Guía de apoyo 4 A: Tabla periódica DE DÓNDE PROVIENE LA TABLA PERIÓDICA?

Transcripción

1 Colegio Alonso de Quintero Profesora Rocío Ogaz Química Departamento de Ciencias Guía de apoyo 4 A: Tabla periódica Contenidos: Historia de la tabla periódica, orden y cómo leerla, bloques de elementos y sus características, propiedades y tendencias periódicas. Objetivos: - Describir investigaciones científicas clásicas y/o contemporáneas relacionadas con la construcción de la tabla periódica. - Relacionar la estructura electrónica de los átomos con su ordenamiento en la tabla periódica. - Aplicar conceptos del modelo mecano cuántico para explicar las propiedades periódicas. La tabla periódica constituye una herramienta científica, para poder comprender nuestro entorno, el comportamiento y características de los elementos. En ella se presentan los diferentes elementos descubiertos y algunos que han sido sintetizados en laboratorio. Se prevee que en el futuro la tabla se extienda, según se vayan descubriendo o sintetizando más elementos. DE DÓNDE PROVIENE LA TABLA PERIÓDICA? I. Historia de la tabla periódica La tabla periódica que conocemos hoy en día, es producto de una serie de trabajo científico, el cuál fue progresando al pasar el tiempo. Debemos recordar que el sistema periódico nace bajo la necesidad de ordenar los elementos descubiertos hasta ese entonces. La idea fue seguir una lógica para poder proponer un orden coherente. A continuación se presentan los principales y más significativos aportes científicos realizados, para construir la tabla periódica actual, que rige en estos tiempos. 1) Döbereiner (1820): Triadas Propuso un orden que consistía en columnas que agrupaban de a 3 elementos. Donde el elemento del medio tenía la masa promedio entre el primer y el tercer elemento. Con el tiempo se evidenció que esto era sólo coincidencia, además que esta propuesta de orden dejaba fuera más de la mitad de los elementos descubiertos hasta ese entonces. (Representación del pensamiento de Döbereiner) ) Newlands (1864): Octavas Esta propuesta se basa en agrupar por características similares a los elementos, Newlands se dio cuenta de ciertas similitudes y su forma de ordenarlos fue en columnas de 7 en 7 elementos, donde el octavo elemento presentaba similares características al primero, y así sucesivamente. Además consideró la masa atómica en orden creciente. Nuevamente se encontraron inconsistencias, por lo que se descartó otra propuesta para ordenar los elementos. Ya que también quedaban muchos elementos fuera de esta lógica.

2 (Representación del pensamiento de Newlands) 3) Mendeleiev / Meyer (1869): Tabla periódica Ambos científicos desarrollaron por separado, estudios similares sobre cómo ordenar los elementos. Sin embargo se le atribuye mayor importancia a Mendeleiev, ya que propuso una tabla concreta que incluía los elementos descubiertos hasta ese entonces. Su lógica fue ordenar los elementos por masa atómica, además dejó espacios o huecos para los elementos que aún no eran descubiertos, se atrevió a hacer esa predicción, haciendo la diferencia con los demás científicos. Mendeleiev propuso un orden por grupos, según sus características similares, considerando el ascenso de la masa atómica. (Tabla análoga a original de Mendeleiev) 4) Moseley (1913): Sistema periódico Si bien la tabla periódica propuesta por Mendeleiev, fue una propuesta fuerte y por muchos años utilizada, Moseley encontró ciertas inconsistencias en dicha tabla. Se percató de un criterio y factor más importante para el orden de los elementos en la tabla periódica. Este científico se basó en los estudios de Mendeleiev, sin embargó modificó lo que él creyó pertinente. Ordenó a los elementos por su número atómico (Z) en orden creciente, considerando sus características, por lo que dispuso nuevos grupos y periodos. Los periodos se extendían a medida que se bajaba en la tabla periódica, por lo que separó un bloque al cual hoy conocemos como: lantánidos y actínidos (transición interna)

