TABLA PERIÓDICA Tema 6 1. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Hubo a lo largo de la historia varias tablas periódicas hasta llegar a la actual: Tríadas de.

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1 TABLA PERIÓDICA Tema 6 1

2 TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Hubo a lo largo de la historia varias tablas periódicas hasta llegar a la actual: Tríadas de Döbereiner (1829): encontró grupos de 3 elementos de propiedades similares y la masa atómica del elemento central era la media aritmética de los otros dos elementos: Li – Na – K Ca – Sr – Ba Octavas de Newlands (1864): ordenó los elementos conocidos en orden creciente de masa atómica y a partir del 7º, el 8º repetía las propiedades del 1º, el 9º del 2º,... y así sucesivamente. 2

3 Tabla de Dimitri Mendeleiev (1869) y Lothar Meyer (1869). Ordenaron los elementos conocidos en orden creciente de masa atómica. Colocaron en columna los elementos con propiedades similares. …Pero ante la Historia… Mendeleiev ha acaparado la mayor parte del mérito porque: - Dejó huecos para los elementos que todavía no se conocían (por ejemplo ekasilicio  germanio). - Hizo predicciones sobre las propiedades de eses elementos desconocidos. - Alteró la posición de algunos elementos (Ni ↔ Co, I ↔ Te) al fin de que sus propiedades químicas coincidiesen en el grupo, sin tener en cuenta la masa atómica. - Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. 3

4 Tabla periódica de Mendeleiev 4

5 Las imperfecciones de la tabla de Mendeleiev son: ordena a los elementos por la masa atómica. no existe un lugar adecuado para el hidrógeno. no incluye los gases nobles (no se conocían). no tenía previsto el sitio para los lantánidos y actínidos. no hay separación clara de metales y no metales,... En su honor el elemento Z = 101 lleva su nombre: Mendelevio. 5

6 Tabla periódica actual La tabla periódica actual deriva de la tabla periódica de Mendeleiev. En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Werner y Paneth ordenaron a los elementos químicos conocidos por el orden creciente de su número atómico (Z). Los agruparon en 7 filas (períodos) y 18 columnas (grupos) de tal forma que se encuentran en la misma columna los elementos con propiedades análogas. Períodos:1º H → He2 elementos 2º Li → Ne8 elementos 3º Na → Ar8 elementos...... 6

7 Grupos Son 18 y se designan mediante números del 1 al 18. También tienen nombre propio. Los elementos de cada grupo tienen propiedades químicas similares porque tienen la misma configuración electrónica de los electrones de valencia. También en la tabla se observa que: El último electrón que se coloca para diferenciar a un elemento del anterior en la tabla periódica se denomina electrón diferenciador. Se clasifica en cuatro bloques: Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) Bloque “d”: (En el centro de la tabla) Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla) 7

8 BloqueGrupoNombresConfig. Electrón. s 1212 Alcalinos Alcalino-térreos n s 1 n s 2 p 13 14 15 16 17 18 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s 2 n p 1 n s 2 n p 2 n s 2 n p 3 n s 2 n p 4 n s 2 n p 5 n s 2 n p 6 d3-12Elementos de transiciónn s 2 (n–1)d 1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n–1)d 1 (n–2)f 1-14 Grupos y bloques de la T.P.

9 a)Elementos representativos: el e - diferenciador lo tienen en un orbital s o en un orbital p. Su estructura electrónica varía desde ns 1  np 6 b) Elementos de transición: el e - diferenciador lo tienen en un orbital d y su estructura electrónica (excepto las excepciones) varía desde ns 2 (n-1)d 1  ns 2 (n-1)d 10. c) Elementos de transición interna: el e - diferenciador lo tienen en un orbital f. Situación del H Debido a la configuración electrónica: puede situarse en el grupo 1 ya que puede ceder 1 e - de su capa de valencia. puede situarse en el grupo 17 ya que le hace falta 1 e - para completar su único nivel. 9

10 Electrón diferenciador y bloques en la T.P. Bloque “s” Bloque “p” Bloque “d” Bloque “f”

11 Ejercicio 6 Indica el grupo, período y bloque de los elementos siguientes: Z= 35 y Z = 56. Br (Z = 35): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 Ba (Z = 56): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 11 Z = 35Z = 56 grupo17 (halógenos)2 (alcalinotérreos) periodo4º6º bloqueps

12 7. PROPIEDADES QUE VARÍAN DE FORMA PERIÓDICA: RADIO ATÓMICO, RADIO IÓNICO, ENERGÍA DE IONIZACIÓN, AFI-NIDAD ELECTRÓNICA Y ELECTRONEGA-TIVIDAD. Son aquellas propiedades que dependen de la configuración electrónica del átomo y varían periódicamente con el número atómico. 7.1 Radio atómico. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica los átomos no tienen un tamaño definido, sin embargo se acepta una forma esférica. El radio del átomo se relaciona con el volumen y su tamaño:V = 4/3  r 3 12

13 Hay que tener en cuenta que el radio atómico se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”. Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales... …pero no haremos distinción y hablaremos sólo de radio atómico. 13

