Tabla Periódica Ordenación lógica y racional de todos los elementos químicos. Reseña Histórica Inicialmente se clasificó a los elementos con el fin de facilitar su comprensión y estudio en: a)Metales (M) [maleables, dúctiles, conducen C.E. y calor] b)No Metales (X) [no tienen apariencia característica, no conducen C.E. ni calor] M + ½ O 2 MO + H 2 O M(OH) 2 SALES X + ½ O 2 XO + H 2 O H 2 XO 3 OXISALES

La existencia de familias de elementos que compartían propiedades y semejanzas entre sí, existencia de una ley natural que tendiese a agrupar y relacionar con lógica a los elementos. Döbereiner (1829), 1era. descripción científica de la periodicidad química. Tríadas de Döbereiner Litio LiCl LiOH Calcio CaCl 2 CaSO 4 Azufre H 2 S SO 2 Sodio NaCl NaOH Estroncio SrCl 2 SrSO 4 Selenio H 2 Se SeO 2 Potasio KCl KOH Bario BaCl 2 BaSO 4 Telurio H 2 Te TeO 2

Newlands, qu í mico ingl é s (1829), Colocó los elementos m á s ligeros en orden creciente de sus pesos at ó micos dándose cuenta que las propiedades iguales de cada elemento se repetían cada 8. “ Ley de las octavas de Newland ”.pesos at ó micos HHeLiBeBCNO FNeNaMgAlSiPS ClArKCaCrTiMnFe

Charcourtois (1862) construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados masa atómica los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. (1869) D.I. Mendeleev y J.L. Meyer clasifican a los elementos según sus propiedades químicas (formación de óxidos,cloruros,hidruros) y sus propiedades físicas(pto. Fusión, dureza,densidad) respectivamente;

Éxitos de Mendeleiev : -Dejar espacios que corresponderían a elementos por descubrir:44,68,72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc) - Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I, Te, In, U). Moseley (1913) estudió los espectros de rayos X Al incidir un haz de RX en un elemento, los átomos de éste emiten rayos X de una frecuencia característica de cada elemento. Las ν están correlacionadas con Z. ν = A (Z − b) 2 clasifica los elementos en función de Z y no a los pesos atómicos.

La versión moderna se basa en carga nuclear (Z) y la configuración electrónica de los elementos químicos y se denomina “Forma Larga”. Los elementos se disponen en: 18 familias o grupos : columnas numeradas de izquierda a derecha. 7 períodos : filas numeradas de arriba abajo.

Clases de elementos 1. Por sus propiedades: a) Metales (M) b) No metales (X) : 17 y c) Semi metales : 8 M X

2. Por su estructura atómica Se ordenan de acuerdo a los orbitales ocupados por el electrón distintivo.

3. Por los Grupos: 3.1 elementos representativos:sub-grupoA: ns ó nsnp ns 1, ns 2,..., ns 2 p 5 Gases raros: ns 2 p elementos de transición: sub-grupo B (n-1)d 1-10 ns 2 ó elementos de transición interna (n-2)f 1-14 ( n-1)d 1 ó 0 ns 2

4. Por sus nombres típicos: a) Alcalinos, d) puente(II B) g)Gases nobles b) Alcalinotérreos e) Calcógenos c) Cuño (I B) f) Halógenos h) Tierras raras: Lantánidos i) Actínidos

Tabla Periódica La ley periódica de los elementos, permitió que elementos con propiedades químicas similares estuvieran en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen ± directamente del tamaño del átomo, o regularmente al bajar en el grupo : afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). Conocer la T.P. significa conocer propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.

Propiedades Atómicas Periódicas 1. Carga Nuclear efectiva: Z* 2. Tamaño de los átomos: r 3. Energía de Ionización: E.I. (o Potencial I.: P.I.) 4. Afinidad Electrónica: A.E. 5. Electronegativad : X

1. Carga Nuclear efectiva: Z* Carga que siente un e- externo debido al apantallamiento de los e- internos. Z* = Z - σ const. apantallamiento Efecto Pantalla: protección del núcleo mediante los e- internos, de modo que el e- (s) de valencia serán atraídos con F por el núcleo. Mayor efecto pantalla menor F. atracc. Núcleo Nube electrónica + expandida Menor efecto pantalla Mayor F. atracc. Núcleo Nube electrónica menos expandida Z* = Z - σ

2. Tamaño de los átomos e iones El radio atómico de enlace se define como la mitad de la distancia entre los núcleos enlazados covalentemente. explica propiedades de los elementos como: la densidad, T° fusión, T ° ebullición, etc..

n=1 La dirección del vector indica a)r atómicos aumentan a) r atómicos disminuyen b) > efecto pantalla b) Aumenta carácter no metálico c) > carácter metálico c) Aumenta carácter electronegativo d) > carácter electropositivo n=7

Radios: -Covalente - Metálicos - Van der Waals - iónicos No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados Se habla de radio covalente o de radio metálico (a) Radio covalente Moléculas diatómicas: H 2, Cl 2, … - se refieren sólo a enlaces sencillos – es la mitad de la distancia internuclear. r covalente = d/2

En los metales, los átomos están muy juntos, entonces es adecuado definir el radio atómico como la ½ de la distancia internuclear de 2 átomos idénticos unidos mediante un enlace químico. r VDW > r metálico > r Covalente

(b)Radio de Van der Waals: r VDW La menor distancia de aproximación entre dos átomos que no están enlazados. r VDW > r Covalente

Radio Iónico R.I (anión) > R.A. > R.I. (catión) ¿ Isoelectrónicos? misma estructura electrónica : [Ne] Radio 13 Al 3+ r + pequeño

Tamaño de los iones Los cationes son más pequeños que los átomos de los que se originan. – Se elimina el electrón más exterior y se reduce la repulsión entre los electrones.

3. Energía de Ionización (E.I.) o Potencial de Ionización: kJ/mol Mínima °E para separar un e- del nivel externo de un átomo en estado gaseoso neutro y formar un catión. Para un átomo “X”: El proceso es endotérmico EI 1 < EI 2 < EI 3,

Mg (g) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 : [Ne]3s 2 Mg (g) kJ/mol Mg + (g) + e - [Ne]3s 1 EI 1 Mg + (g) kJ/mol Mg 2+ (g) + e - [Ne] EI 2 Mg 2+ (g) kJ/mol Mg 3+ (g) + e - 1s 2 2s 2 2p 5 EI 3

Las tres primeras energías de ionización del berilio (en MJ/mol)

Tendencias en las primeras energías de ionización A medida que se desciende en un grupo, se requiere menos energía para eliminar el primer electrón. – Para átomos en el mismo grupo, Z ef es esencialmente la misma, pero los electrones de valencia están más alejados del núcleo

4. AFINIDAD ELECTRÓNICA: (A.E.) kJ/mol Ne (g) + e - Ne - (g) ∆H = + 21 kJ/mol F(g) + e - F - (g) ∆H = -322 kJ/mol °E liberada o absorbida al adicionar un e- al nivel de valencia, a un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental ( mín. °E ) para formar un ión negativo (poder oxidante)

5. Electronegatividad: X ( Puling 1932) Capacidad de un átomo en una molécula para competir por los e- de enlace.