Departamento de Física y Química-IES UNIVERSIDAD LABORAL.ALBACETE1 LA TABLA PERIÓDICA. TEMA 2

Departamento de Física y Química-IES UNIVERSIDAD LABORAL.ALBACETE

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LA TABLA PERIÓDICA.

TEMA 2


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Contenidos 1.- Repaso de conceptos. 2. - Antecedentes históricos del S.P.. 3. - Sistema Periódico actual. 4. - Configuración electrónica y clasificación periódica. 5. - Propiedades periódicas: 5.1. Radio atómico. Radios iónicos. 5.2. Energía de ionización. 5.3. Afinidad electrónica. 5.4. Electronegatividad. 5.5. Carácter metálico y no metálico.


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1. - REPASO DE CONCEPTOS

Las sustancias puras son aquellas que tienen propiedades características (densidad, punto de fusión, etc.) fijas y pueden ser:

Elementos : No se pueden descomponer en otras más simples por los procedimientos físicos y químicos ordinarios. Ej: el oxígeno, el hidrógeno, etc.

Compuestos: Se pueden descomponer en los elementos que los forman por procedimientos químicos. Ej: el agua, el amoniaco, etc.

Hoy en día, se considera que ELEMENTO es la clase de materia que está formada por átomos de igual número atómico. Se conocen 118, de los que 90 existen en la Naturaleza y el resto se preparan artificialmente, aunque tienen una vida muy pequeña y se desintegran en otros.


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2. - ANTECEDENTES HISTÓRICOS DEL S.P

Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa.

De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.


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Primeras clasificaciones periódicas.

Lavoisier en un primer intento de clasificación de los elementos conocidos, los agrupó en metales y no metales.

Triadas de Döbereiner (1829) Buscaba tríos de elementos en los que la masa del

elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas:

Cl, Br y I ;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te…


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Primeras clasificaciones periódicas.

Anillo de Chancourtois (1862).Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros.


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H Li Be B C N O

F Mg Al Si P SNa

Cl Ca Cr Ti Mn FeK

Primeras clasificaciones periódicas. En 1864, Newland agrupó los elementos por orden de pesos atómicos en filas de siete elementos, de forma que el octavo elemento tenía las mismas propiedades que el primero; el noveno, las del segundo, etc. Se conoce como ley de las octavas:


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Clasificación de Mendeleiev La clasificación de Mendeleiev es la más conocida y

elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.

En 1869, Meyer basándose en las propiedades físicas y Mendeleev en las propiedades químicas, publicaron de forma independiente, tablas de elementos ordenados por su peso atómico, en las que aparecían grupos y subgrupos de elementos que presentaban propiedades comunes. Mendeleev estableció la llamada ley periódica, que se puede enunciar:

"Las propiedades de los elementos no son arbitrarias, sino que varían con el peso atómico de una forma regular".


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Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces.

Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.

Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.


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Clasificación de Mendeleiev Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el

germanio (Ge). En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las

propiedades previstas. Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos

elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades.

Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.


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Clasificación de Mendeleiev


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3.-LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

En 1913 Moseley, estudiando los espectros de rayos X de los elementos consideró que el criterio a seguir para la construcción del S.P. no era el peso atómico sino el número atómico.

Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".


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LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

Werner y Paneth propusieron el actual sistema o tabla periódica donde los elementos están ordenados atendiendo a su número atómico creciente en una unidad, leído de izquierda a derecha y de arriba abajo, de forma que los elementos que tienen propiedades semejantes se encuentran en una misma columna.


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LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL


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Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.

s12

AlcalinosAlcalino-térreos

n s1

n s2

p

131415161718

TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

fEl. de transición Interna (lantánidos y actínidos)

n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

Grupos


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4. - Configuración electrónica y clasificación periódica

Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma...

Se clasifica en cuatro bloques: Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) Bloque “d”: (En el centro de la tabla) Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

Representativos

Transición

Transición

interna


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Configuración electrónica y clasificación periódica

Bloque “s”

Bloque “p”

Bloque “d”

Bloque “f”

p1 p2 p3 p4 p5 p6

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

s1 s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

H He


18Estructura electrónica y tabla periódica

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica

termine en 6 s2 5d4

W

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Grupo 6 periodo 6

Elemento de transición


20Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 4 s2 3d1

20

Grupo 3 periodo4 Elemento de transición

Sc


21Ejemplo: Identifica el elemento cuya configuración electrónica termine en 5s24d105p5

21

I

Grupo 17 periodo5. Elemento representativo. Halógeno. IODO


22Ejemplo: Identifica el elemento cuya configuración electrónica termine en 6s2

22

Ba

Grupo 2 periodo 6. Elemento representativo. Alcalinoterreo .BARIO


23Ejemplo: Identifica el elemento cuya configuración electrónica termine en 4s23d104p1

23

Ga

Grupo 13 periodo 4. Elemento representativo. Boroideo.

