Tema 02 - La tabla periódica.pdf

Tema 2
La Tabla Periódica
TEMA 2
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
1.
Períodos y grupos. La clasificación de Mendeléev.
2.
Periodicidad de las estructuras electrónicas.
3.
Periodicidad de las propiedades
Volumen atómico y radio atómico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
Introducción
A t
Antecedentes
d t de
d la
l Cl
Clasificación
ifi
ió
L clasificación
La
l ifi
ió de
d Döbereiner
Döb
i
(1817)
Agrupó en triadas algunos elementos de propiedades
parecidas
Sc
Al
Mg
La clasificación de Chancourtois ((1862
1862))
Na
Dispuso los elementos según
ú el orden creciente de sus
pesos atómicos sobre una curva helicoidal en el
espacio
F
O
N
C
La clasificación de Newlans (1868)
LEY DE LAS OCTAVAS: Si se clasifican los elementos
por sus pesos atómicos, cada 8 se repiten elementos
con propiedades semejantes
B
Be
H
Li
Tornillo telúrico
Introducción
Anillo de Chancourtois
Octavas de Newlands
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
Cr
Ti
Mn
Fe
© Ed ECIR.
ECIR
Química 2º Bach.
Introducción
Cl ifi
Clasificación
ió d
de llos elementos
l
t
• 1869,
1869 Dimitri Mendeleev
Lother Meyer
La ley periódica y la tabla periódica
Cuando los elementos se organizan
g
en orden
creciente de sus masas atómicas, algunos
conjuntos de propiedades se repiten
periódicamente.
iódi
t
Introducción
L lley periódica
La
iódi
Introducción
Cl ifi
Clasificación
ió d
de M
Mendeléev
d lé
• La clasificación de Mendeléev es la mas conocida y
elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
• Clasificó
l ifi lo
l 63 elementos
l
conocidos
id hasta
h
entonces
utilizando el criterio de masa atómica usado.
• Hasta bastantes años después no se definió el concepto de
número atómico puesto que no se habían descubierto los
protones.
vacíos que él consideró que se trataba de
• Dejaba espacios vacíos,
elementos que aún no se habían descubierto.
Introducción
Cl ifi
Clasificación
ió d
de M
Mendeléev
d lé
“Las propiedades de los cuerpos simples, tales como la forma y las
propiedades
i d d de
d sus combinaciones,
bi i
son una ffunción
ió periódica
iódi de
d su peso
atómico”
Grupo I Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V Grupo VI Grupo VII Grupo VIII
Propiedades del Germanio: Predichas y observadas
Introducción
L T
La
Tabla
bl P
Periódica
iódi
Introducción
E
Espectros
t
de
d rayos X
• M
Moseley
l 1913:
1913
– La emisión de rayos X se explica
en términos de transiciones en
las que los electrones caen a
órbitas más próximas al núcleo
atómico.
– Las frecuencias de los rayos X
emitidos deberían depender de
las cargas de los núcleos en los
átomos del blanco.
• ν = A (Z – b)2
– Esta relación se utilizó para
predecir tres nuevos elementos
(43 61
(43,
61, 75) que fueron
f
descubiertos después.
Introducción
E t t
Estructura
electrónica
l t ó i y tabla
t bl periódica
iódi
Introducción
Ti
Tipos
de
d orbítales
bít l en lla ttabla
bl periódica
iódi
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
H
s1 s2
p1 p2 p3 p4 p5 p6
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
Bloque “s”
Bloque “d”
Bl
Bloque
“p”
“ ”
Bloque “f”
A medida que avanzamos en la
tabla periódica se cumple el
orden de llenado de capas y
p establecido por
p
subcapas
Klechkowski
Introducción
Introducción
G
Grupos
de
d lla T
Tabla
bl
Bloque
s
p
d
f
Grupo
1
2
13
14
15
16
17
18
3 12
3-12
Nombres
Alcalinos
Alcalino-térreos
Alcalino
térreos
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
l
Gases nobles
El
Elementos
t de
d transición
t
i ió
Config. Electrón.
