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I.E.S Orden de Santiago Arancha González Mármol. 1. Historia del sistema periódico Hacia mitad del s. XIX se conocen varios elementos y sus masas atómicas.

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1 I.E.S Orden de Santiago Arancha González Mármol

2 1. Historia del sistema periódico Hacia mitad del s. XIX se conocen varios elementos y sus masas atómicas y algunas propiedades, haciendo cada vez más falta una clasificación. Se pretende agrupar los elementos de propiedades parecidas Döbereiner: forma las triadas, agrupación de los elementos de 3 en 3. Los coloca en orden creciente de sus masas y observa que la masa del átomo central es la media de los otros dos. Las triadas que consiguió son las de los grupos 2, 16 y 17 del actual Chancourtois: forma un anillo telúrico donde coloca los elementos en orden de masa creciente y forma una espiral, observando que los elementos con propiedades similares caían en la misma generatriz del cilindro formado.

3 1864 Newlands: ordena los elementos de siete en siete por orden creciente de masas atómicas, observando que los que caían en la misma columna poseían propiedades parecidas. Es la conocida ley de octavas. Funcionaba bien con los elementos de masas atómicas pequeñas, pero no para los mayores.

4 1.1. La tabla periódica de Mendeleiev. La ley periódica 1869 Meyer y Mendeleiev: los dos científicos publican a la vez, y por separado, una tabla muy parecida, basada en la ley periódica. Ley periódica: cuando los elementos se organizan en orden creciente a su masa atómica, se observa que algunas propiedades son periódicas. La de Mendeleiev es más clara y, además, deja huecos en previsión al hallazgo de nuevos elementos con determinadas propiedades, como Sc, Ga y Tc. También corrijió algunos valores de masas atómicas de elementos conocidos para que se ajustasen a las propiedades que poseían, como el U e In. Todos estos cambios se comprobaron experimentalmente como buenos. Por esto, prevaleció la tabla de Mendeleiev frente a Meyer.

5 Problemas de la tabla periódica de Mendeleiev: 1.No acepta los gases nobles, elementos que no reaccionan. 2.No sitúa a lantánidos ni actínidos. 3.Los pares Ar/K, Co/Ni y Te/I se debían cambiar de orden, no por sus masas atómicas sino por sus propiedades.

6 2. SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL 2.1. El número atómico como base de la ley periódica 1913 Moseley: estudia los espectros de Rayos X de los elementos, estableciendo una relación entre las líneas espectrales y las cargas de los núcleos (Z). Así, se estableció que las propiedades de los elementos dependían de Z y no de la masas atómicas, reenunciando la ley periódica en base a los números atómicos crecientes Tabla periódica moderna Werner y Paneth: colocando en orden creciente de números atómicos, los elementos de propiedades químicas y físicas parecidas se encuentran en la misma columna. Periodos: filas horizontales. Son siete. Las propiedades varían de forma periódica. Columnas o grupos o familias: filas verticales. Son dieciocho. Propiedades químicas parecidas. Se conocen por su número del 1 al 18. Conocer los alcalinos, alcalinotérreos, anfígenos, halógenos y gases nobles.

7 Tabla 1 Tabla 2 Tabla La configuración electrónica de los elementos en la tabla. Capa de valencia n Capa de valencia n Capa de valencia n-1 Capa de valencia n-2

8 3. APANTALLAMIENTO Y CARGA NUCLEAR EFECTIVA 3.1. Apantallamiento Mira esto es muy sencillo, el núcleo del átomo posee carga positiva ¿verdad? y los electrones poseen carga negativa ¿verdad?, pues bien, existe una atracción entre estas cargas opuestas. Ahora el núcleo del átomo (carga positiva) atrae al último electrón del átomo (carga negativa) pero esta atracción entre el núcleo y el último electrón se ve perturbada por los electrones que están entre el núcleo y el último electrón del átomo, este efecto es el apantallamiento, pues los electrones de los niveles intermedios producen una especie de "pantalla" entre el núcleo y el último electrón, impidiendo una libre atracción. Atracción núcleo Atracción real Repulsión entre electrones La repulsión es más intensa con los electrones internos que los de tu propia capa.

9 3.2. Carga nuclear efectiva Z * Se denomina así, a la carga real del núcleo que el electrón siente, debido al efecto de apantallamiento. Periodo: Z * aumenta hacia la derecha, por estar en el mismo n y aumentar Z. Grupo: Z * no varía al compensarse el aumento de n y Z.

