Tabla Periódica Ordenación lógica y racional de todos los elementos químicos. Reseña Histórica Inicialmente se clasificó a los elementos con el fin de.

Presentación del tema: "Tabla Periódica Ordenación lógica y racional de todos los elementos químicos. Reseña Histórica Inicialmente se clasificó a los elementos con el fin de."— Transcripción de la presentación:

1 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

2 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

3 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 1 2 3 4 5 6 7 HHeLiBeBCNO FNeNaMgAlSiPS ClArKCaCrTiMnFe

4 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;

5 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.

6 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.

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

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

9 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 6 3.2 elementos de transición: sub-grupo B (n-1)d 1-10 ns 2 ó 1 3.3 elementos de transición interna (n-2)f 1-14 ( n-1)d 1 ó 0 ns 2

10 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

11 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.

12 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

13 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

14 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..

15 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

16 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

17 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

18

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

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

21

22 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.

23 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,

24 Mg (g) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 : [Ne]3s 2 Mg (g) + 758 kJ/mol Mg + (g) + e - [Ne]3s 1 EI 1 Mg + (g) + 1450 kJ/mol Mg 2+ (g) + e - [Ne] EI 2 Mg 2+ (g) + 7732 kJ/mol Mg 3+ (g) + e - 1s 2 2s 2 2p 5 EI 3

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

26

27 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

28 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)

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