LA TABLA PERIÓDICA. La evolución de la clasificación de los elementos tiene en sus principales momentos ubicación por grupos de elementos como lo son:

Transcripción

1 LA TABLA PERIÓDICA La evolución de la clasificación de los elementos tiene en sus principales momentos ubicación por grupos de elementos como lo son: 1829 Ley de las triadas de Duberiener (Grupos de tres elementos con similar comportamiento) 1864 Ley de las octavas de Newlands (Grupos de ocho elementos con similar comportamiento) 1869 Ley periódica de Mendeleev y Meyer ( Orden por masas atómicas crecientes) 1913 Ley de Moseley ( Orden por números atómicos crecientes) En la actualidad un orbital atómico se describe por un conjunto particular permitido de valores cuanticos n, l y ml según el nivel, la forma y orientación, dos electrones pueden ocupar el mismo orbital solo si sus espines son opuestos ms; en tal caso se dice que los electrones están desapareados n cuando ocupan un solo orbital ó apareados cuando los dos ocupan el mismo orbital pero con espin opuesto. Par el primer nivel solo existe un orbital atómico 1s y máximo puede tener dos electrones definiendo así las configuraciones para el hidrógeno 1s 1 y para el helio 1s 2, así mismo se construyen las secuencias electrónicas que predice el principio de construcción ( Aufbaud) donde la forma de ocupar las niveles y subniveles esta definidos según la energía como se presenta a continuación: De esta forma la notación de orbitales es posible conformarla mediante superíndices que indican el numero de electrones de cada elemento pudiéndose dar en la notación orbital o notación simplificada; por ejemplo, para los números atómicos de los elementos que están en el segundo nivel existe un conjunto de distribuciones presentadas así:

2 Notación Orbital Notación Simplificada Elemento 1s 2s 2p 3Li fl 1s 2 2s 1 [He] 2s 1 4Be fl fl 1s 2 2s 2 [He]2s 2 5B fl fl 1s 2 2s 2 2p 1 [He]2p 1 6C fl fl _ 1s 2 2s 2 2p 2 [He]2p 2 7N fl fl 1s 2 2s 2 2p 3 [He]2p 3 8O fl fl fl 1s 2 2s 2 2p 4 [He]2p 4 9F fl fl fl fl 1s 2 2s 2 2p 5 [He]2p 5 10Ne fl fl fl fl fl 1s 2 2s 2 2p 6 [He]2p 6 LA TABLA PERIÓDICA Y LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS En la tabla periódica los elementos están distribuidos bloques según,los orbitales que son ocupados y se dividen en A los que ocupan los orbitales s y p (A); los B son los que ocupan los orbitales d (B) A su vez cada grupo (el cual tiene siete niveles de energía) esta dividido por subgrupos designados por números romanos, por ejemplo el Grupo IA tiene un solo electrón en su orbital n s 1 independiente del nivel donde se encuentre, el Grupo IIA tiene dos electrones en su nivel de energía mas alto ns 2 y como el orbital s no puede tener mas de dos electrones para el grupo IIIA se tienen tres electrones en su nivel de energía mas alto distribuidos como ns 2 p 1. En los grupos B aunque la nomenclatura depende de los electrones que ocupen el nivel mas alto pero teniendo en cuenta los niveles n d se debe tener especial cuidado al evaluar la distribución y las propiedades periódicas en los grupos B por debajo del cuarto nivel debido a algunas irregularidades, por que los subniveles de energia tienen valores casi iguales facilitando el paso de uno a otro con poco trabajo, es decir los orbitales se perturban.

