PRIMEIRAS CLASIFICACIÓNS DOS ELEMENTOS
Algúns elementos químicos como o ouro, a prata, o cobre ou o ferro, son coñecidos desde a antigüidade.
A medida que foron aparecendo elementos químicos novos foi surxindo a necesidade de clasificalos. Unha primeira clasificación foi en metais e non metais pero no S. XIX había tantos elementos coñecidos que esta clasificación era insuficiente. Aparecen varios intentos de clasificalos :
- TRÍADAS DE DÖBEREINER (1829): químico alemán, estableceu grupos de tres elementos con propiedades semellantes, que chamou triadas. (exemplos de tríadas : Cl, Br e I - Li, Na e K - Ca, Sr e Ba - S, Se e Te)
-OCTAVAS DE NEWLANDS (1864): químico inglés, agrupou os elementos en grupos e períodos. Despois de cada 8 repetíanse as propiedades, a esta ordenación chamoulle lei das octavas.
- TÁBOA DE MENDELEIEV (1869): químico ruso, clasificou os elementos en orde crecente da masa atómica, colocando na mesma columna aqueles con propiedades semellantes.
A TÁBOA PERIÓDICA ACTUAL : os 117 elementos clasifícanse en orde crecente de número atómico. Seguindo o modelo de Medeleiev, sitúanse na mesma columna aqueles que presentan propiedades semellantes. A táboa periódica resultante consta de 7 filas ou períodos (están os elementos que teñen o mesmo número de capas electrónicas) e 18 columnas ou grupos (colócanse no mesmo grupo os elementos que teñen o mesmo número de electróns na súa última capa e que, polo tanto teñen propiedades semellantes). Polo tanto, a táboa periódica vainos indicar o número de electróns, o número de niveis e o número de electróns do último nivel.
A ORGANIZACIÓN DA TÁBOA PERIÓDICA : se atendemos ás propiedades básicas dos elementos, na parte esquerda e central están os metais (grupos do 1 ao 12 : Fe, Na, Cu, Sn... ) adoitan formar catións (Na+, Ca2+, Al3+, K+, Li+, Ag+, Fe3+), na parte dereita os non metais (O, N, C... ) adoitan formar anións (N3-, P5- , O2-, Cl- ) e no extremo dereito os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn). Hai unha zona entre metais e non metais na que os elementos que a ocupan teñen propiedades intermedias entre metal e non metal, chámanse semimetais (B, Si, Ge, As, Sb, Te, e Po) forman catións pero con dificultade. Aos elementos da zona “f” chámaselles ás veces terras raras (lantánidos e os actínidos). Hai que matizar que o Hidróxeno é un non metal pero sitúase na primeira columna pola súa configuración ele- ctrónica. Algúns grupos (columnas) teñen nomes propios, entre os que cabe destacar : - grupo 1 : metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – grupo 2 : metais alcalinos térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) – grupo 17 : halóxenos (F, Cl, Br, I, At) – grupo 18 : gases nobres
ENLACE QUÍMICO
Un enlace químico é cando os átomos se unen uns cos outros de forma que a enerxía final do conxunto sexa menor cá que tiñan antes de se uniren (unha excepción son os gases nobres ou gases inertes que teñen menos enerxía se están illados, por iso case nunca se combinan con outros átomos nin entre si). A diferencia entre as enerxías dos átomos antes e despois do enlace recibe o nome de enerxía de enlace. O enlace químico é a unión de átomos de modo que a estructura resultante sexa máis estable cós átomos por separado.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DO ENLACE QUÍMICO
Os elementos tratan de completar con oito electróns (regra do octeto) a súa capa de valencia para consegui-la estructura que teñen os gases nobres :
A configuración electrónica é a forma en que os electróns da codia dun átomo están repartidos entre as distintas capas ou niveis de enerxía. O número máximo de electróns, que pode ter un átomo no último nivel de enerxía, é 8, (estructura de gases nobres). Tódolos metais teñen no penúltimo nivel de enerxía dos seus átomos, a estructura do gas nobre anterior; é dicir, teñen 8 electróns, menos o Litio e o Berilio
que teñen 2, porque o gas nobre anterior que é o Helio so ten 2 electróns. Os non metais teñen no seu último nivel de enerxía tantos electróns como indica o número de grupo no que se encontra. En xeral os metais queren perder algún electrón e os non metais gañalo.