10 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 4.1. Radio atómico Radio atómico: mitad de la distancia internuclear mínima que presenta una molécula diatómica en estado sólido. Periodo: el electrón diferenciador entra en el mismo nivel n. Al aumentar la carga nuclear efectiva, éste se encuentra más retenido, disminuyendo el radio atómico. Grupo: el electrón entra en nivel n más grande, o sea, más alejado, no variando la carga nuclear efectiva, por lo que el radio aumenta. Excepción: los metales de transición no lo cumplen, debido a que los electrones diferenciadores entran en orbitales d internos, permaneciendo casi constante la carga nuclear efectiva. Así los radios atómicos son prácticamente iguales. Así mismo en los metales de transición interna: al entran en orbitales f la disminución de radio al aumentar Z es mucho más acentuada que en los elementos representativos (contracción lantánida)

11 4.2. Radio iónico Cationes: al perder electrones, hay menor apantallamiento que el elemento neutro, por lo que hay mayor carga nuclear efectiva, siendo, por tanto el catión más pequeño que el elemento neutro. Aniones: ganan electrones, por lo que más apantallamiento, menor carga nuclear efectiva, mayor radio que el elemento neutro Energía de ionización (EI) Periodo: aumenta la carga nuclear efectiva, electrones externos más retenidos, más EI. Grupo: carga nuclear efectiva constante pero el electrón más alejado del núcleo (mayor n). Más fácil arrancar los electrones, por lo que, disminuye la EI.

12 Energías de ionización sucesivas Siempre EI 3 > EI 2 > EI 1 ya que al disminuir el número de electrones, aumenta la carga nuclear efectiva, siendo más difícil arrancar otro electrón. Excepciones: Be/B; Mg/Al: Be y Mg ns 2, orbital lleno que confiere especial estabilidad, por lo que se necesitará más EI que B y Al que al ser ns 2 np 1, tendrá mayor tendencia a dar el electrón y convertirse en un ión positivo. N/O; P/S: N y P ns 2 np 3, orbital semilleno con especial estabilidad por lo que se necesitará más EI que sus análogos O y S que al ser ns 2 np 4, tendrán más tendencia a dar un electrón y quedarse con el orbital semilleno.

13 4.4. Afinidad electrónica (AE) AE normalmente es un proceso exotérmico (desprende energía, AE<0) Es endotérmico (AE>0) en: -Gases nobles. - Configuraciones especialmente estables: ns 2, ns 2 (n-1)d 10, ns 2 np 3. - Mn con capa semillena: ns 2 (n-1)d 5. - En la 2ª AE, ya que al ser un anión ya experimentará una repulsión a este nuevo electrón. Periodo: al aumentar la carga nuclear efectiva, atraerá más al electrón nuevo, por lo que tiene mayor tendencia a captarlo, mayor energía desprenderá (más negativo es) Grupo: la carga nuclear efectiva permanece constante, pero el electrón va a capas superiores por lo que menor atracción se ejercerá sobre él. CUIDADO: cuanto más exotérmico sea el proceso (más negativo) más facilidad de captar el electrón y más estable es el ión formado. Al ser un término negativo, el valor absoluto será mayor, pero el valor menor.

14 4.5. Electronegatividad (EN) Medida de la capacidad de un átomo en competir por el par de electrones que comparte con otro en un enlace covalente. Periodo: al aumentar la carga nuclear efectiva, más atracción hacia los electrones. Grupo: carga nuclear efectiva constante, pero el átomo cada vez más grande, por lo que atraen menos a los electrones. En los metales de transición la EN apenas varía y en los gases nobles es cero.

15 4.6. Número de oxidación (no libro) La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta en el número de oxidación. El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo. Es interesante observar que, ocasionalmente, un mismo elemento puede actuar con distintos números de oxidación según el compuesto del que forme parte. El número de oxidación está íntimamente relacionado con la configuración electrónica. Por tanto, es razonable la periodicidad que se observa en el número de oxidación de los elementos. En el sistema periódico se puede resumir: En un mismo grupo, los elementos suelen presentar números de oxidación comunes. El número de oxidación más alto que presenta un elemento coincide con el número del grupo al que pertenece (desde 1 hasta 7). Por ejemplo: Los elementos del grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) tienen número de oxidación +1. Los elementos del grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr...) tienen número de oxidación +2. Los elementos del grupo 4 (C, Si, Ge, Sn, Pb...) tienen varios números de oxidación, pero el más alto es +4.

16 El estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios. El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables electrónicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio. Cuando un átomo -A- necesita por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de 3. Por otro lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende las interacciones entre ellos.

17 Recuerda: un metal es aquel que cede electrones fácilmente, por lo que tendrá bajas EI y bajas AE. Es decir, cede electrones fácilmente (bajas EI) y no tiene apetencia por ganarlos (baja AE).


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