Contenidos. 1.- Primeras clasificaciones periódicas. 2.- La tabla periódica. 3.- Propiedades periódicas: 1.1. Sistema periódico de Mendeleiev.

Transcripción

1 LA TABLA PERIÓDICA.

2 Contenidos 1.- Primeras clasificaciones periódicas Sistema periódico de Mendeleiev. 2.- La tabla periódica. 3.- Propiedades periódicas: 3.1. Tamaño de los átomos. Radios atómicos e iónicos 3.2. Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad 3.5. Carácter metálico.

3 Primeras clasificaciones periódicas. Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.

4 Primeras clasificaciones periódicas. Triadas de Döbereiner (1829): Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas: Cl, Br y I;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te Anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros. Octavas de Newlands (1864). Clasificación de Mendeleiev (1869).

5 Clasificación de Mendeleiev La clasificación de Mendeleiev 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 entonces. 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 elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge). En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

6 La tabla periódica actual En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la ley periódica : "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

7

8 Criterio de ordenación de elementos El criterio de ordenación de elementos en la tabla periódica actual es el orden creciente de número atómico, de izquierda a derecha y de arriba a abajo debajo de manera que en la misma columna (grupo o familia) queden dispuestos los elementos con propiedades químicas parecidas. Características de la tabla Las columnas se llaman grupos. La tabla actual consta de 18 grupos. Reciben este nombre por agrupar elementos de propiedades químicas similares. Las filas de la tabla se llaman periodos. Hay 7 periodos. Dentro de cada uno de ellos, los elementos están ordenados por número atómico creciente de izquierda a derecha. Hay dos filas de 14 elementos fuera de la tabla. En realidad, deberían estar situadas a la derecha del bario y el radio, pero se colocan fuera porque la tabla quedaría demasiado alargada, y su manejo resultaría incómodo. Enlace a la tabla

9 Grupos, periodos y configuración electrónica Dentro de un mismo grupo todos los elementos tienen la misma configuración electrónica en su última capa (conocida como capa de valencia), en la que tienen tantos electrones como el número del grupo en que se encuentran. En los elementos de un mismo periodo el último electrón está situado en la misma capa, que corresponde al número de periodo.

10 Iones y átomos isoelectrónicos H -1 { He } Li + Be +2 N -3 O -2 F - { Ne } Na + Mg +2 Al +3 P -3 S -2 Cl - { Ar } K + Ca +2 Sc +3 Ti +4 As -3 Se -2 Br - { Kr } Rb + Sr +2 Y +3 Zr +4 Sb -3 Te -2 I - { Xe } Cs + Ba +2 La +3 Hf +4

11 Vas a utilizar el simulador siguiente para obtener información en el resto del tema, al trabajar las propiedades periódicas y al realizar ejercicios sobre ellas. Se trata de una tabla periódica interactiva: al pulsar sobre un elemento, aparece en la parte inferior de la pantalla la información que se tiene sobre él. Ver simulador en aula virtual

12 Radio atómico Pero se puede hablar del radio de los átomos? Ya has visto que no, de acuerdo con el principio de indeterminación: siempre hay una cierta probabilidad de que el último electrón de un átomo se encuentre fuera de la zona límite del 99%, que es la que se representa habitualmente. Para disponer de una medida del tamaño de los átomos, se hace la suposición de que cuando se unen dos átomos compartiendo electrones (mediante enlace covalente), son dos esferas que quedan superpuestas en parte. Así, cuando se mide la distancia de enlace entre dos átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno, ese valor es el doble del radio atómico. El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos del elemento unidos por enlace covalente puro.

