Propiedades Periódicas de los Elementos

Radio atómico

Aumenta hacia la izquierda (porque disminuye la carga nuclear efectiva)
Aumenta hacia abajo (porque se van incorporando capas electrónicas)

Energía de ionización

Aumenta hacia la derecha (Porque se van incorporando más electrones en los mismos orbitales y están más atraídos)
Aumenta hacia arriba (el tamaño disminuye y es más difícil arrancar un electrón)

Excepciones

Al pasar de N al O, la energía de ionización disminuye. -> N tiene los orbitales P semiocupados por lo que es muy estable y O si pierde un electrón tiene una configuración electrónica del N que es más estable.
De Be a B, la energía de ionización disminuye. -> Be tiene su última capa totalmente ocupada por lo que es muy estable y B si pierde un electrón tiene una configuración electrónica del Be que es más estable.

Electroafinidad

Aumenta hacia arriba y hacia la derecha

Excepciones

Al pasar del G1 al G2 las electroafinidades aumentan.
Al pasar del G.14 al G.15 las electroafinidades disminuyen.

Electronegatividad

Aumenta hacia arriba y hacia la derecha

Efecto diagonal

Se siente en los elementos de los grupos principales que están la izquierda (G.1, G.2, G.13, G.14)
El elemento cabecera tienen más similitudes con el 2 elemento del siguiente grupo: Li con Mg; B con Si.

Efecto del par inerte

El par ns² se hace inerte y se hace más inerte al bajar en el grupo.
Al bajar en el grupo, se estabiliza el máximo estado de oxidación.

Enlaces iónicos

Se pone en juego la energía de ionización para formar el catión.

Enlaces covalentes

Se pone en juego la energía de promoción, que es una energía desprendida.
Esto es consecuencia de la incorporación de los lantánidos y actínidos.

Hipervalencia

Un compuesto hipervalente, significa que tiene más de 8 electrones en su entorno, expansión de la regla del octeto.

Enlaces sencillos homonucleares

Las energías de enlace se hacen más débiles al bajar en el grupo.
Los átomos de mayor tamaño tienen orbitales más grandes y difusos, solapando menos intensamente y produciendo enlaces menos estables.
Esto no pasa en el 2 periodo que tiende a ser menor que en el 3 periodo. La razón es que la corta distancia de enlace en el 2 periodo hace muy fuertes las repulsiones entre los pares solitarios.

Enlaces múltiples homonucleares

La energía de un enlace múltiple es generalmente menor que la suma de las energías de los enlaces sencillos análogos.
Los enlaces múltiples se debilitan muy fuertemente al bajar en un grupo.
El solapamiento orbital pi es menor, mucho más rápidamente que el solapamiento frontal sigma con el aumento de la distancia de enlace entre átomos de mayor tamaño.

Grupo 18

Establecen fuerzas de Van Der Waals.
A mayor fuerza, mayor polarizabilidad.
Al bajar en el grupo, las fuerzas de Van Der Waals son más intensas.

Excepción

El Helio -> 2s² y pequeño tamaño.

Calor de vaporización: aumenta conforme bajamos en el grupo al igual que el volumen atómico.
Los gases nobles no tienen tendencia a la formación de especies iónicas en las que actúan como aniones porque es termodinámicamente desfavorable.
Para formar combinaciones covalentes se requiere electrones desapareados para poder promocionarlos.

Energía promoción: disminuye al bajar en el grupo y por tanto, es más fácil la disponibilidad de tener enlaces covalentes.

El Helio se puede obtener de gas natural o a través del aire si lo obtenemos a partir del gas natural hay que purificarlo para eliminar el CO₂ y lavar con H₂O y CaO.
Tambien se puede obtener por destilación fraccionada del aire.
El resto de gases se obtienen a partir del aire.
En la destilación fraccionada, el aire se purifica. A continuación, se enfría y se procede a la destilación fraccionada en la que los componentes se separan en función de su volatilidad.

En la parte más alta de la columna estarán He, Ne, N₂ para su posterior purificación.
En la parte intermedia de la columna estarán N₂, Ar, O₂ para una posterior destilación en otra columna.
En la parte más baja de la columna estarán Kr, O₂ para una posterior extracción.

Grupo 17

Cuando estas moléculas se unen con otras moléculas lo hacen por medio de enlaces covalentes (intramoleculares) y fuerzas Van Der Waals (inter).
Cuando se produce una transformación de estado es debido a las fuerzas intermoleculares que están influidas por: A mayor tamaño al bajar en el grupo, mayor polarizabilidad, mayor fuerzas de Van Der Waals, mayor punto de fusión y punto de ebullición.

Energía disociación: disminuyen al bajar en el grupo pero al pasar de F a Cl, la energía disociación aumenta como consecuencia de la presencia de interacciones pπ–dπ que refuerzan el enlace sigma y la repulsión interelectrónica -> el F tiene un tamaño pequeño en comparación con el Cl porque el F es el elemento cabecera.

Radio covalente e iónico: Al bajar en grupo aumenta el radio.

Los halógenos presentan 2 propiedades: tendencia a presentar color y a presentar la formación del complejo de transferencia de carga.

Obtención del fluor: En forma fluoruros por un proceso electrolítico en ausencia de agua y como electrolito el KF.