14 Una vez que se midieron los radios atómicos se observó que: Al descender en un grupo el radio atómico aumenta, ya que aumenta el número de capas electrónicas. Cada vez se colocarán los electrones a mayor distancia del núcleo. Al ir hacia la derecha en un período el radio atómico disminuye. El nivel electrónico más externo es el mismo… pero aumenta el número de protones en el núcleo y de electrones en la corteza. Al aumentar las cargas positivas y negativas  aumenta la atracción  se provoca la disminución del tamaño del átomo. ¡¡No obstante hay anomalías… …pero no las vamos a estudiar este curso!! 14

15 Radio de los átomos (nm) 15

16 7.2 Radio iónico. El radio iónico es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. El radio de un ión es distinto al de un átomo neutro, ya que el ion se forma por ganancia o pérdida de e -. Los iones positivos tienen menor radio que los átomos neutros de los que proceden (ya que se han perdido electrones, incluso en muchas ocasiones se pierde el nivel electrónico externo). 16 r + < r

17 La disminución del tamaño será mayor si el ión tiene mayor carga positiva 17 Radio atómico (nm) alcalinos Radio iónico (nm) alcalinos Li = 0.123Li + = 0.060 Na = 0.157Na + = 0.095 K = 0.203K + =0.133

18 Los iones negativos tienen mayor radio que los átomos neutros de los que proceden porque al ganar e - aumentan las repulsiones entre los electrones y aumenta el volumen total. El aumento del tamaño será mayor si el ión tiene mayor carga negativa. 18 r < r –

19 Para iones derivados de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene significado si se trata de iones isoelectrónicos. En este caso: r +  r  r - 19

20 7.3 Energía de ionización. Es la E necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un ion positivo. Se mide en kJ/mol. A (g) → A + (g) + 1 e - E I  0 Es siempre positiva porque es un proceso siempre endotérmico (se necesita E). Se habla de 1ª EI (EI 1ª ), 2ª EI (EI 2ª ),... según se trate del primer e –, segundo e – extraído.... Por tanto… … la 2ª energía de ionización es la que le hay que comunicar al ión A + (g) para arrancarle otro electrón. También se podrían definir las energías de ionización 3ª, 4ª,...si tienen electrones para ser arrancados. A + (g) → A 2+ (g) + 1 e - EI 2ª  0EI 2ª  EI 1ª 20

21 Una vez que se midieron los valores de EI se observó que: Al descender en un grupo la EI disminuye, pues la distancia al núcleo aumenta y por tanto la atracción eléctrica p +  e - disminuye. Entonces… …será más fácil arrancarle electrones. En un período la EI aumenta hacia la derecha. Al aumentar el número atómico Z en el período, los e - están más atraídos por los protones del núcleo... y además disminuye el tamaño de atómico. Entonces…. …será más difícil arrancarle electrones. # También se le denomina a la EI, potencial de ionización (PI), y en este caso se mide en eV/átomo. 21

22 En resumen, en cada uno de los períodos: En general en la tabla periódica: 22

23 7.4 Afinidad electrónica. Es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso capta un electrón y se convierte en un ion negativo. Se mide en kJ/mol. X (g) + 1 e - → X - (g) A E  0 Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. En un grupo disminuye al descender en el grupo ya que… … al aumentar el número de capas de electrones  aumenta el tamaño del átomo  disminuye la atracción del núcleo por los electrones más externos. En un período aumenta hacia la derecha al aumentar el Z … 23

24 porque disminuye el tamaño de los átomos y además… …están cerca de conseguir la estructura electrónica de gas noble. # Los gases nobles no quieren ganar e -  su AE es cero. Por ejemplo, en los halógenos: En general, en la tabla periódica: 24 AE (kJ mol -1 ) F-328* Cl-348 Br-325 I-295

25 7.4 Electronegatividad. Es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los e - compartidos en un enlace covalente. Es un compendio entre EI y AE porque la electronegatividad es una propiedad relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica, de manera que… … un elemento que posea una energía de ionización elevada y una afinidad electrónica elevada, poseerá una electronegatividad alta. La escala más famosa es la de Linus Pauling. Estableció una escala de electronegatividades entre 0.7 (Fr) y 4 (F). La variación en la TP: Aumenta hacia arriba en los grupos. Aumenta hacia la derecha en los periodos (excepto en los gases nobles). 25

26 Tabla de electronegatividades 26

27 En resumen: los elementos metálicos: Poseen EI baja, AE baja y EN baja. Ceden fácilmente electrones (y no tienen tendencia a ganarlos). Forman iones positivos Sus fuerzas de atracción entre los protones y los electrones son débiles. los elementos no metálicos: Poseen EI alta, AE alta y EN alta. Ganan fácilmente electrones (y no tienen tendencia a perderlos). Forman iones negativos. Sus fuerzas de atracción entre los protones y los electrones son elevadas. 27

28 Ejercicios: 7.- Según la posición en la TP, indica razonadamente cual, de los elementos que se citan en cada caso, es el elemento que presenta: a) Mayor potencial de ionización: Na o Mg. b) Una electronegatividad más alta: Si o Cl. c) Un mayor carácter metálico: K o Ca. Sol: a) PI: Na < Mg b) EN: Si < Cl c) Carácter metálico: K > Ca 8.- Compara el tamaño de las siguientes especies: Na +, Mg 2+, Al 3+, Si 4+ y ordénalas. Sol: Son isoelectrónicas: Na + > Mg 2+ > Al 3+ > Si 4+ 28