TEMA 2 TEMA PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE ELEMENT LOS

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1 Tema 2 La Tabla Periódica

2 TEMA 2 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS 1. Períodos y grupos. La clasificación de Mendeléev. 2. Periodicidad de las estructuras electrónicas. 3. Periodicidad de las propiedades Volumen atómico y radio atómico Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

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4 Antecedentes t de la Clasificación ió La clasificación ió de Döbereiner (1817) Agrupó en triadas algunos elementos de propiedades parecidas Sc Al La clasificación de Chancourtois (1862) Dispuso los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos sobre una curva helicoidal en el espacio F O Na N Mg C La clasificación de Newlans (1868) LEY DE LAS OCTAVAS: Si se clasifican los elementos por sus pesos atómicos, cada 8 se repiten elementos con propiedades semejantes H Li Be B Tornillo telúrico

5 Anillo de Chancourtois Octavas de Newlands H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe EdECIR ECIR. Química 2º Bach.

6 Clasificación ió de los elementos 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer La ley periódica y la tabla periódica Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente.

7 La ley periódica Introducción

8 Clasificación ió de Mendeléev La clasificación de Mendeléev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado. 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 Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.

9 Clasificación ió de Mendeléev Las propiedades de los cuerpos simples, tales como la forma y las propiedades de sus combinaciones, son una función periódica de su peso atómico Grupo I Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V Grupo VI Grupo VII Grupo VIII Propiedades del Germanio: Predichas y observadas

10 La Tabla Periódica Introducción

11

12 Espectros de rayos X Moseley 1913: La emisión de rayos X se explica en términos de transiciones en las que los electrones caen a órbitas más próximas al núcleo atómico. Las frecuencias de los rayos X emitidos deberían depender de las cargas de los núcleos en los átomos del blanco. ν = A (Z b) 2 Esta relación se utilizó para predecir tres nuevos elementos (43, 61, 75) que fueron descubiertos después.

13 Estructura t electrónica y tabla periódica

14 Tipos de orbítales en la tabla periódica s 1 s 2 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 H He d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 Bloque s 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 A medida que avanzamos en la tabla periódica se cumple el orden de llenado de capas y subcapas establecido por Klechkowski

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16 Grupos de la Tabla Bloque Grupo Nombres Config. Electrón. s p 1 Alcalinos n s 1 2 Alcalino-térreos ns 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 ió n s 2 (n 1)d f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n 1)d 1 (n 2)f 1-14

17 Metales alcalinos La tabla periódica Gases nobles Alcalinotérreos Halógenos Grupo principal Metales de transición Grupo principal Lantánidos y actínidos

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19 RADIO ATÓMICO (ra) Radio Atómico: Es la mitad de la distancia entre dos átomos adyacentes En un PERIODO disminuye a medida que lo hace Z En un GRUPO aumenta a medida que lo hace Z

20 Variación del radio atómico en un grupo Grupo 1 En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

21 Variación del radio atómico en un periodo En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha). Periodo 2 Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

22 RADIO ATÓMICO (ra) Radio Atómico: Es la mitad de la distancia entre dos átomos adyacentes

23 Carga nuclear efectiva (Z*) Es la carga real que mantiene unido a un e al núcleo. Depende de: Carga nuclear (Z) Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e interiores o repulsión electrónica. Ambos efectos son contrapuestos: A mayor Z mayor Z *. A mayor apantallamiento menor Z *. Así consideraremos que: Z * = Z a

24 Apantallamiento t Z ef = Z a Z 2 E n = - R ef H n 2 Consideraremos que en la práctica: Cada e de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón Los electrones de la capa e terna Los electrones de la capa externa no se apantallan unos a otros

25 Variación ió de Z* en la tabla Varía poco al aumentar Z en los e de valencia de un mismo grupo Aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Debido al menor efecto pantalla de los e de la última capa y al mayor Z. Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo aumenta

26 Radio iónicoi 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 mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión de e ) Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión lió electrónica). tói

27 Radio iónicoi Radios Catiónicos Radios Aniónicos

28 COMPARACIÓN DE LOS RADIOS ATÓMICOS CON LOS RADIOS IÓNICOS (pm) Tamaño del anión > Tamaño del átomo neutro Tamaño del catión < Tamaño del átomo neutro El tamaño del anión aumenta con su carga M n- >M m- n>m El tamaño del catión disminuye con su carga M n+ > M m+ n < m Introducción