GALIO


24Ejemplo: Sitúa en el Sistema Periódico el elemento cuya configuración electrónica termine en 7s2 6d 15f3

24

Grupo 3 periodo 7. Elemento de transición interna. Actínido.

URANIO.

U


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IRREGULARIDADES

Las más importantes se dan en los elementos de los grupos VI B (6)y I B (11), debido a la mayor estabilidad que adquieren los átomos cuando todos los orbitales de un subnivel están llenos o semillenos. Así las configuraciones del Cr y del Cu son:

[Cr] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

[Cu] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9


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PROPIEDADES QUÍMICAS

Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente de la configuración de la capa de valencia, de ahí que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades semejantes. Ej: Los alcalinos tienen la capa de valencia s1, los halógenos s2 p5, etc., lo cuál se traduce en semejanza de propiedades:

[Li] = [He] 2s1 [Na] = [Ne] 3s1

[K] = [Ar] 4s1 [Rb] = [Kr] 5s1


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PROPIEDADES QUÍMICAS

Todos los elementos de transición poseen la capa de valencia con 2 electrones (s2), ya que el electrón diferenciador va ocupando orbitales d del penúltimo nivel, por lo cual todos ellos poseen propiedades semejantes; esta semejanza se acentúa todavía más en los elementos de transición interna ya que el electrón diferenciador va ocupando orbitales f del antepenúltimo nivel y, por tanto, tienen los dos últimos niveles iguales.


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Sistemas periódicos interactivos

Propiedades de los elementos http://www.lenntech.com/espanol/tabla-

periodica.htm Configuraciones electrónicas http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%

C3%B3n_electr%C3%B3nica_de_los_elementos_qu%C3%ADmicos

http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm







http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica_de_los_elementos_qu%C3%ADmicos




295. - Propiedades periódicas.

Son aquellas propiedades que varían de forma regular a lo largo del S.P. repitiéndose periódicamente. Los factores a considerar para explicar su variación son:

- el número de niveles o capas ocupadas: cuanto más niveles más alejados están los electrones del núcleo, y por tanto, menor atracción nuclear.

- la carga nuclear (Z): a mayor número de protones en el núcleo mayor atracción sobre los electrones.

- el efecto de pantalla de los electrones internos, debido a la repulsión que ejercen sobre los electrones más externos. Este efecto hace que la carga nuclear parezca ser menor, por lo que la carga nuclear debe reeemplazarse por una carga nuclear efectiva: Zefec., z*

z*= z- σ siendo σ la constante de apantallamiento que varía de forma irregular.

ZZefec. ZZefec.


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Propiedades periódicas

Radio atómico y radio iónico. Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad Carácter metálico y no metálico.


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5.1 Radio atómico y radio iónico Dado que el conjunto de la nube electrónica de los átomos

no tiene límite definido, el tamaño de un átomo no puede ser precisado de un modo simple, y además dependiendo de los átomos vecinos y del tipo de enlace que forme con ellos, puede variar.

Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.


32Variación del radio atómico en un periodo

En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha).

Es debido a que los electrones de la última capa estarán más

fuertemente atraídos.

Periodo 2


33Variación del radio atómico en un grupo.

En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

Grupo 1

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/tabla_period/tabla.htm


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Aumento en el radio atómico


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Radio iónico Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado

electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayorcarga nuclear efectiva (menorapantallamiento o repulsión de e).

Los aniones son mayores que los átomos neutros por la dismi-nución de la carga nuclear efecti-va (mayor apantallamiento o repulsión electrónica).


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Comparación de radios atómicos e iónicos

37 Si los iones tienen distinta carga y son isoelectrónicos

(mismo número de electrones), es decir, si tienen la misma configuración electrónica, el radio es inversamente proporcional a la carga nuclear.


385.2 Energía de ionización (EI) (potencial de ionización).

1er Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica.

Es siempre positiva (proceso endotérmico).

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap10/energia_de_ionizacion.htm


39Energía de ionización (EI) (potencial de ionización).

2º Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar a un ión monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ión dipositivo en las mismas condiciones más un electrón sin energía cinética.

Es siempre positiva (proceso endotérmico).


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Variación de EI en el Sistema Periódico

La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y disminuir el radio.

La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.


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Variación de EI en el Sistema Periódico

Aumento en la Energía de ionización


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5.3 Afinidad electrónica (AE) Es " la energía que desprende un átomo gaseoso, aislado, en su estado fundamental cuando gana un electrón ". Átomo (g) + 1 e- Anión (g) - + A.E. Ej: Cl (g) + 1 e- Cl (g)- + A.E.