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
1 10
n s2(n–1)d
( 1)d1-10
El. de transición Interna
(l tá id y actínidos)
(lantánidos
tí id )
n s2 ((n–1)d
) 1((n–2)f
) 1-14
Metales alcalinos
La tabla periódica
Alcalinotérreos
Halógenos
Metales de transición
Grupo principal
Lantánidos y actínidos
Gases nobles
Grupo principal
Introducción
RADIO ATÓMICO (ra)
( )
Radio Atómico:
Atómico Es la mitad de la distancia entre dos
átomos adyacentes
En un PERIODO
disminuye a medida
que lo hace Z
En un GRUPO
aumenta a medida que
l h
lo
hace Z
Introducción
Variación del radio atómico
en un grupo
g p
Grupo 1
• En un grupo, el radio
aumenta al aumentar el
periodo, pues existen más
capas de electrones
electrones.
Introducción
Variación del radio atómico
en un periodo
p
Periodo 2
• E
En un mismo
i
periodo
i d
disminuye al aumentar la
carga nuclear
l efectiva
f ti
(hacia la derecha).
• Es debido a que los
electrones de la última
capa estarán más
fuertemente atraídos.
atraídos
Introducción
RADIO ATÓMICO (ra)
( )
Radio Atómico:
Atómico Es la mitad de la distancia entre dos átomos adyacentes
Introducción
C
Carga
nuclear
l
efectiva
f ti (Z*)
E la
Es
l carga reall que mantiene
ti
unido
id a un e– all núcleo.
ú l
• Depende de:
– Carga nuclear (Z)
– Efecto ppantalla ((apantallamiento)
p
) ((a)) de e–
interiores o repulsión electrónica.
• Ambos efectos son contrapuestos:
– A mayor Z mayor Z*.
– A mayor apantallamiento menor Z*.
• Así consideraremos que:
*
Z = Z −a
Introducción
A
Apantallamiento
t ll i t
Zef = Z – a
Zef2
En = - R H 2
n
Consideraremos que en la práctica:
práctica
• Cada e– de capa interior es capaz
de contrarrestar el efecto de un
protón
• Los electrones de la capa externa
e terna
no se apantallan unos a otros
Introducción
V i ió d
Variación
de Z* en lla ttabla
bl
• Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo
– Aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor
apantallamiento.
ll i
– Debido al menor efecto pantalla de los e– de la última capa y al
mayor Z.
Z
Crece hacia la derecha en los
elementos de un mismo periodo
aumenta
Introducción
R di ió
Radio
iónico
i
Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado
electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas
noble más cercano.
•
Los cationes son menores que
l átomos
los
át
neutros
t por la
l mayor
carga nuclear efectiva (menor
apantallamiento o repulsión de e−)
•
Los aniones son mayores que
los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o
repulsión
l ió electrónica).