3 Ahora que conocemos de donde proviene la tabla periódica, nos dispondremos a comprenderla y utilizar la información que nos entrega para poder aplicarla. CÓMO ENTENDER LA TABLA PERIÓDICA? I. Lo primero que debemos saber es: - Identificar grupo y periodo Grupo o familia (Vertical) La tabla periódica tiene 18 grupos Periodo (Horizontal) La tabla periódica tiene 7 periodos Los elementos de un mismo grupo presentan El número del período corresponde al último características similares nivel de energía El número del grupo corresponde a la cantidad de de valencia (representativos) II. Podemos clasificar la tabla periódica según dos factores: 1. PROPIEDADES Según sus propiedades podremos clasificar la tabla periódica en: Metales No metales Metaloides Gases nobles Metales No metales Metaloides Gases nobles Ceden Ganan Características Poco reactivos intermedia entre Estables Buenos Malos metales y no Inodoros conductores conductores metales Incoloros Brillo Poco brillo Dúctil Bajo punto de Maleable fusión y Alto punto de ebullición fusión

4 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Podemos identificar distintos bloques, según la configuración electrónica del último nivel de energía. Conoceremos los nombres que se le asignan a estos bloques, como indica la siguiente figura: s d p ns 2 np 2 f A. Elementos representativos: Presentan orbitales s y p incompletos (Grupo IA al VIIA) B. Elementos de transición: Presentan el orbital d incompleto (Grupos B) C. Elementos de transición interna: Presentan el orbital f incompleto. Poseen propiedades químicas similares entre sí. D. Gases nobles: Presentan 8 e.v. en su último nivel de energía (orbitales s y p completos) Con esta información, podemos dar cuenta de que existe cierta tendencia en cuanto a cada grupo, es decir, comportamientos grupales: Grupos Tendencia Nombre de grupo IA-IIA Tendencia a ceder IA: Alcalinos (1-2) IIA: Alcalinotérreos Tienden a formar iones Altamente reactivos IIIA al VA Se componen por IIIA: Familia del Boro (13 al 15) metaloides y metales IVA: Familia del Carbono VA: Familia del Nitrógeno VIA-VIIA Tendencia a captar VIA: Calcógenos (16 17) VIIA: Halógenos Altamente reactivos VIIIA (18) Poco reactivos VIIIA: Gases Nobles

5 Estas tendencias que se dan dentro de la tabla periódica, las relacionaremos con conocimientos de mecánica cuántica, donde las fuerzas de atracción (p + - e - ) y fuerzas de repulsión (e - - e - ) son indispensables para comprender desde este punto de vista, las PROPIEDADES PERIÓDICAS. PROPIEDADES PERIÓDICAS Frente a estas interacciones veremos lo que se refiere a - CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef), la cual corresponde a la carga real con que el núcleo atrae a los. Debemos mencionar que el efecto pantalla tiene una participación importante, ya que los internos apantallan a los más externos. [Recordemos: efecto pantalla se refiere al efecto bloqueo que producen los internos sobre los externos. El apantallamiento hace que la atracción núcleo-electrón se vea afectada, disminuyéndola] CÓMO SE VE AFECTADA LA Zef A MEDIDA QUE NOS MOVEMOS EN UN GRUPO O EN UN PERÍODO? - Grupo: A medida que BAJAMOS en el grupo los niveles de energía van aumentando, por lo tanto se produce un incremento en el efecto pantalla, lo que provoca que la atracción entre el núcleo y los se vea disminuida: Zef disminuye a medida que se baja en el grupo. - Periodo: Se debe tener en cuenta que el nivel de energía es el mismo a lo largo del mismo periodo, por lo tanto el apantallamiento es el mismo. Lo que cambia es la cantidad de protones (núcleo) y de valencia, por lo tanto a medida que nos acercamos a la derecha de la tabla periódica, aumenta el Z, el núcleo se vuelve más denso y compacto, por ende la fuerza de atracción aumenta y como consecuencia la Zef también aumenta. 1) RADIO ATÓMICO: Corresponde a la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos adyacentes. - Grupo: A medida que se desciende en el grupo, aumentan los niveles de energía y disminuye la Zef, lo que provoca que la atracción de los e.v. y el núcleo se vea disminuida, por lo tanto el átomo crece en volumen, y por consecuencia también aumenta su radio atómico. - Periodo: Al acercarse al lado derecho de la tabla periódica, en el mismo periodo, Zef aumenta, ya que el núcleo es más denso, por lo tanto atrae con más fuerza a los e.v. y con esto se ve reducido el volumen atómico, por consecuencia también disminuye el radio del átomo.

