Departamento de Ciencia y Tecnología QUIMICA 1. Comisión B. Dra. Silvia Alonso Lic. Evelina Maranzana

Transcripción

1 Departamento de Ciencia y Tecnología QUIMICA 1 Comisión B Dra. Silvia Alonso (salonso@unq.edu.ar) Lic. Evelina Maranzana (emaran@unq.edu.ar)

2 El Sistema Periódico

3 Contenidos 1. Primeras clasificaciones de los elementos químicos 2.Clasificaciones de Meyer y Mendeleiev 3. Clasificación actual de los elementos químicos 4. Tabla Periódica actual 4.1. Grupos de elementos principales 5. Configuración electrónica 5.1. Relación entre la configuración electrónica y la posición de los elementos en la Tabla Periódica

4 Contenidos 6.Propiedades periódicas 6.1. Radio atómico e iónico 6.2. Volumen atómico 6.3. Potencial de ionización 6.4. Afinidad electrónica 6.5. Electronegatividad 6.6. Carácter metálico

5 Primeras clasificaciones periódicas Cuando se midieron las masas atómicas se observaron que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. Triadas de Döbereiner (1829): La masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Cl, Br y I; Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te. Anillo de Chancourtois (1862). Octavas de Newlands (1864). Clasificación de Meyer (1970). Clasificación de Mendeleiev (1969).

6 Un poco de historia Los químicos siempre han sentido la necesidad de clasificar los elementos para facilitar su estudio y el de los compuestos. Se intentaron varias clasificaciones, casi todas con defectos. En 1914 HENRY MOSELEY propone una clasificación sin los defectos de las anteriores.

7 Algunas propuestas Anillo de Chancourtois Octavas de Newlands

8 TABLA O SISTEMA PERIÓDICO Planteó la siguiente Ley Periódica: Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de la configuración electrónica y varían con el incremento de los números atómicos. Para poner de manifiesto la reaparición de las propiedades se acostumbra a colocar a los elementos en la disposición llamada TABLA O SISTEMA PERIÓDICO.

9 Tabla periódica de Mendeleiev

10 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc (99) 44 Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po (210) 85 At (210) 86 Rn (222) 7 87 Fr (223) 88 Ra (226) 89 Ac (227) 104 Rf (261) 105 Db (262) 106 Sg (263) 107 Bh (262) 108 Hs (265) 109 Mt (266) 110 Uun (269) 111 Uuu (271) 58 Ce Pr Nd Pm (147) 62 Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa (231) 92 U Np (237) 94 Pu (244) 95 Am (243) 96 Cm (247) 97 Bk (247) 98 Cf (251) 99 Es (252) 100 Fm (257) 101 Md (258) 102 No (259) 103 Lr (262) Número atómico Masa atómica SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

11 Periodos y grupos Periodos: Son las filas. Hay 7. Grupos: son las columnas. Hay 18. Los elementos se clasifican en: Metales (a la izquierda). No metales (a la derecha). Gases nobles (grupo 18). Tierras raras: son dos series de elementos que quedan fuera de la Tabla periódica Lantánidos: Conf. electr. teminada en 4 f n. Actínidos: Conf. electr. teminada en 5 f n.

12 El SISTEMA PERIÓDICO Los Grupos o Familias: 1. Ordenaciones verticales de elementos. a) Grupos Principales: IA-IIA-IIIA-IVA- VA-VIA-VIIA-VIIIA ó 0 b) Grupos Secundarios: IB-IIB-IIIB- IVB-VB-VIB-VIIB-VIII 1B - VIII 2B - VIII 3B

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14 Números romanos, indican los é de valencia o é externos. 2. PERIODOS: ordenaciones horizontales. Se identifican con los números o con las letras K, L, M, N, O, P, Q. Son los niveles de energía de los átomos (número cuántico principal, n). En general las propiedades dependen de la configuración electrónica, al variar éstas, varían las propiedades. De acuerdo a las semejanzas y diferencias entre las configuraciones electrónicas, los elementos se pueden clasificar en:

15 1. Elementos Representativos: el é diferencial se acomoda en orbitales s ó p. Son IA al VIIIA. 2. Elementos de Transición Corta: el é diferencial se acomoda en orbitales d. Son IB al VIIIB(1B, 2B y 3B). 3. Elementos de Transición Larga: el é diferencial se acomoda en orbitales f. Son 68 Ce al 71 Lu y 90 Th al 102 Lw.

16 Ejercicio: De acuerdo a los criterios expuestos anteriormente, clasifique los siguientes elementos: Cl, Cu, Sc, Ar, Zn, He, Po.

17 Nombres de los grupos principales Grupo 1: Metales alcalinos. Grupo 2: Metales alcalinos térreos. Grupos 3 12: Metales de transición. Grupo 13: Metales térreos. Grupo 14: Carbonoideos. Grupo 15: Nitrogenoideos. Grupo 16: Anfígenos. Grupo 17: Halógenos. Grupo 18: Gases nobles.

