EL SISTEMA PERIODICO HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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1 HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO Durante el siglo XIX, y a medida que avanzaba el conocimiento sobre los elementos químicos, se observó que algunos de ellos tenían propiedades semejantes. Los científicos de aquella época comenzaron a clasificarlos según sus propiedades físicas y químicas. Vamos a comenzar haciendo un recorrido histórico de dichas clasificaciones Johann W. Döbereiner observó que algunos elementos como el calcio, el estroncio y el bario tenían un comportamiento químico similar. Lo mismo ocurría con el cloro, bromo y yodo. A cada uno de estos grupos de tres elementos se les llamó tríadas. Hasta mediados de siglo llegaron a identificarse unas 20 tríadas Jonh Newlands ordenó los elementos conocidos según su masa atómica, y observó que cada ocho elementos, se presentaban propiedades semejantes. Esta característica le recordó a las escalas musicales y por ello denominó a su descubrimiento ley de las octavas

2 SISTEMA PERIÓDICO El químico ruso Dimitri Mendleiev, dispuso los elementos en orden creciente de sus masas atómicas y comprobó que los que tenian propiedades semejantes aparecían de forma periódica en su lista..las propiedades de los elementos son función de las masas atómicas de los elementos Según esto, Mendeleiev ordenó en una tabla los 63 elementos conocidos entonces, y resultó que los que coincidián en una misma fila tenian propiedades semejantes. Algunos elementos no cumplían esta regla y no dudó en alterar el orden para colocarlos en el lugar que deberían ocupar según las propiedades que presentaban. También dejó algunos huecos porque supuso que le faltaban algunos elementos que en aquellas fechas aún no habían sido descubiertos Casi al mismo tiempo, Julius Lothar Meyer en un artículo publicado en 1870 presentó también su descubrimiento de la ley periódica que afirma que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su masa atómica.

3 SISTEMA PERIÓDICO

4 SISTEMA PERIÓDICO Moseley propuso ordenar los elementos por orden creciente de su número atómico Hoy ordenamos los elementos basándonos en el valor de su número atómico, no de su masa atómica, es decir, los elementos están ordenados según el número de protones del núcleo. Todos los elementos están distribuidos en filas llamadas PERIODOS y en columnas llamadas GRUPOS. En total hay 7 períodos y 18 grupos.

5 SISTEMA PERIÓDICO Sistema periódico y estructura electrónica Todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones en su última capa. Se llaman electrones de valencia y determinan el comportamiento químico del elemento y sus propiedades

6 SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un electrón de un átomo y su posición en la tabla periódica H He s 1 s 2 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 Bloque s E. R d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 Elementos Transición Elementos Representativos Bloque d Bloque p Bloque f f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 Elementos Transición interna

7 SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL Bloque Grupo Nombres Config. Electrón. s 1 2 Alcalinos Alcalino-térreos n s 1 n s 2 p Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s 2 p 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 d 3-12 Elementos de transición n s 2 (n 1)d 1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n 1)d 1 (n 2)f 1-14

8 Las propiedades que varían sistemáticamente a lo largo de la tabla periódica se llaman Propiedades atómicas periódicas. Radio atómico. Tamaño Energía de ionización Electroafinidad Electronegatividad Carácter metálico/no metalico

9 Apantallamiento La fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre cada uno de los electrones no es la misma porque los electrones internos apantallan a los externos. El apantallamiento se produce por la repulsión entre los electrones del átomo. El efecto del apantallamiento lo sufre el último electrón del nivel más externo. Hay dos tipos de apantallamiento: el que ejercen los electrones internos que vale a=1 (para cada electrón) el que ejercen los electrones de valencia a< 1 (para cada electrón) Para el berilio 1s2 2s2 hay dos electrones internos luego apantallamiento = 2 1 =2 El último electrón s de la capa 2 sufrirá el apantallamiento del otro electrón que está en su misma capa, que será apantallamiento<1. Luego el apantallamiento total será 2 < a < 3

10 Carga nuclear efectiva La fuerza atractiva del núcleo sobre cada uno de los electrones se ve disminuida por el apantallamiento. Así la carga nuclear efectiva será menor. Z * = Z - apantallamiento Carga nuclear efectiva apantallamiento En un grupo como los niveles internos tienen los mismos electrones, pantallamiento será el mismo y la carga nuclear efectiva no variará. le En un periodo el número de niveles ocupados es el mismo, igual n, pero se va añadiendo un electrón externo más, para los electrones externos a<1 luego la carga nuclear efectiva aumenta en un periodo

11 Radio atómico De acuerdo con la teoría mecano-cuántica: la distribución de la densidad electrónica en un átomo no tiene un límite claramente definido por ello es difícil calcular las dimensiones del átomo. Podemos hacer una aproximación y suponer que los átomos son esferas de un tamaño determinado, ya sean átomos o iones, y que están en contacto entre sí. En una sustancia covalente diatómica, el radio atómico sería la mitad de la distancia internuclear. En una sustancia iónica el radio de los cationes, al perder electrones, es menor que el del átomo neutro ya que hay mayor carga nuclear efectiva. En el caso de los aniones, al ganar electrones el apantallamiento es mayor, la carga nuclear efectiva disminuye, y el consecuencia el radio del anión es mayor.

12 En una sustancia metálica, el radio sería la semidistancia entre dos átomos metálicos consecutivos El radio atómico crece hacia abajo dentro de un mismo grupo, ya que aumenta el número de capas internas ocupadas y por lo tanto será de mayor tamaño, y disminuye hacia la derecha en mismo período debido a que aunque los electrones se van colocando en el mismo nivel, a la misma distancia del núcleo aproximadamente, la carga nuclear efectiva es mayor a medida que aumenta el número de protones, por tanto, el volumen es menor. Carga nuclear efectiva Z * = Z - a apantallamiento El apantallamiento de produce por la repulsión entre los electrones

13 Energía de ionización Es la cantidad de energía que hay que suministrar a un átomo gaseoso, neutro y en su estado fundamental para arrancarle un electrón y convertirlo en el correspondiente ión monopositivo gaseoso. Es siempre un proceso endotérmico y se expresa en ev/átomo o kj/mol En un periodo aumenta hacia la derecha debido a la disminución de tamaño y al aumento de la carga nuclear efectiva. Los electrones externos estarán más fuertemente atraídos y será necesario aportar más energía para arrancarlos. En un grupo aumenta hacia arriba porque los electrones al estar más cerca del núcleo (radio menor), están más fuertemente unidos y hace falta mayor energía para arrancarlos. Muy fácil de ionizar, necesita poca energía

14 Electroafinidad o afinidad electrónica Es la energía intercambiada por un átomo neutro gaseoso y en su estado fundamental al atraer un electrón y convertirse en un ión negativo o anión. Este proceso generalmente es exotérmico. No se puede calcular experimentalmente, se calcula por métodos indirectos. La fuerza con que un electrón es atraído hasta la capa de valencia de un átomo depende de la carga nuclear efectiva Z * del núcleo. La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha, ya que aumenta la carga nuclear efectiva a lo largo del periodo. Disminuye, al descender en el grupo debido al aumento del tamaño de los átomos que determina que el nuevo electrón sea atraído con menos fuerza. Al ionizarse desprende mucha energía

15 ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO Los halógenos son los elementos de mayor afinidad electrónica (ns 2 np 6 ) Los gases nobles, los alcalinotérreos y el nitrógeno que tienen todos los orbitales ocupados presentan valores positivos lo que significa que hay que suministrar energía. Electronegatividad Se define como electronegatividad a la capacidad de un átomo para atraer hacia si a los electrones de la molécula de la que forman parte. Está relacionada con la energía de ionización y la afinidad electrónica. Mullikan fue el primero que estableció una escala de electronegatividad a través de la siguiente expresión: Actualmente la escala más utilizada es la de Pauling, donde la electronegatividad va desde el valor más bajo para el francio de 0,7 al más alto para el flúor de 4,0. (De los gases nobles no hay datos)

16 ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO Igual que la energía de ionización la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo a arriba en un grupo. Elementos NO METALICOS: > 2 Elementos METALICOS: < 2 El más electronegativo H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.8 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.8 Ba 0.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2 Fr 0.7

17 ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO Carácter metálico Está relacionado con la CONFIGURACION ELECTRONICA y por ello aumenta hacia la izquierda y hacia abajo. Los elementos situados a la izquierda de una diagonal formada por B, Si, Ge, As y Te, son conductores de la electricidad y se llaman metales. Son elementos con pocos electrones en la última capa, que tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble quedándose, por tanto, cargados positivamente formando cationes. Los elementos de la derecha no son conductores y se llaman no metales. Son elementos con muchos electrones en la última capa y que tienen tendencia a ganar para completarla cargándose negativamente formando aniones. Los elementos de la diagonal se llaman semimetales. La clasificación no es tan clara en las proximidades de la diagonal.

18 ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO Propiedades de los metales Alcalinos, alcalinotérreos, boroideos (excepto el boro), carbonoideos (excepto carbono y silicio), el antimonio y bismuto, los metales de transición y los de transición interna. Ser oxidan con facilidad y pierden electrones formando iones positivos Tienden a comportarse como agentes reductores Se presentan en forma de sales NaCl, CaCO 3 Algunos se presentan libres en la naturaleza : Au, Ag, Pt, Hg, Cu En general son reactivos, los alcalinos son los más reactivos de toda la tabla. Su reacción con agua llega a ser explosiva

19 ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIODICO Propiedades de los no metales Poseen muchos electrones en los orbitales del nivel más externo Reaccionan con los metales para dar compuestos iónicos: MgO, CsCl Las combinaciones entre si de elementos no metálicos da en general lugar a sustancias moleculares covalentes: H 2 O, CCl 4, NH 3, CO 2

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