Tabla periódica y propiedades periódicas de los elementos

Presentación del tema: "Tabla periódica y propiedades periódicas de los elementos"— Transcripción de la presentación:

1 Tabla periódica y propiedades periódicas de los elementos

2 Dimitri Ivánovich Mendeléyev
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico Dimitri Ivánovich Mendeléyev

3 Propiedades periódicas de los elementos
Cuando los elementos se ordenan en orden creciente de su número atómico, aparece una repetición periódica de algunas propiedades físicas y químicas Las propiedades químicas de los elementos se deben en gran parte a la configuración de la última capa electrónica (capa de valencia). Por este motivo se ordenan los elementos en la tabla periódica. Columnas: grupos (misma configuración de la capa de valencia) Filas: períodos (mismo número de capas n)

4 a las columnas de la tabla
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

5 Propiedades periódicas de los elementos

6 GRUPOS PERÍODOS

7 Propiedades periódicas de los elementos
Bloque Grupo Nombres Config. Electrón. s 1 2 Alcalinos Alcalino-térreos n s1 n s2 p 13 (III) 14 (IV) 15 (V) 16 (VI) 17 (VII) 18 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos (o calcógenos) Halógenos Gases nobles n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

8 Facilidad para formar iones
Especies con carga eléctrica, iones. Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ion Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina anión Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones: Metales No metales Semimetales Gases nobles Tipo de elemento Ejemplo Facilidad para formar iones Li, Be, Re, Ag O, F, I, P Si, Ge He, Ne, Ar Forman fácilmente iones positivos Forman fácilmente iones negativos Forman con dificultad iones positivos No forman iones

9 No metales GRUPOS Semimetales No metales PERÍODOS Metales

10 Propiedades periódicas: Apantallamiento y carga nuclear efectiva
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef): Es la carga real que mantiene unido a cada e– al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos: Carga nuclear (Z). A mayor ”Z”  mayor ”Zef”, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más protones. Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión electrónica (es como si estos e- interiores “tapasen”, “cubriesen” al nucleo parcialmente). A mayor apantallamiento menor ”Zef”. Así consideraremos que:                                            Los electrones interiores (dentro del circulo) “tapan” -apantallan- el efecto –la carga- del núcleo

11 Propiedades periódicas: Apantallamiento y carga nuclear efectiva
Variación de Zef en la tabla: En un mismo grupo la Zef en los e– de valencia varía poco. (Al bajar en el grupo aumenta Z pero aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento). (Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón). En un periodo la Zef aumenta al avanzar hacia la derecha (porque Z aumenta pero en cambio el apantallamiento casi no varía).

12 Propiedades periódicas: El tamaño atómico
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Se define como: “la mitad de la distancia entre dos átomos iguales que están enlazados entre sí” (en una molécula, etc). 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. (se habla de radio covalente, metálico, etc) Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico El radio atómico varía periódicamente según nos movemos por la tabla periódica. Tamaño relativo de los átomos de los elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m)

13 El tamaño atómico En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo Dentro de cada período, los átomos de los metales alcalinos son los más grandes. La variación se debe a dos efectos contrapuestos: Efecto de contracción: Al descender en el grupo aumenta el número atómico y, por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por consiguiente disminuye el tamaño  Al descender en el grupo, aumentan el número de capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta . Además las capas interiores apantallan a las más externas (Efecto de apantallamiento). Este efecto es más fuerte que el anterior

14 El tamaño atómico En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período  Al aumentar el número de electrones en la misma capa (capa de valencia) el apantallamiento casi no cambia, en cambio al aumentar la carga nuclear aumenta la atracción (Zef) y los electrones se acercan más al núcleo

15 El tamaño iónico En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo neutro (al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo) En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el del átomo neutro. (Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos)

16 ENERGÍA DE IONIZACIÓN (o potencial de ionización).
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso Ca (g) + EI Ca+ (g) + e- La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado: Ca+ (g) + 2ªEI Ca2+ (g) + e-

17 La energía de ionización crece al avanzar en un período
ENERGÍA DE IONIZACIÓN. (o potencial de ionización). La energía de ionización crece al avanzar en un período (ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos) Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer.