Vamos a ver todo o que podemos saber dun elemento, coñecendo a súa situación na táboa periódica :
Ex : ¿Que podemos saber do Calcio? Miramos a Táboa Periódica e vemos que se atopa no grupo 2 e no período 4 e o seu número atómico é 20, co cal sabemos que:
a) Ten 20 protóns positivos no núcleo, porque o seu número atómico é 20.
b) Ten 20 electróns negativos na súa codia, porque o átomo é neutro.
c) É un metal porque está situado a esquerda na táboa periódica.
d) Ten 2 electróns no seu último nivel de enerxía, porque está no grupo 2.
e) Ten 4 niveis de enerxía, porque está no período 4.
f) O penúltimo nivel de enerxía ten a estructura do gas nobre anterior, o Argón (Ar), é dicir, ten 8 electróns
(esta característica só se da nos metais).
ENLACE IÓNICO : prodúcese cando existe un intercambio de electróns entre os átomos. Ao intercambiarse electróns, fórmanse ións positivos (metal) e negativos (non metal) que se atraen eléctricamente e sempre orixina cristais iónicos. (EX : Enlace do cloruro de sodio: o elemento sodio cede o elec-
trón máis externo ao elemento cloro, quedándose ambos con oito electróns na última capa electrónica. O catión sodio e o anión cloruro forman a molécula de cloruro de sodio pola acción das forzas eléctricas exercidas entre as súas cargas.)
ENLACE COVALENTE : dase entre átomos que comparten electróns (non metal con non metal) para completar a súa última capa. Esta idea da formación dun enlace compartindo un par de electróns foi proposta por Lewis, que consiste en representar os átomos mediante o seu símbolo cos electróns da capa de valencia ó seu redor, agrupados por parellas. Pode haber :
- ENLACE SIMPLE : moléculas de Cl2, F2 e Hl2
- ENLACE DOBRE : cando un átomo quere gañar 2 electróns debe formar dous enlaces, como no caso do osíxeno. Se se unen 2 átomos de osíxeno fano compartindo 4 electróns (2 de cada átomo)
- ENLACE TRIPLE : cando un átomo desexe gañar 3 electróns, debe formar tres enlaces, como o nitróxe- no. Se se une con outro nitróxeno forma un triple enlace con 6 electróns (3 de cada átomo) se a uni- ón se produce entre nitróxeno (gañar 3 electróns) e hidróxeno (gañar 1 electrón), fórmanse tamén 3 enlaces, un con cada hidróxeno
Os enlaces covalentes represéntanse de dúas maneiras, con puntos (diagrama de Lewis) onde se indica o símbolo do elemento cos electróns da última capa con puntos ou cun guión que indica 1 enlace formado por dous electróns :
ENLACE METÁLICO : ocorre soamente entre átomos dun mesmo elemento metálico (metal con metal) e fórmanse entre átomos que posúen poucos electróns (1, 2 ou 3 ) na súa capa máis externa. (Ouro, cobre, ferro, sodio, "aleacións").
PROPIEDADES DOS COMPOSTOS
COMPOSTOS IÓNICOS : sólidos cristalinos a temperatura ambiente - puntos de fusión e ebulición altos – disólven se na auga - conductores da corrente eléctrica en estado líquido e en disolución
COMPOSTOS COVALENTES : moitas substancias son gases, líquidos ou sólidos - puntos de fusión e ebulición baixos - forman moléculas discretas
COMPOSTOS METÁLICOS : estado sólido - puntos de fusión e ebulición altos e medios - dureza alta-media - ningunha solubilidade en auga nin en ningún tipo de disolvente
Algúns elementos químicos como o ouro, a prata, o cobre ou o ferro, son coñecidos desde a antigüidade.