13 Radio atómico

14 Radios iónicos

15 Radio metálico del Al Longitud de enlace Definición de los radios metálico y covalente Enlace Cl - Cl Radio covalente del Cl Radio covalente del C Enlace C-Cl Radio covalente del Cl

16 Energía de ionización La energía de ionización (EI) es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el electrón más externo, que está más débilmente retenido, y convertirlo en un catión monopositivo gaseoso. Se puede expresar así: A (g) + EI A + (g) + e - La energía de ionización es igual en valor absoluto a la energía con que el núcleo atómico mantiene unido al electrón: es la energía necesaria para ionizar al átomo. Al ser la energía de ionización una medida cuantitativa de la energía de unión del electrón al átomo, la variación de esta magnitud ayuda a comprender las diferencias cualitativas entre estructura electrónicas. La magnitud de la energía de ionización depende de tres factores fundamentales: estructura electrónica de la última capa, radio atómico y carga nuclear. El factor determinante es la configuración electrónica de la última capa, puesto que cuanto mas estable sea, es decir cuanto más se parezca a la de estructura completa, estructura de gas noble, mayor energía será necesaria para arrancar un electrón.

17 Energía de ionización Z

18 Energías de ionización sucesivas # Electrones Z Elemento de valencia EI 1 EI 2 EI 3 EI 4 EI 5 EI 6 EI 7 3 Li Be B C N O F

19 Ordenamiento de elementos por su primera energía de ionización Problema: Usando sólo la tabla periódica, ordene ascendentemente los elementos en cada uno de los siguientes conjuntos de acuerdo con su EI. a) Ar, Ne, Rn b) At, Bi, Po c) Be, Na, Mg d) Cl, K, Ar Plan: Encuentre su posición relativa en la tabla periódica y aplique la tendencia Solución: a) Rn, Ar,Ne Estos elementos son todos gases nobles y su EI disminuye. b) Bi, Po, At Estos elementos son todos del periodo 6 y la EI aumenta de izquierda a derecha. c) Na, Mg, Be Estos elementos están cerca uno de otro, el Be y el Mg están en el mismo grupo, el Be es más alto que el Mg y el Na está enseguida del Mg y es más bajo en EI. d) K, Cl, Ar Estos elementos encierran al gas noble Ar, y el Cl sería más bajo que el Ar y el K sería más bajo todavía.

20 Identificación de elementos por sus energías de ionización sucesivas Problema: Dadas las siguientes series de energías de ionización (en kj/mol) para un elemento en el periodo 3, nombre el elemento y escriba su configuración electrónica: EI 1 EI 2 EI 3 EI ,815 2,740 11,600 Plan: Examine los valores para encontrar el salto más largo en la energía de ionización, el cual ocurre después de que todos los electrones de valencia han sido removidos. Use la tabla periódica Solución: El salto más grande ocurre después de EI 3, entonces el elemento tiene 3 electrones de valencia; por lo tanto se trata del Aluminio ( Al, Z=13), su configuración electrónica es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

21 Afinidad electrónica Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e y forma un anión. Se suele medir por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica.

22 Electronegatividad La electronegatividad es un concepto químico más bien que una propiedad de los elementos aunque, por supuesto, el valor de dicha magnitud depende de su comportamiento químico. La electronegatividad (EN) mide la mayor o menor atracción -y, por tanto, desplazamiento- que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo. Al ser un concepto químico no tiene unidades y su valor se realiza a partir de una escala. La escala que más se utiliza es la de Pauling, en la que, de forma arbitraria, el F tiene EN 4,0 y el Cs 0,7. Ésta es la propiedad relevante en relación con la capacidad de combinación de los átomos y el tipo de enlace que forman.

23 Electronegatividad Fíjate en la imagen para deducir cómo evoluciona la EN. El color rojo indica valores altos de la propiedad, y el amarillo valores bajos. El color gris indica que no hay datos: como los gases nobles no forman enlaces, no se puede determinar EN para ellos.

24 Carácter metálico Los metales son los elementos que tienen tendencia a perder electrones, formando iones positivos. Ese proceso se llama oxidación. Por el contrario, los no metales ganan electrones, reduciéndose. Carácter metálico y electronegatividad Los metales son elementos con electronegatividad baja, mientras que los no metales tienen electronegatividad alta.