18 La energía de ionización disminuye al descender en un grupo
ENERGÍA DE IONIZACIÓN. (o potencial de ionización). La energía de ionización disminuye al descender en un grupo (ya que aunque la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado y más lejos) y necesita menos energía para ser separado del átomo) Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer.

19 AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD.
La mayoría de los átomos neutros, al añadir un electrón, desprenden energía*, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía *A mayor energía desprendida mayor estabilidad del íón negativo que se ha formado (es una medida de cuanto quiere un electrón ese átomo) La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce

20 Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
AFINIDAD ELECTRÓNICA (o electroafinidad). Afinidad electrónica es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería: F (g) + e F- (g) KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol) Be (g) + e KJ / mol Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol) La mayoría de los átomos neutros, al añadir un electrón, desprenden energía*, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento. Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante, al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante *A mayor energía desprendida mayor estabilidad del íón negativo que se ha formado (es una medida de cuanto quiere un electrón ese átomo)

21 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas: Escala de Mulliken: Considera la electronegatividad como una propiedad de los átomos aislados, su valor es: Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7 La electronegatividad aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo. El valor máximo será el del grupo 17 (el valor nulo es el de los gases nobles porque no tienen niguna tendencia a enlazarse con otros átomos)

22 Propiedades periódicas: Electronegatividad (x) y carácter metálico
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones de átomos de otro elemento cuando se combinan. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados (Es una combinación entre los conceptos de EI y AE).

23 Propiedades periódicas: Electronegatividad (x) y carácter metálico
La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos (pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias y aumenta hacia la derecha en los periodos (ya que hay mayor “Zef” y una menor distancia. (Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F).) Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, no-metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características intermedias ya que la mayor o menor tendencia a perder o capturar electrones es gradual a lo largo de la tabla.

24 Propiedades periódicas de los elementos
ELECTRONEGATIVIDAD (escala Pauling):

25 Propiedades periódicas de los elementos
ELECTRONEGATIVIDAD (X) Y CARÁCTER METÁLICO: 3.0

26 Carácter metálico Carácter metálico
Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos; es decir, los metales son muy poco electronegativos. Un no-metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene tendencia a ganarlos; es muy electronegativo. Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico. La línea quebrada que empieza en el boro (B) y termina en el astato (At) marca la separación entre los metales, que se encuentran por debajo de ella, y los no metales, que se sitúan en la parte superior (ver tabla periódica en páginas anteriores). Los semimetales son los elementos que no tienen muy definido su carácter metálico o no metálico y se sitúan bordeando esta línea divisoria.

27 Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
Metales y no metales Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como: Metales: Pierden fácilmente electrones para formar cationes Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales Se oxidan fácilmente No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales No se oxidan fácilmente Semimetales o metaloides: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

28 Metales y no metales PROPIEDADES FÍSICAS: Tienen brillo metálico
Buenos conductores del calor (Q) Buenos conductores electricidad Maleables y dúctiles En estado sólido presenta enlace metálico A temperatura ambiente son sólidos (excepto el mercurio) No Metales: No tienen brillo metálico Malos conductores de Q y electricidad Quebradizos Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales o metaloides: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

29 Propiedades periódicas: Carga nuclear efectiva y reactividad.
La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de: la carga nuclear efectiva (Zef), de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores. Los metales serán tanto más reactivos cuanto menor sea Z* y mayor distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad. Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na. Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más atraídos. Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.

30 REACTIVIDAD. Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: Disminuye al avanzar en un período Aumenta al descender en el grupo Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad: Aumenta al avanzar en un período Aumenta al ascender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables

31

32 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE LA SIGUIENTE MANERA

33 Enlaces interesantes para este tema: