La tabla periódica es la estrella orientadora para la exploración en el capo de la química, la física, la mineralogía y la técnica.

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1 SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS La tabla periódica es la estrella orientadora para la exploración en el capo de la química, la física, la mineralogía y la técnica. Niels Bohr Principio de exclusión de Pauli. En la estructura electrónica de un átomo no pueden existir dos electrones que tengan iguales los cuatro números cuánticos Principio de máxima multiplicidad, Hund. Los electrones, al ocupar un subnivel, deberán distribuirse en el mayor número de orbitales posible y de forma que sus spines sean paralelos. Configuración electrónica La manera para mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal de Moller, para ello se sigue la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha se completan los orbitales con los electrones en forma correcta. El sistema periódico consiste en al ordenación de los elementos actualmente conocidos según su número atómico creciente, en siete filas (períodos) y 18 columnas, de tal forma que se correspondan en columna los elementos de propiedades análogas. Cada elemento tiene un

2 número atómico superior en una unidad al que le procede, lo cual se traduce en la existencia de un electrón más (electrón diferenciador), que se dispondrá en el orbital disponible de mínima energía. SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL (Moseley 1914) Los elementos están colocados en orden creciente de su número atómico, existiendo una repetición periódica de ciertas propiedades físicas o químicas. Esta periodicidad radica en la configuración de sus electrones más externos o electrones de valencia. ESTRUCTURA DEL SISTEMA PERIÓDICO. Consta de 18 columnas o grupos y siete filas o periodos. Se conocen actualmente 112 elementos. - PERIODOS Los elementos de un mismo periodo: a) Presentan propiedades diferentes, variando de los metales a los no metales terminando en un gas noble. b) Sus electrones de valencia, electrón diferenciador, están en el mismo nivel energético. c) El número de electrones internos, coincide con el gas noble anterior. d) Tienen electrones en el mismo nivel más externo, que es precisamente el número que designa cada periodo. Ejemplo los del periodo 1, 1s 1, 1s 2. - GRUPOS Los elementos de un mismo grupo:

3 a) Salvo excepciones tienen propiedades químicas similares, puesto que coinciden en su configuración electrónica externa. b) Se dividen en elementos representativos (Alcalinos s 1, Alcalino-terreos s 2, terreos s 2 p 1, etc.), Elementos de transición ( d 1, d 2, etc), Elementos de transición interna o tierras raras ( f).

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5 Dependiendo de su distancia al núcleo, la carga nuclear efectiva que un electrón siente varía entre 1 y 2 debido a la presencia del otro electrón. Hasta el momento, se ha usado Z ef con un término vago. En 1930, J.C. Slater propuso un conjunto de reglas empíricas para semicuantificar el concepto de carga nuclear efectiva. Para encontrar la constante de apantallamiento para un electrón en particular, las reglas son las siguientes: La constante de apantallamiento para cada grupo es la suma de las siguientes contribuciones:

6 En forma de tabla, las reglas se resumen en: Electrones para los cuales se está calculando el apantallamiento Otros electrones del mismo grupo Electrones del nivel n-1 Electrones de niveles < n-1 [1s] 0.30 N/A N/A [ns,np] [nd] or [nf] Ejemplo: Así, para el caso de un electrón de valencia en el átomo de nitrógeno, 7 N, de configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 3, el valor de la carga nuclear efectiva se calcula del siguiente modo: σ = 2 x x 0.35 = 3.1 Zef = Z - σ = = 3.9 Ejemplo Un ejemplo, proporcionado por el artículo original de Slater, es para el átomo de hierro, que tiene una carga nuclear 26 (Z=26) y una configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 La constante de apantallamiento, y en consecuencia la carga nuclear efectiva, para cada electrón se deduce de:

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8 PROPIEDADES PERIÓDICAS La razón de la repetición periódica de las propiedades se debe a la configuración electrónica de los elementos y por lo tanto del número atómico. La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo reúne estas dos características y facilita el estudio de estas propiedades periódicas. - RADIO ATÓMICO. Difícil de medir y es un valor relativo. Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí. Cuando los átomos no son iguales el radio atómico depende del tipo de enlace. En un periodo disminuye al aumentar el número atómico, puesto que va aumentando la carga nuclear efectiva sobre el electrón mas externo, lo atrae con más fuerza, pero el numero de niveles no varía. En un grupo aumenta al hacerlo el número atómico, pues los electrones de valencia entran en niveles cada vez más alejados. - RADIO IÓNICO Los cationes son de menor tamaño que los átomos de los que proceden, mientras que los aniones son mayores. En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.

9 COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES - ENERGÍA DE IONIZACIÓN Es la mínima energía necesaria para que un átomo neutro de un elemento en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, pierda un electrón de su nivel externo y de lugar a un ión positivo. Es un valor positivo pues hay que aportar energía. En un periodo aumenta al aumentar el número atómico, pues disminuye el radio y por lo tanto el electrón más externo es atraído con más fuerza. En un grupo disminuye al aumentar el número atómico, pues aumenta el radio y el electrón al estar más alejado del núcleo, está menos atraído. Al aumentar la energía de ionización disminuye la posibilidad de formarse iones positivos.

10 Se puede hablar de la 2ª, 3ª, etc, energía de ionización, que son cada vez mayores, puesto que el electrón a arrancar está cada vez más atraído o más cercano al núcleo. Existen algunas excepciones por ejemplo entre el nitrógeno y el oxígeno, que teóricamente debería tener mayor energía de ionización el oxígeno, pero no es así puesto que el nitrógeno tiene la última capa semiocupada y es especialmente estable. - AFINIDAD ELECTRÓNICA. Es la energía intercambiada en el proceso en el cual un átomo neutro, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, recibe un electrón y se transforma en el anión correspondiente también en estado gaseoso. Normalmente es energía desprendida, cuanta mayor sea más fácilmente se forma el anión. Los halógenos son los que forman con más facilidad aniones puesto que sólo necesitan 1 electrón

11 para adquirir la configuración electrónica de gas noble que es muy estable. Los gases nobles no tienden a captar electrones. - ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia de un átomo para atraer hacia sí electrones de otros átomos con los que están enlazados. Su variación es equivalente a la afinidad electrónica. Los gases nobles carecen de electronegatividad Si la diferencia de electronegatividades entre dos elementos, es muy grande, el tipo de enlace entre ellos será iónico, si es pequeño será covalente más o menos polarizado. - CARÁCTER METÁLICO. La electronegatividad es una propiedad que sirve para clasificar a los elementos en metales y no metales. Los metales se caracterizan por una Xe baja, mientras que en los no metales es alta. Los metales están a la izquierda de la tabla periódica, salvo el hidrógeno, y los no metales a la derecha. Entre ambos están los semimetales.

12 Conductividad eléctrica Conductividad térmica Brillo METALES NO METALES Elevada. Disminuye al Deficiente, salvo el aumentar la carbono en forma de temperatura grafito. Elevada Gris metálico, salvo el Sin brillo cobre y el oro Estado de agregación Sólidos excepto el mercurio Sólidos, líquidos o gaseosos. Ductilidad Sí No Tipo de enlace Metálico Moléculas con enlaces covalentes. Otras características Afinidad electrónica Energía de ionización Compuestos Maleables Débil tendencia a aceptar electrones Baja, forman cationes Iónicos con los no metales Son quebradizos en estado sólido. Elevada tendencia a aceptar electrones, forman aniones Elevada Iónicos con los metales y moléculas covalentes con los no metales

13 Valencia iónica. Es el número de electrones que gana o pierde un átomo para formar un ión estable. Está relacionado con su estructura electrónica.

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