3 LA LEY PERIÓDICA: La clasificación periódica de los elementos de acuerdo a la distribución electrónica de ellos, es útil para predecir las propiedades al predecir físicas y químicas y permite clasificarlos en: Elementos representativos nsp : Son elementos pertenecientes a los grupos A y se caracterizan por tener los niveles de energía parcialmente ocupados en los orbitales s ó p donde el orbital s puede tener uno o dos electrones y si este está lleno, puedo presentar también orbitales p con distribuciones desde uno hasta 6 electrones; además, len estos elementos los cambios en sus propiedades son bastante significativos de acuerdo su número atómico. Gases nobles ns 2 np 6 : Presentan mínima reactividad con los otros elementos es decir no forman compuestos con facilidad, se comportan estables en forma aislada debido a su configuración electrónica y son bastante regulares en sus propiedades al aumentar el número atómico. Elementos de transición ns(n-1)d : Pertenecen a los grupos B, presentan una transición en las propiedades basicas de los alcalinos (Grupos IA y IIA) y los formadores de ácidos ( IIIA- VIIA). Todos los metales presentes allí tienen forma de adicionar electrones en sus orbitales d y se presentan las series de transición: Primera 21 Sc hasta 30 Zn; Segunda: 39Y hasta 48 Cd; Tercera 57 La y 72Hh hasta 80 Hg y Tercera: 89Ac y l04 X hasta 112Z. Los elementos de transición interna ns (n-1)d(n-1)f : Se conocen como de transición interna donde se adicionan electrones a los orbitales f. Los metales de transición f están localizados entre los grupos IIIB y IVB, y poseen las series de transición de: Lantánidos 58 Ce hasta 71 Lu y los Actínidos 90 Th hasta 103 Lr En resumen los electrones mas externos tienen la mayor influencia en las propiedades de los elementos y los cambios mas significativos son los generados al adicionar electrones en los orbitales s o p externos. En virtud de las propiedades físicas y químicas de los elementos existe la siguiente clasificación:

4 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS Muchas propiedades físicas como el punto de fusión, ebullición y tamaños atómicos presentan variaciones periódicas de acuerdo al periodo (nivel) y el grupo al cual pertenecen los elementos y su conocimiento permite predecir un comportamiento químico. EL RADIO ATÓMICO Experimentalmente no se puede determinarle el radio aun solo átomo, es por ellos que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares como es el caso del F2 que es un compuesto (F-F) con una distancia en su enlace de 1,42 Å o 142 pm picómetros (pm = picómetro m ) de los cual se puede definir que la distancia media entre los átomos de Fluor es de 71 pm como se presenta en la figura: Haciendo estas medidas para la mayoría de los compuestos homonucleares tenemos una distribución simbólicamente representada por pirámides de tamaño relativo ( consulta tu tabla periódica par los valores numéricos): Tendencia del Tamaño Atómico

5 Como se observa en la grafica el tamaño de los átomos posee un comportamiento anómalo, pues se esperaba que al aumentar la masa atómica también aumentara el radio como se obseva en la siguiente tabla de valores relativos de masa: Tendencia de la Masa Atomica La posible explicación al comportamiento periódico del radio atómico, a pesar del aumento de los protones en el núcleo es el la carga nuclear Zef, que es el factor que hace disminuir el tamaño atómico debido a que esta carga está protegida y es poco efectiva para los electrones de las capas más externas y este factor es compensado por la repulsión con los electrones de las capas internas, este fenómeno se conoce como el efecto de apantallamiento dodne los niveles internos apantallan el efecto de la carga del núcleo sobre los electrones externos. Para átomos de carga nuclear efectiva similar como lo pueden ser los elementos del Grupo IA aumentan su tamaño atómico en el periodos ( niveles) por tener mas capas electrónicas e igual carga nuclear relativa. En resumen los radios atómicos ( )disminuyen de izquierda a derecha en los grupos y disminuyen de bajo hacia arriba en los periodos. LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la cantidad de energía para necesaria para separar el electrón menos atraído por el núcleo en un átomo en estado fundamental y se denomina primera energía d ionización; este proceso puede ser endotérmico cuando consume energía y se le asigna signo positivo o exotérmico cuando libera energía y se le asigna signo positivo por ejemplo Ca (g) kj Ca + (g) + e - Es endotérmica o exotérmica? Ca + (g) kj Ca 2+ (g) + e -