29 Energía de ionización, i ió (EI) Energía necesaria para arrancar un electrón del átomo en estado aseoso X X ( g ) ( g ) + + e Primera energía de ionización ( EI 1 ) + - g Mg (g) Mg (g) + e I 1 = 738 kj Mg + (g) Mg 2+ (g) + e - I 2 = 1451 kj Segunda energía de ionización ( EI 2 ) En general se cumple que: EI 1 < EI 2 < EI 3 I=R Z ef 2 H n 2

30 737,7 577, , I 2 (Mg) vs. I 3 (Mg) I 1 (Mg) vs. I 1 (Al) I 1 (P) vs. I 1 (S)

31 Energía de ionización, i ió (EI) Variación de la energía de ionización a lo largo de la tabla periódica En general: En un PERIODO aumenta a medida que lo hace Z En un GRUPO aumenta al disminuir Z Ene ergía de Io onización (kcal/m ol) He Ne Ar Kr Xe Rn Número atómico

32 Afinidad id d Electrónica, (AE) Energía que se libera cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón X (g) + e X (g ) F(g) + e - F - (g) Li(g) + e - Li - (g) AE = -328 kj AE = -59,6 kj Segunda afinidad electrónica (AE 2 ): Energía necesaria para que el átomo gane un 2º electrón O(g) + e - O - (g) AE = -141 kj O - () (g) + e - O 2- () (g) AE = +744 kj

33 Variación de la Afinidad Electrónica a lo largo de la Tabla Periódica Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a ganar electrones, mayor será la energía liberada y la afinidad electrónica será más negativa (en valor real disminuye) 300 En general: En un PERIODO la tendencia a ganar electrones aumenta a medida que lo hace Z En un GRUPO la tendencia a ganar electrones aumenta al disminuir Z Afi inidad Ele ectrónica (kj/mo ol) F Cl Br I Número atómico

34 Propiedades d magnéticas Átomos o iones diamagnéticos: Todos los electrones están apareados. Una especie diamagnética es débilmente repelida por un campo magnético. Átomos o iones paramagnéticos: Tienen electrones desapareados. Los electrones desapareados inducen un campo magnético que hace que el átomo o ion sea atraído por un campo magnético externo.

35 Paramagnetismo

36 Electronegatividad, id d ( χ ) Tendencia de un átomo a ganar electrones en presencia de otro átomo + A( g) + B(g) A(g) + B(g) χ > χ A( g) + B(g) A(g) + B(g) χ < χ Un átomo será tanto más electronegativo cuanto mayor sea su energía de ionización y más negativa sea su afinidad electrónica + B B A A Escala de MULLIKEN: χ = ½(EI + AE) Escala de PAULING: χ H = 2,1 (arbitrario) Limitación por los valores de AE χ A - χ B = 0,208.[(D AB -(D AA D BB ) ½ ] ½ Definición de ALLRED y ROCHOW: χ fuerza e - núcleo a la distancia del radio covalente

37 Electronegatividad, id d ( χ )

38 Variación de la Electronegatividad a lo largo de la Tabla Periódica En general: En un PERIODO aumenta a medida que lo hace Z En un GRUPO aumenta al disminuir Z Introducción 4,5 4,0 F Relación entre la electronegatividad y el carácter metálico de los elementos Metales: χ < 1,8 (aprox) Intermedios: 1,8 < χ < 2,1 (aprox) No metales: χ > 2,1 egatividad Electron 35 3,5 3,0 2,5 20 2,0 1,5 1,0 05 0,5 0,0 Cl Br I At Número atómico

39 Carácter Metálico Metales: Electropositivos: Ca Ca e - Buenos conductores del calor y de la electricidad Buen poder reflector de la luz (brillo metálico) Dúctiles y maleables En general sólidos a temperatura ambiente No Metales Electronegativos: O + 2e - O 2- No conductores Pobre poder reflector Poco maleables ypoco dúctiles En general, gases o sólidos a Tª ambiente

40 Propiedades periódicas de los elementos

41 Fin del Capítulo

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