A medida que foron aparecendo elementos químicos novos foi surxindo a necesidade de clasificalos. Unha primeira clasificación foi en metais e non metais pero no S. XIX había tantos elementos coñecidos que esta clasificación era insuficiente. Aparecen varios intentos de clasificalos :
- TRÍADAS DE DÖBEREINER (1829): químico alemán, estableceu grupos de tres elementos con propiedades semellantes, que chamou triadas. (exemplos de tríadas : Cl, Br e I - Li, Na e K - Ca, Sr e Ba - S, Se e Te)
-OCTAVAS DE NEWLANDS (1864): químico inglés, agrupou os elementos en grupos e períodos. Despois de cada 8 repetíanse as propiedades, a esta ordenación chamoulle lei das octavas.
- TÁBOA DE MENDELEIEV (1869): químico ruso, clasificou os elementos en orde crecente da masa atómica, colocando na mesma columna aqueles con propiedades semellantes.
A TÁBOA PERIÓDICA ACTUAL : os 117 elementos clasifícanse en orde crecente de número atómico. Seguindo o modelo de Medeleiev, sitúanse na mesma columna aqueles que presentan propiedades semellantes. A táboa periódica resultante consta de 7 filas ou períodos (están os elementos que teñen o mesmo número de capas electrónicas) e 18 columnas ou grupos (colócanse no mesmo grupo os elementos que teñen o mesmo número de electróns na súa última capa e que, polo tanto teñen propiedades semellantes). Polo tanto, a táboa periódica vainos indicar o número de electróns, o número de niveis e o número de electróns do último nivel.
A ORGANIZACIÓN DA TÁBOA PERIÓDICA : se atendemos ás propiedades básicas dos elementos, na parte esquerda e central están os metais (grupos do 1 ao 12 : Fe, Na, Cu, Sn... ) adoitan formar catións (Na+, Ca2+, Al3+, K+, Li+, Ag+, Fe3+), na parte dereita os non metais (O, N, C... ) adoitan formar anións (N3-, P5- , O2-, Cl- ) e no extremo dereito os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn). Hai unha zona entre metais e non metais na que os elementos que a ocupan teñen propiedades intermedias entre metal e non metal, chámanse semimetais (B, Si, Ge, As, Sb, Te, e Po) forman catións pero con dificultade. Aos elementos da zona “f” chámaselles ás veces terras raras (lantánidos e os actínidos). Hai que matizar que o Hidróxeno é un non metal pero sitúase na primeira columna pola súa configuración ele- ctrónica. Algúns grupos (columnas) teñen nomes propios, entre os que cabe destacar : - grupo 1 : metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – grupo 2 : metais alcalinos térreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) – grupo 17 : halóxenos (F, Cl, Br, I, At) – grupo 18 : gases nobres
ENLACE QUÍMICO
Un enlace químico é cando os átomos se unen uns cos outros de forma que a enerxía final do conxunto sexa menor cá que tiñan antes de se uniren (unha excepción son os gases nobres ou gases inertes que teñen menos enerxía se están illados, por iso case nunca se combinan con outros átomos nin entre si). A diferencia entre as enerxías dos átomos antes e despois do enlace recibe o nome de enerxía de enlace. O enlace químico é a unión de átomos de modo que a estructura resultante sexa máis estable cós átomos por separado.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DO ENLACE QUÍMICO
Os elementos tratan de completar con oito electróns (regra do octeto) a súa capa de valencia para consegui-la estructura que teñen os gases nobres :
A configuración electrónica é a forma en que os electróns da codia dun átomo están repartidos entre as distintas capas ou niveis de enerxía. O número máximo de electróns, que pode ter un átomo no último nivel de enerxía, é 8, (estructura de gases nobres). Tódolos metais teñen no penúltimo nivel de enerxía dos seus átomos, a estructura do gas nobre anterior; é dicir, teñen 8 electróns, menos o Litio e o Berilio
que teñen 2, porque o gas nobre anterior que é o Helio so ten 2 electróns. Os non metais teñen no seu último nivel de enerxía tantos electróns como indica o número de grupo no que se encontra. En xeral os metais queren perder algún electrón e os non metais gañalo.