6 Como se ve existe una segunda energía de ionización y es aquella requerida para separar un segundo electrón a un catión (+) del mismo elemento y siempre es mayor la segunda energía de ionización que la primera. Estas energías dependen de la fortaleza con la cual los electrones se unen a los átomos y una baja energía de ionización indica que ese átomo forma fácilmente cationes. Debido a particularidades del orbital p de grupos IIIA y VIA se presentan como algunas de las anomalías en la tendencia periódica de la energía de ionización, pero en términos generales explicables por el efecto de apantallamiento, existe una tendencia de aumento de la energía de ionización de izquierda derecha en los grupos y aumento de esta energía en los periodos de abajo hacia arriba ( ). LA AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la cantidad de energía necesaria para adicionar un electrón a un átomo aislado y en forma gaseosa para formar un anión (ión con carga negativa).valores de afinidad electrónica muy altos significan que ese elemento adquiere un electrón y forma fácilmente un anión. La mayoría de los átomos requiere absorber energía par incorporar electrones y su convención es de signo positivo para la energía cuando se absorbe y negativo cuando se libera como en los siguientes elementos: Be (g) + e kj Be - (g) endotérmica y Cl (g) + e - Cl - (g) +348 kj exotérmica. Existen anomalías en los grupos IA Y VIIA por la estabilidad de estas configuraciones, pero existe una tendencia generalizada ( ) es un aumentar de izquierda a derecha en el periodo y aumenta de abajo hacia arriba en el grupo. EL RADIO IONICO: Los iones formados ya sea al perder electrones (al superar la energía de ionización) ó ganar electrones (al superar la afinidad electrónica) presentan una variación de su volumen con el siguinet comportamiento al cambiar la carga nuclear efectiva : 1. Los iones cargados positivamente son más pequeños que sus átomos neutros. 2. Los iones cargados negativamente son más grandes que sus átomos neutros. 3. En una serie isoeléctrica los radios iónicos disminuyen al aumentar la carga nuclear. Una seie isoelectrica es aquella en la cual diferente tipo de iones ó elementos tienen el mismo numero de electrones como se presenta en el siguiente ejemplo de el segundo periodo : La tendencia general de los radios iónicos es de aumento ( ) de izquierda a derecha en el periodo y de arriba abajo en los grupos.

7 Electronegatividad La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cundo se combina químicamente con otros átomos. Según la escala de electronegatividad de Pauling existe un valor arbitrario máximo de 4 para el Fluor que es el de mayor electronegatividad, y el comportamiento en los elementos representativos son bajos para la parte inferior izquierda y alta electronegatividad para la parte superior derecha. La tendencia general de la electronegatividad es ( ) de aumento de izquierda derecha y aumento de abajo hacia arriba como se observa en la tabla anexa. Tendencia de la Electronegatividad Punto de Fusión El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de ( ) aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos. Para los de transición externa existe una tendencia ( ) a reducir su punto de fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos ; en los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante. Tendencia del Punto de Fusión

8 Punto de ebullición Como se ve en la ilustración, para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba ( )en los grupos IA, IIA, IIIA y IVA. En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia ( ) a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel. Tendencia del punto de ebullición Periodicidad en las reacciones químicas : Como ejemplo de las muchas posibles reacciones de los elementos de la tabla periódica, debido a su alta electronegatividad y su abundancia dentro de las reacciones periódicas más representativas se encuentra las del oxigeno que por combinación directa con todos los otros elementos forma óxidos mediante reacciones exotérmicas. Óxidos de metales: Por los general forma sólidos iónicos en las formas de Óxidos cuando el oxigeno tiene estado de oxidación de 2 como el K2O ( oxido de potasio), los Peróxidos cuando tiene

9 estado de oxidación 1 como el KO1 ( peróxido de potasio) y Superóxido cuando tiene estado de oxidación -± como el KO 2 (superóxido de potasio). Los óxidos de metales sin agua también llamados anhídridos básicos, reaccionan con el agua para formar bases (hidróxidos) como es el caso del oxido de potasio que forma hidroxido de potasio mediante la reacción K2O (s) +H 2O(l) 2KOH (ac). Óxidos de no metales: La combinación del oxigeno con los no metales forma óxidos moleculares. Los óxidos no metálicos sin agua se denominan anhídridos ácidos y la combinación con esta genera ácidos como es el caso de los óxidos de carbono y el azufre que reaccionan para formar ácidos que son nocivos para el ambiente como es el caso de los productos generados por la combustión de combustibles fósiles y cuyas reacciones se presentan a continuación. Dióxido de carbono para generar ácido carbónico: CO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (ac) Dióxido de azufre para generar ácido sulfuroso SO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 3 (ac) La reacción entre óxidos metálicos y óxidos no metálicos permite formar compuestos entre un metal y un no metal para generar sales como es el caso de la combinación de los productos de las siguiente reacciones 1 y 2. 1) K 2 O (s) +H 2 O(l) 2KOH (ac) 2) SO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 SO 3 (ac) 2KOH + H2SO3 fi K2SO3 + 2H2O!Realiza las actividades del taller de propiedades periódicas