está regida predominantemente por la entalpia reticular. MO (s) + H2O (l)  M(OH)2 (ac)

BeO (s) + 2 H+ (ac)

Be2+ (ac) + H2O

1

BeO (s) + 2 OH- (ac) + H2O

Be (OH)42- (ac)

Compuestos más importantes del grupo 2. Los óxidos se forman por descomposición de los carbonatos MCO3(s) CO2(g) + MO(s) (en presencia de calor) Los hidróxidos son formados por la acción del agua sobre los óxidos o por precipitación de sales solubles; son poco solubles en agua (excepto el bario) y son bases fuertes (excepto el berilio que posee carácter anfótero). Su solubilidad aumenta a medida que descendemos en el grupo. Los carbonatos son muy poco solubles en agua, la mayoría se descomponen a óxidos cuando se calientan. En ácidos diluidos se produce: MCO3(s) + 2H+(ac)  M2+ + CO2 + H2O El carbonato de calcio constituye el exoesqueleto de diatomeas, almejas, caracoles. Como mineral es el mármol. Los sulfatos poco solubles se obtienen por precipitación con un sulfato soluble o por acción del ácido sulfúrico con los óxidos. Su solubilidad disminuye a medida que descendemos en el grupo. Aunque es incierto relacionar la tendencia a la solubilidad con la energía reticular y con la entalpia de hidratación, al seguir la secuencia de la hidratación desde el Mg2+ al Ba2+ la misma se hace cada vez menos negativa debido al aumento de tamaño del catión y por lo tanto menos soluble el sulfato correspondiente. Las energías reticulares en los sulfatos no varían mucho en la secuencia del Mg 2+ al Ba2+ pues las energías reticulares están determinadas por las inversas de las sumas de los radios iónicos del catión y del anión. El radio del sulfato es mucho mayor que el radio de cualquiera de los cationes con lo cual esta magnitud cambia poco en la secuencia del Mg 2+ al Ba2+. Por lo tanto la tendencia de la solubilidad de los sulfatos está regida predominantemente por la entalpia de hidratación. M2+(ac) + SO42+(ac)  MSO4(s) MO(s) + H2SO4 (ac)  MSO4(s) + H2O(l)

Aplicación de los conceptos estudiados en termodinámica y en tabla periódica aplicados a la formación de los compuestos iónicos.

Con los valores de energía de ionización y de afinidad electrónica podemos predecir qué elementos podrían formar compuestos iónicos. Recordemos que estas propiedades

1

periódicas estaban definidas para procesos en fase gaseosa y que los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25 °C. Una medida de la estabilidad del solido iónico es su energía reticular que se define como la energía necesaria para separar un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en fase gaseosa. No es posible medir la energía reticular directamente y podríamos hacerlo en forma indirecta si se supone que el sólido iónico se forma en varias etapas. Este proceso se conoce como ciclo de Born- Haber, el cual relaciona las energías reticulares de los compuestos iónicos con la energía de ionización, la afinidad electrónica, las energías de disociación de enlace y otras propiedades. Este método se basa en la Ley de Hess.

Supongamos que queremos conocer la energía reticular del NaCl. Sabiendo que la siguiente reacción corresponde a la entalpia de formación del LiF cuyo valor es -594 kJ/mol

Li (s)

+ ½ F2 (g)  LiF (s)

Podríamos plantear que la formación del LiF se realiza en cinco etapas: 1) Li (s)  Li (g) 2) ½ F2 (g)  F (g)

ΔH sublimación: 155,2 kJ/ mol ΔH disociación de enlace: 150,6 kJ/ mol / 2 = 75,3 kJ

+

3) Li (g)  Li (g) + 1e

E ionización: 520 kJ/ mol

4) F (g) + 1 e  F- (g)

- Afinidad electrónica: -328 kJ/mol

5) Li+ (g) + F- (g)  LiF (s)

ΔH5 ??

La etapa inversa al ΔH5 seria la energía reticular entonces si sumamos: ΔH formación= ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5 -594,1 kJ/mol = 155.2 kJ/mol + 75,3 kJ/mol + 520 kJ/mol -328 kJ/mol + ΔH5

ΔH5= - 1017 kJ/ mol y por lo tanto la energía reticular es 1017 kJ/ mol.

1...