Vamos a ver todo o que podemos saber dun elemento, coñecendo a súa situación na táboa periódica :
Ex : ¿Que podemos saber do Calcio? Miramos a Táboa Periódica e vemos que se atopa no grupo 2 e no período 4 e o seu número atómico é 20, co cal sabemos que:
a) Ten 20 protóns positivos no núcleo, porque o seu número atómico é 20.
b) Ten 20 electróns negativos na súa codia, porque o átomo é neutro.
c) É un metal porque está situado a esquerda na táboa periódica.
d) Ten 2 electróns no seu último nivel de enerxía, porque está no grupo 2.
e) Ten 4 niveis de enerxía, porque está no período 4.
f) O penúltimo nivel de enerxía ten a estructura do gas nobre anterior, o Argón (Ar), é dicir, ten 8 electróns
(esta característica só se da nos metais).
ENLACE IÓNICO : prodúcese cando existe un intercambio de electróns entre os átomos. Ao intercambiarse electróns, fórmanse ións positivos (metal) e negativos (non metal) que se atraen eléctricamente e sempre orixina cristais iónicos. (EX : Enlace do cloruro de sodio: o elemento sodio cede o elec-
trón máis externo ao elemento cloro, quedándose ambos con oito electróns na última capa electrónica. O catión sodio e o anión cloruro forman a molécula de cloruro de sodio pola acción das forzas eléctricas exercidas entre as súas cargas.)
ENLACE COVALENTE : dase entre átomos que comparten electróns (non metal con non metal) para completar a súa última capa. Esta idea da formación dun enlace compartindo un par de electróns foi proposta por Lewis, que consiste en representar os átomos mediante o seu símbolo cos electróns da capa de valencia ó seu redor, agrupados por parellas. Pode haber :
- ENLACE SIMPLE : moléculas de Cl2, F2 e Hl2
- ENLACE DOBRE : cando un átomo quere gañar 2 electróns debe formar dous enlaces, como no caso do osíxeno. Se se unen 2 átomos de osíxeno fano compartindo 4 electróns (2 de cada átomo)
- ENLACE TRIPLE : cando un átomo desexe gañar 3 electróns, debe formar tres enlaces, como o nitróxe- no. Se se une con outro nitróxeno forma un triple enlace con 6 electróns (3 de cada átomo) se a uni- ón se produce entre nitróxeno (gañar 3 electróns) e hidróxeno (gañar 1 electrón), fórmanse tamén 3 enlaces, un con cada hidróxeno
Os enlaces covalentes represéntanse de dúas maneiras, con puntos (diagrama de Lewis) onde se indica o símbolo do elemento cos electróns da última capa con puntos ou cun guión que indica 1 enlace formado por dous electróns :
ENLACE METÁLICO : ocorre soamente entre átomos dun mesmo elemento metálico (metal con metal) e fórmanse entre átomos que posúen poucos electróns (1, 2 ou 3 ) na súa capa máis externa. (Ouro, cobre, ferro, sodio, "aleacións").
PROPIEDADES DOS COMPOSTOS
COMPOSTOS IÓNICOS : sólidos cristalinos a temperatura ambiente - puntos de fusión e ebulición altos – disólven se na auga - conductores da corrente eléctrica en estado líquido e en disolución
COMPOSTOS COVALENTES : moitas substancias son gases, líquidos ou sólidos - puntos de fusión e ebulición baixos - forman moléculas discretas
COMPOSTOS METÁLICOS : estado sólido - puntos de fusión e ebulición altos e medios - dureza alta-media - ningunha solubilidade en auga nin en ningún tipo de disolvente
No hay comentarios:
Publicar un comentario