F₂ + H₂0 -> 2HF + O₂

Obtención del cloro: Mediante electrolisis: NaCl + H2O -> H2 + Cl2 + NaOH

Obtención del bromo: A partir del bromuro por oxidación con: 2Br- + Cl2 -> Br2 + 2Cl-

Obtención del yodo: Por oxidación con el Cl2. También se obitiene a partir de yodatos

NaIO3 + NaHSO3 -> NaI + 3/2 NaSO4 + 3/2 H2SO4

NaIO3 + 5 NaI + 3 H2SO4 -> 3 I2 + 3 Na2SO4 + 3H2O

ó 2 I- +O3 + H2O -> I2 + O2 + 2OH-

Grupo 16:

FORMAS ALOTROPICAS:

O2 según la TEV dice que es una molécula diamagnética pero no es cierto porque es paramágnetica. La TOM puede explicar la molécula de acuerdo a su comport. Magnético.

Obtención del O2: 1º destilación fraccionada del aire. 2º a partir de la descomposición catalítica del KClO3.

O3 (C2v) O=O-O (angular) A cada átomo terminal le quedan 2 par e- y al átomo central 1 par e- para formar una interacción pi entre ellas y el 3º orbital tiene 1 par e-. Los orbitales p perpendiculares aportan 4 e- que se colocan 2 en el orbital enlazante y oros 2 en el no enlazante.

Obtención de O3: por tratamiento del oxigeno con oxigeno atomico. Se debe someter al oxigeno a descargas eléctricas.

S: no hay formación de enlaces dobles porque implicaría interacciones dobles. Por tanto, la molécula de S2 no es estable. En CN, forma cadenas cíclicas. El más importante y más estable es S8. Se necesitan temperaturas muy elevadas para romper estas cadenas y tener átomos de S.

Obtención de S: Metodo de Frasoh: 3 tubos concéntricos que se introducen en la tierra hasta alcanzar el azufre. Por el tubo exterior se inyecta agua muy caliente a presión, lo que funde el azufre y la mezcla resultante penetra en el tubo central. En este tubo se inyecta aire a presión para arrancar el azufre hacia el exterior. Se seca y se obtiene el azufre.

A partir de H2S: H2S + O2 -> SO2 + H2O necesita un catalizador (Al2O3) Al ser tan exo se destruye el catalizador por lo que modificaron el método: H2S + SO2 -> S8 + H2O que también necesita un catalizador.

Se, Te: Forman enlaces por cadenas. Se8, disposición parecida a S8 pero más inestable. Su forma alotrópica más estable es Se gris. El Te tiene una forma alotrópica formada por cadenas helicoidales que se mantienen unas con otras por fuerzas de Van Der Waals.

Obtención de Se y Te:

Po: tiene una estructura metálica poco estable debido al bajo índice de coordinación que presenta.

Grupo 15: FORMAS ALOTROPICAS

N2: se une mediante enlace triple. Tiene 4 orb y 5 e- de valencia. Para alcanzar la configuración isoelectronica y quede igual a la conf. Del O2 ponemos 1e- más al N para que no quede ninguno desapareado, quedando carga negativa.

Obtención del N2: destilación fraccionada del aire.

P4: disposición tetraédrica. Cada atomo de P tiene un orb. dirigido hacia la parte exterior con 1 par de e- (explica su comportamiento). Tiene un angulo de 60º, lo que la hace una molecula muy reactiva. P4 tiene dos situaciones estructurales: cubica y hexagonal. Es una molécula muy inestable, arde con el aire: P4 + 5 O2 -> (P2O5)2 // En medio básico: P4 + 3OH- + 3 H2O -> PH3 + PO2H2.

Otras formas alotrópicas del P son el Projo y Pnegro.

Obtención del fosforo: 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO3 + 10 C –(1440ºC)-> P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO

Ca3(PO4)2 -> CaO + P2O5

As, Sb, Bi:As4, Sb4 (sólidos covalentes tridimensionales). La más estable para As, Sb es la forma metálica. Bi como metal.

Obtención de As, Sb, Bi: tienen carácter semimetálico. Para su obtención partimos de los óxidos: M2O3 + C -> CO + M. Para poder obtener el óxido del metal podemos partir de un

Grupo 14: C:En el carbono diamante todos los enlaces son covalentes, no absorbe luz, es muy claro, con un índice de coordinación alto, por lo que no absorbe luz. El grafito absorbe mucha luz formado por capas unidas por fuerzas de Van Der Waals haciendo que las capas se muevan pudiendo actuar como lubricante del grafito. La forma alotrópica del grafito es el Grafeno.

El grafeno tiene una disponibilidad hexagonal plana, con hibridación sp2, y se puede girar formando tubos que se obtienen de la exfoliación del grafito.

Obtención del carbono: SiO2 + Ccoque –(CO)-> SiC –(2500ºC)-> Cgrafito + Si(g) En una celda electrolítica y se pasa una corriente eléctrica.

Sn: Sn alfa y Sn beta o Sn blanco que tiene una red metálica.

Obtención de Si: SiO2 + 2 C –(2000ºC)-> Si + 2 CO // 2 SiC + SiO2 -> 2 Si + 2 CO

Grupo 13: B: tiene tres formas alotrópicas: alfa-romboedrico, tetragonal y beta-romboedrico. Por otro lado, esta B12: Cada vértice hay un átom de boro, el cual, está unido a su vez a 5 boros más. TEV permite justificar enlaces localizadas, por lo que no se puede explicar mediante dicha teoría estas estructuras, pues existen enlaces no localizados.

Obtención del boro: bórax, boratos y combinaciones en forma de B(OH)3