TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS

Presentación del tema: "TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS"— Transcripción de la presentación:

1 TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS
QUÍMICA DE 2º BATXILLER Prof. José Mª Bleda I.E.S “25 d’Abril” d’Alfafar

2 EVOLUCIÓ HISTÒRICA I A principis dels segle XIX, Berzelius classificà els elements en metalls i no metalls Al llarg del segle XIX es descobriren nombrosos elements aplicant nous mètodes d’anàlisi (espectroscòpia i electròlisi). Amb la finalitat d’establir una sistematització en l’estudi de les substàncies es van iniciar els primers intents de classificació: Döbereiner (1829): va agrupar els elements amb propietats químiques semblants en grups de tres (tríades). Exem: Ca-Sr-Ba Chancourtois (1862): disposà els elements sobre la superfícies d’un cilindre en forma d’hèlix segons masses atòmiques creixents. Newlands (1864): llei de les octaves (disposà els elements segons un ordre creixent en la massa atòmica de forma que l’octau element tenia propietats semblants al primer).

3 TAULA PERIÒDICA DE MENDELEIEV
Al 1869 D.I. Mendeleiev i L. Meyer van establir una llei periòdica: les propietats dels elements depenen periòdicament de la seua massa atòmica. Va agrupar els elements amb propietats químiques semblants en famílies. Va deixar buits per a elements no coneguts. Va modificar algunes masses atòmiques i invertir posicions en algunes famílies. elements. Va predir les propietats físiques i químiques d’elements que encara no havien segut descoberts Inconvenients: La semblança d’alguns elements que estan col·locats en el grup 8 (Fe, Co, Ni). Les terres rares i els gasos nobles no tenen cabuda El canvi d’ordre no segueix la llei periòdica

4 LA LLEI PERIÒDICA ACTUAL
En 1914, H. Moseley en estudiar els espectres dels raigs X emesos per distints elements, va establir una relació entre la freqüència i el seu nombre atòmic. Va establir que les propietats dels elements químics són funció periòdica del nombre atòmic (Z). La TP conté elements de quatre tipus: Metalls, No Metalls, Semimetalls, els Gasos nobles i l’hidrogen. La TP està dividida en 7 períodes i 18 grups. Actualment es coneixen uns 111 elements: 90 són metalls, 26 són radioactius, 16 són artificials i radioactius, 11 són gasos, 6 són gasos nobles, 2 són líquids.

5 JUSTIFICACIÓ DE LA TAULA PERIÒDICA
Bloc d Bloc p Bloc S Bloc f GRUP: les propietats dels elements d’un mateix grup són semblants, aquest es justifica perque tenen el mateix nombre d’electrons a l’última capa (capa de valència). PERÍODE: al llarg d’un període omplint la capa de valència, per tant el nombre d’elements que hi ha en un període coincideix amb el nombre d’electrons que caben en eixa capa.

6 (per a elements del 2º i 3º període cal sumar 10)
APLICACIONS Tenint en compte que: Nº període coincideix amb el Nº de la capa de valència Nº grup coincideix amb el Nº d’electrons de la capa de valència. (per a elements del 2º i 3º període cal sumar 10) Poden: Situar un element en la TP considerant la seua configuració electrònica: O (Z=8): 1 s2/ 2 s2 2 p4 Període Grup: = 14 Deduir la configuració electrònica d’un element a partir de la seua situació: Un Element X que es trobe en el període 4 i el grup 5 La capa de valència és la 4t i té 5 electrons en eixa capa. X: [Ar] 4 s2 3 d2

7 VARIACIÓ PERIÒDICA DEL RADI ATÒMIC
Radi covalent i metàl·lic: corresponen a la meitat de la distància internuclear entre dos àtoms d’un mateix element. Augmenta en descendir en un grup: els electrons es situen en nivells superior més allunyats del nucli. Disminueix a l’avançar en un període: augmenta la càrrega nuclear atraient amb més força als electrons que es troben en la mateixa capa.

8 VARIACIÓ DEL RADI IÒNIC
Els cations són menors que l’àtom neutre ja que al perdre electrons de la capa més externa, els que queden són atrets pel nucli amb més intensitat. Els anions són majors que l’àtom neutre ja que al guanyar electrons augmenten les repulsions i tendeixen a allunyar-se. En espècies isoelectròniques (les que tenen el mateix nombre d’electrons) la grandària de l’ió disminueix en augmentar la càrrega nuclear..

9 VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’ENERGIA D’IONITZACIÓ I
Primera Energia d’ionització és l’energia mínima necessària per a arrancar l’electró menys lligat d’un àtom neutre aïllat en el seu estat fonamenta (per a 1 mol de substància gasosa kJ/mol). X(g) EI1  X+(g) e- Augmenta a l’avançar en un període ja que augmenta la càrrega nuclear i els electrons són atrets amb més intensitat. Hi ha irregularitats (Be-B, N-O) que s’expliquen per l’estabilitat que presenten els àtoms amb orbitals plens o semiplens. Disminueix al descendir en un grup ja que l’electró es troba a una major distància del nucli i es atret amb menor intensitat. És un procés endotèrmic (EI > 0) N: 1s2 2s2 2p situació desfavorable N+: 1s2 2s2 2p2 O: 1s2 2s2 2p situació favorable O+: 1s2 2s2 2p3

10 VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’ENERGIA D’IONITZACIÓ II
La 2º Energia d’Ionització és l’energia necessària per extraure el següent electró al ió monopositu. X+ (g) EI2  X2+ (g) e- Les energies d’ionització dels successius ions augmenten amb la seua càrrega que s’interpreta com un increment de la força del nucli sobre els electrons que resten. EI1 < EI2 < EI3 < EI4 ... Aquesta variació no és regular, hi ha increments bruscos que s’observen en el canvi de nivell energètic

11 VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’AFINITAT ELECTRÒNICA
La 1ª afinitat electrònica (AE) és l’energia intercanviada en el procés en el que un àtom, neutre, aïllat i en els seu estat fonamental capta un electró formant un ió negatiu. X (g) e-  X- (g) + AE En la majoria dels casos és un procés exotèrmic favorable, excepte per als alcalinoterris i gasos nobles que és un procés endotèrmic (desfavorable). Existeixen una 2º, 3º, etc afinitats electròniques, però totes són processos desfavorables (endotèrmics), per la gran repulsió que hi ha entre l’anió ei el nou electró. L’afinitat electrònica creix a l’avançar en un període i cap amunt en un grup.

12 VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’ELECTRONEGATIVITAT
L’electronegativitat (χ) és la capacitat d’un àtom per a atraure cap a ell el par d’electrons compartit en un enllaç. Existeixen dos escales: Mulliken: valor mitjà de les EI i AE Pauling: arbitràriament s’assigna el valor 4 a l’àtom més electronegatiu (F) i 0’7 al menys electronegatiu (Fr). L’electronegativitat augmenta a l’avançar en un període i disminueix al baixar en un grup

13 REACTIVITAT METALLS: tenen baixes EI, baixes AE i baixa χ. Perden fàcilment electrons (poder reductor) formant cations. La seua reactivitat disminueix a l’avançar en un període i augmenta al baixar en un grup. NO METALLS: tenen altes EI, altes AE i altes χ. Capturen fàcilment electrons (poder oxidant) formant anions. La seua reactivitat augmenta a l’avançar en un període i disminueix al baixa en un grup. GASOS NOBLES: tenen altes EI, baixes AE. No formen ions i són poc reactius.