Hay que hacer notar que algunos elementos no desprenden energía cuando ganan un electrón, por el contrario, se les tiene que aportar energía. Para distinguirlas se sigue el siguiente criterio de signos: “la energía absorbida se considera positiva y la energía desprendida, negativa”.

http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap10/afinidad_electronica.htm


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Variación de la AE en el Sistema Periódico

Al avanzar hacia la derecha en un periodo, la A.E., en valor absoluto, aumenta ( se desprende más energía ) ya que el radio disminuye y la carga nuclear aumenta por lo que el núcleo ejercerá mayor atracción sobre el electrón adicional. Los elementos de mayor A.E. serán los halógenos debido a que al ganar un electrón se completa la capa, adquiriendo configuración de gas noble ( 8 electrones en la capa de valencia que es el estado de mayor estabilidad ) mientras que los gases nobles serán los de “menor A.E.”, tienen A.E. positivas, ya que hay que aportar energía para que puedan ganar el electrón adicional que se sitúa en otra capa, rompiéndose la estabilidad.


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Al descender en un grupo, la A.E. disminuye, ya que aumenta el radio atómico y aunque aumenta la carga nuclear, la atracción que ejercerá el núcleo sobre el electrón adicional será menor por el efecto de pantalla de los electrones internos.


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Las sucesivas AE son positivas debido a las repulsiones entre el 2º electrón (3º, etc) y la carga negativa ya existente en el átomo.

A los átomos que tienen tendencia a ganar electrones se llaman electronegativos ya que formar fácilmente iones negativos.

Aumento en la Afinidad Electrónica


475.4 Electronegatividad (EN )

Es “la tendencia de un átomo de atraer hacia sí los electrones compartidos con otro átomo mediante enlace covalente”.

Está relacionada con la E.I y la A.E. y su variación es semejante, es decir, aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye al bajar en un grupo. Los elementos más electronegativos son los halógenos y los menos electronegativos los alcalinos; para los gases nobles no tiene sentido hablar de E.N. puesto que tan solo en circunstancias muy extremas pueden formar enlaces.


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Electronegatividad (EN )

Escala de Pauling: relacionada con las energías de enlace. Le asigna al flúor, que es el elemento más electronegativo, el valor 4, mientras que al cesio que es el menos electronegativo le concede un valor de 0,7.


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Variación de la EN el el Sistema Periódico

Aumento de la Electronegatividad


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5.5 Carácter metálico y no metálico

Los elementos también se pueden clasificar en:

Metales: son la mayoría de los elementos y están situados a la izquierda de una línea quebrada que se puede trazar a partir del Boro ( grupo 3A ), son buenos conductores del calor y de la electricidad, tienen altos puntos de fusión y ebullición, por lo que a temperatura ambiente son sólidos duros, excepto el mercurio que es liquido, poseen brillo metálico, y desde el punto de vista electrónico, que es lo más importante, poseen bajas E.I. y A.E. por lo que ceden fácilmente electrones para transformarse en cationes son, por tanto, electropositivos.

El carácter metálico en el S.P. aumenta hacia la izquierda y hacia abajo.

AUMENTA


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Carácter metálico y no metálico No metales: situados a la derecha de la línea quebrada, además

del H, son malos conductores del calor y de la electricidad, tienen bajos puntos de fusión y ebullición, por lo que a temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases, los sólidos no tienen brillo metálico y desde el punto de vista electrónico poseen altas E.I. y A.E. por lo que tienen tendencia a ganar electrones y transformarse en aniones, son por tanto electronegativos.

El carácter no metálico en el S.P. aumenta hacia la derecha y hacia arriba.

AUMENTA


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Carácter metálico y no metálico

Semimetales, semiconductores o metaloides: situados a los lados de la línea quebrada, tienen un comportamiento intermedio, ya que en estado libre y en las propiedades físicas se parecen a los metales, mientras que en las propiedades químicas a los no metales.

Gases nobles o inertes: no tienen ni carácter metálico ni no metálico; forman un grupo aparte.


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RESUMEN VARIACIÓN PROPIEDADES PERIÓDICAS


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• Radio atómico

• Energía de ionización

• Afinidad electrónica

• Electronegatividad

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

2

3

4

5

6

7

Aumenta en el sentido de la flecha





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• Carácter metálico

• Carácter no metálico

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1

2

3

4

5

6

7



El carácter metálico o no metálico de los elementos está relacionado con la electronegatividad, con la afinidad electrónica y la energía de ionización ya que un elemento será tanto más metálico cuanto mayor sea su tendencia a ceder electrones y tanto más no metal cuanto mayor sea su tendencia a ganar electrones.

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