6 2) RADIO IÓNICO Radio de un catión o de un anión ANIÓN (-): Al haber uno o más e-, en los últimos orbitales, aumenta la nube electrónica, por lo que también aumentan las fuerzas de repulsión y disminuyen las fuerzas de atracción. Lo que radica en un aumento del radio iónico respecto del átomo neutro del cual proviene el ión. CATIÓN (+): Al haber un e- menos, la atracción del núcleo hacia los e- internos es mayor, y las fuerzas de repulsión se ven disminuidas, lo que en consecuencia provoca que el radio iónico disminuya respecto del átomo neutro del cual proviene. 3) AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE) Algunos átomos tienen cierta afinidad o atracción hacia los e- y pueden adquirir uno o más e- para formar un ANIÓN. Se define como la energía del proceso en el cual el átomo neutro en fase gaseosa adquiere un e-. La siguiente ecuación representa el proceso involucrado en la afinidad electrónica: F (g) + e - F - (g) La variación de la AE a lo largo de la tabla periódica no es tan regular como en otras propiedades periódicas; sin embargo, es posible hacer las siguientes generalizaciones: - Grupo: La AE disminuye al aumentar los niveles de energía, debido a que se incrementa el RA, por lo que los e- serán atraídos con menor fuerza al disminuir la Zef, por lo que la capacidad de aceptar un e- más se verá disminuida. - Periodo: La AE aumenta de izquierda a derecha, debido a que en el periodo se incrementa la Zef y disminuye el RA, de tal manera que el núcleo ejercerá una mayor atracción por ese nuevo electrón. Además, se tiende a completar la configuración de gas noble.

7 4) ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) Corresponde a la energía necesaria para retirar o arrancar un e- de un átomo neutro en estado gaseoso. Para separar un e- de un átomo es necesario aportar energía para vencer la fuerza de atracción ejercida por el núcleo. El átomo al perder uno o más e- se volverá un CATIÓN. Existen átomos que se les puede quitar más de un e-, por lo que se necesitará una segunda EI, siendo mayor que la primera EI (EI 2 > EI 1). La siguiente ecuación representa lo que ocurre en la EI: I + X X (g) (g) e- - Grupo Conforme se desciende en un grupo, la Zef disminuye, por lo que no se require una gran cantidad de energía para arrancar el ultimo e-, ya que la fuerza de atracción es menor puesto que aumentan los niveles de energía. Es decir, la EI aumenta a medida que aumenta la Zef. - Periodo Con el aumento de la Zef, se sabe que la atracción que existe entre el núcleo y los e- es mayor, por lo que se necesitará una gran cantidad de energía para vencer esa fuerza de atracción y arrancar el e- más externo. Por lo que podemos decir que la EI aumenta hacia la derecha. 5) ELECTRONEGATIVIDAD (EN) *Cabe señalar que la EN no es una propiedad periódica, dado que no es una propiedad intrínseca de un átomo aislado, y se presenta cuando se forman enlaces entre los átomos. Se define como la capacidad de un átomo para atraer los e- hacia sí mismo cuando está combinado con otro átomo. La EN varía con regularidad a medida que aumenta el Z, y que está relacionada con la EI y la AE. Cuanto mayor sea la tendencia de un elemento por ganar e- (es decir, mayor es su AE), más difícil será sacarlos y se necesitará mayor EI para esto, y viceversa. Por lo tanto su variación es similar a la de la AE Y EI.