18 Grupo 1: Metales alcalinos Símbolo Li Na K Rb Cs Fr Elemento Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Conf. Elect. última capa 2 s 1 3 s 1 4 s 1 5 s 1 6 s 1 7 s 1

19 Grupo 2: Metales alcalinos térreos Símbolo Be Mg Ca Sr Ba Ra Elemento Berilio Magnesio Calcio Estroncio Bario Radio Conf. Elect. última capa 2 s 2 3 s 2 4 s 2 5 s 2 6 s 2 7 s 2

20 Grupos 3 12: Metales de transición Símbolo Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Elemento Escandio Titanio Vanadio Cromo Manganeso Hierro Cobalto Niquel Cobre Cinc Conf. Elect. última capa 3 d 1 4 s 2 3 d 2 4 s 2 3 d 3 4 s 2 3 d 4 4 s 2 3 d 5 4 s 2 3 d 6 4 s 2 3 d 7 4 s 2 3 d 8 4 s 2 3 d 10 4 s 1 3 d 10 4 s 2

21 Grupo 13: Metales térreos Símbolo B Al Ga In Tl Elemento Boro Aluminio Galio Indio Talio Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 1 3 s 2 p 1 4 s 2 p 1 5 s 2 p 1 6 s 2 p 1

22 Grupo 14: Carbonoideos Símbolo C Si Ge Sn Pb Elemento Carbono Silicio Germanio Estaño Plomo Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 2 3 s 2 p 2 4 s 2 p 2 5 s 2 p 2 6 s 2 p 2

23 Grupo 15: Nitrogenoideos Símbolo N P As Sb Bi Elemento Nitrógeno Fósforo Arsénico Antimonio Bismuto Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 3 3 s 2 p 3 4 s 2 p 3 5 s 2 p 3 6 s 2 p 3

24 Grupo 16: Anfígenos Símbolo O S Se Te Po Elemento Oxígeno Azufre Selenio Teluro Polonio Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 4 3 s 2 p 4 4 s 2 p 4 5 s 2 p 4 6 s 2 p 4

25 Grupo 17: Halógenos Símbolo F Cl Br I At Elemento Flúor Cloro Bromo Iodo Astato Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 5 3 s 2 p 5 4 s 2 p 5 5 s 2 p 5 6 s 2 p 5

26 Grupo 18: Gases nobles Símbolo He Ne Ar Kr Xe Rn Elemento Helio Neón Argón Kriptón Xenón Radón Conf. Elect. última capa 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 4 s 2 p 6 5 s 2 p 6 6 s 2 p 6

27 REPASO Configuración electrónica Para obtener la configuración electrónica de un elemento se van rellenan-do los orbitales siguiendo el orden de las flechas. Subcapa nº orbit. nº elect. s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14 g 9 18 h 11 22

28 REPASO Ejemplo: Escribir la configuración electrónica del oro. Miramos en la tabla periódica el nº atómico (Z) del oro (Au) y vemos que es 79. El nº de electrones si el átomo es neutro será el mismo. Vamos rellenando los orbitales teniendo en cuenta el esquema anterior: 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 d 10 4 s 2 p 6 d 10 f 14 5 s 2 p 6 d 9 6 s 2

29 Relación entre el tipo de orbital del último electrón y la posición en la Tabla periódica. A u

30 Propiedades periódicas Son aquellas que varían con regularidad a lo largo de los grupos y periodos. Radio Atómico. Iónico. Volumen atómico (M at /ρ) Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Carácter metálico.

31 Radio Atómico: El átomo no tiene límites definidos. Se toma como la mitad de la distancia entre dos núcleos iguales. El valor es aproximado ya que la distancia depende del tipo de enlace. Iónico: Los cationes tienen un radio menor que el atómico. Los aniones tienen un radio mayor que el atómico.

32 RADIO ATOMICO Corresponde al tamaño efectivo de un átomo cuando está formando un compuesto covalente normal con otro átomo. Li Be B C N O F Carga nuclear (Z) Nivel 1 2é 2é 2é 2é 2é 2é 2é Nivel 2 1é 2é 3é 4é 5é 6é 7é R.A

33 Cómo varía el R.A en un Grupo? Y en un Periodo?. Explique Cómo la configuración electrónica y la carga nuclear influyen en las variaciones del R.A. Por qué las variaciones son más pronunciadas en un grupo. Exceptuando el caso del H, Cuál es el átomo más pequeño y cuál es el átomo más grande?. Z n C.E. R.A. Li ,34 Na K ,96 Rb ,11 Cs

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35 RADIO IONICO El radio del ión aislado es difícil de definir y de hacerlo puede considerarse infinito. El R.I. Describe la distancia más próxima que hay a otro ión. Se entiende por ión a todo átomo o grupo de átomos que presenta carga eléctrica. Un átomo neutro al ganar é se transforma en un ión negativo y se llama anión.

36 Tanto al perder o ganar é el átomo que se transforma en ion tiende a adquirir la configuración de un gas noble: Na Na + + é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 + é c.e. Ne 1s 2 2s 2 2p 6 F + é F - 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 F - tiene c.e. Del Ne Se dice que Na + y F - son isoelectrónicos con el Ne

37 Z ion R.I. Be 2 Be Mg 12 Mg Ca 20 Ca Sr 38 Sr Ba 56 Ba O F Na Mg Al Z ion R.I

38 Escriba 4 iones isoelectronicos con el Ar Cómo varía el R.I.? En un grupo?. Cómo varía en un periodo? De qué depende? Esta misma variación se presenta para otros grupos?. Generalice. Por qué el ion positivo es más pequeño que su respectivo átomo neutro? Por qué el ión negativo es más grande que su respectivo átomo neutro? Por qué las variaciones son más pronunciadas en un grupo?

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40 Volumen atómico (Mat/ρ) Se toma por convenio como M at /ρ. Varía según el tipo de empaquetamiento. Por ejemplo, la densidad en el C(diamante) es distinta que en el C (grafito). Si la masa de un elemento es m y su densidad d, su volumen será V a =m/d. m d V a Mg 24,32 1,74 Ca 40,08 1,55 Sr 87,63 2,60 Ba 137,36 3,75

41 Na Mg Al Si P S m 23,0 24,32 26,98 28,09 30,97 32,06 D 0,97 1,74 2,7 2,33 1,82 2,07 V a Complete los datos que faltan en el grupo y en el periodo. Observe los valores obtenidos. Cómo varía Va en un grupo y en un periodo. Generalice. Por que un aumento del volumen atómico disminuye el punto de fusión.

42 Energía de ionización (E I ) Es la energía necesaria para extraer un electrón del átomo neutro en estado gaseoso. Se habla de 1ª E I cuando se extrae el primer electrón, 2ª E I cuando se extrae el segundo electrón... Lógicamente es mayor en los no metales que en los metales. En los gases nobles es mucho mayor aún.

43 Corresponde a la energía necesaria para remover el electrón más débilmente ligado de un átomo gaseoso para convertirlo en un ion gaseoso (1 P.I.) Se mide en Kcal/mol y e.v. M (g) M n+ (g) + n é Ejemplo: Na (g) Na + (g) + é H=118,8 Kcal ó 5,133 e.v.

44 R.A. 1 P.I. (Kcal/mol) 1 P.I. (e.v.) Li 1,55 124,3 5,39 Na 1,90 118,5 5,14 K 2,30 100,1 4,34 Na Mg Al Si P S Cl R.A P.I Carga nuclear

45 La energía necesaria para sacar el 2 é se llama 2 Potencial de Ionización, etc. Qué relación es posible encontrar entre las variaciones del Potencial de ionización y el Radio Atómico? En un grupo? Y en un periodo? El Rubidio (Rb) pertenece a esta misma familia con un Radio atómico de 2,48. Prediga si tendrá mayor o menor Potencial de Ionización que el Potasio (K)

46 El Potencial de Ionización Se encuentra influenciado por el efecto de pantalla, que corresponde a la interferencia de los electrones internos sobre la fuerza de atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones ubicados en el nivel más externo. Si aumenta el número de electrones internos, aumenta este efecto. Qué relación se puede establecer entre aumento o disminución del efecto de pantalla (S) sobre 1 Potencial de Ionización?

47 También el Potencial de Ionización se encuentra influenciado por la carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva (Z ef ) corresponde a la carga neta con que el núcleo atrae a los electrones externos y viene dada por la diferencia entre la carga nuclear y el efecto de pantalla: Z ef =Z-S Establezca como un aumento o disminución de Z ef influyen sobre Potencial de Ionización. Predecir cuál de los siguientes elementos tiene un mayor efecto de pantalla y un menor Potencial de Ionización: 12 Mg 11 Na 13 Al

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49 Afinidad electrónica (A E ) Es la energía intercambiada cuando un átomo acepta un electrón. Normalmente esta energía es negativa (se desprende) aunque es positiva en los gases nobles y metales alcalino térreos.

50 Electroafinidad Corresponde a la energía liberada cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso que se encuentra en su estado de más baja energía. Es el proceso inverso del Potencial de Ionización M (gas) + é M - (gas)

51 Afinidad Electrónica en función del Número Atómico

52 Electronegatividad (χ) Mide la tendencia de los átomos a atraer los electrones hacia sí. Lógicamente es mayor en los no metales que en los metales. El flúor (F) es el elemento más electronegativo con un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos con 0,7. El oxígeno (O) es el segundo elemento más electronegativo (3,5); después se sitúan el nitrógeno (N) y el cloro (Cl) con 3,0 y el resto de no metales.

53 Electronegatividad Es la tendencia que tiene un átomo para atraer hacia sí, un par electrónico o compartido con otro átomo H 2.1 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br

54 Cómo varía la Electronegatividad en los periodos y en los grupos? Ubique el elemento de menor Electronegatividad el de mayor Electronegatividad Qué relación podría encontrar entre Electronegatividad y Radio Atómico Cómo son los valores de Electroafinidad para un átomo de Electronegatividad elevado?

55 Carácter metálico Es una magnitud inversa a la electronegatividad Lógicamente, los elementos más electronegativos son los que menos carácter metálico tienen Los elementos con mayor carácter metálico, son, pues, los menos electronegativos