l tó i )
Introducción
R di ió
Radio
iónico
i
Radios Catiónicos
Radios Aniónicos
Introducción
COMPARACIÓN DE LOS RADIOS ATÓMICOS CON LOS RADIOS IÓNICOS (pm)
Tamaño del anión > Tamaño del átomo neutro
Tamaño del catión < Tamaño del átomo neutro
El tamaño del anión aumenta con su carga
Mn- > Mmn>m
El tamaño del catión disminuye con su carga
Mn+ > Mm+
n<m
Introducción
E
Energía
í de
d ionización,
i i
ió (EI)
Energía necesaria para arrancar un electrón del átomo en estado aseoso
X (g) ⎯
⎯→ X (+g ) + e −
Mg (g) → Mg+ (g) + e-
I1 = 738 kJ
Primera energía
g de
ionización ( EI1 )
Mg+(g) → Mg2+(g) + e-
I2 = 1451 kJ
Segunda energía de
ionización ( EI2 )
En general se cumple que: EI1 < EI2 < EI3
Zef2
I = RH 2
n
Introducción
737,7
577,6
1012
999,6
1451
7733
I2 (Mg) vs. I3 (Mg)
I1 (Mg) vs. I1 (Al)
I1 (P) vs. I1 (S)
Introducción
E
Energía
í de
d ionización,
i i
ió (EI)
Variación de la energía de ionización a lo largo de la tabla periódica
He
600
En general:
En un PERIODO
aumenta a medida que
lo hace Z
Eneergía de Ioonización
(kcal/m
m ol)
Ne
500
Ar
400
Kr
Xe
300
Rn
200
100
0
En un GRUPO
aumenta al disminuir Z
0
8
16
24
32
40
48
56
Número atómico
64
72
80
88
Introducción
Afi id d El
Afinidad
Electrónica,
ó i
(AE)
E
Energía
í que se libera
lib cuando
d un átomo
á
neutro en estado
d gaseoso gana un electrón
l
ó
X (g ) + e − ⎯
⎯→ X (−g )
F(g) + e- → F-(g)
AE = -328 kJ
Li(g) + e- → Li-(g)
AE = -59,6 kJ
Segunda afinidad electrónica (AE2): Energía necesaria para que el átomo
gane un 2º electrón
O(g) + e- → O-(g)
AE = -141 kJ
2 (g)
O-(g)
( ) + e- → O2( )
AE = +744
744 kJ
Introducción
Variación de la Afinidad Electrónica a lo largo de la Tabla Periódica
Cuanto mayor sea la tendencia de un átomo a ganar electrones, mayor
será la energía liberada y la afinidad electrónica será más negativa (en
valor real disminuye)
300
En un PERIODO la
tendencia a ganar
electrones aumenta a
medida que lo hace Z
En un GRUPO la
tendencia a ganar
electrones
l t
aumenta
t all
disminuir Z
200
Afiinidad Eleectrónica
(kJ/mool)
En general:
100
0
-100
-200
-300
F
-400
0
10
I
Br
Cl
20
30
40
50
Número atómico
60
70
80
Introducción
P i d d magnéticas
Propiedades
éi
• Átomos o iones diamagnéticos:
– Todos los electrones están apareados.
apareados
– Una especie diamagnética es débilmente repelida por
un campo magnético
magnético.
• Átomos
Át
o iiones paramagnéticos:
éti
– Tienen electrones desapareados.
– Los
L electrones
l
desapareados
d
d inducen
i d
un campo
magnético que hace que el átomo o ion sea atraído por
un campo magnético externo.
externo
Introducción
P
Paramagnetismo
i
Introducción
El
Electronegatividad,
i id d ( χ )
T d
Tendencia
i d
de un át
átomo a ganar electrones
l t
en presencia
i d
de otro
t át
átomo
A(g) + B(g) ⎯
⎯→A(+g) + B(−g)
⇒
χB > χA
⎯→A(−g) + B(+g)
A(g) + B(g) ⎯
⇒
χB < χA
Un átomo será tanto más electronegativo cuanto mayor sea su energía
de ionización y más negativa sea su afinidad electrónica
Escala de MULLIKEN
MULLIKEN: χ = ½(EI + AE)
⇒ Limitación por los valores de AE
Escala de PAULING
PAULING: χH = 2,1 (arbitrario) ⇒ |χA - χB | = 0,208.[(DAB - (DAADBB)½] ½
Definición de ALLRED y ROCHOW:
ROCHOW χ≡ fuerza e-↔ núcleo a la distancia del radio covalente
Introducción
El
Electronegatividad,
i id d ( χ )
Introducción
Variación de la Electronegatividad a lo largo de la Tabla Periódica
En general:
En un PERIODO aumenta a medida que lo hace Z
En un GRUPO aumenta al disminuir Z
4,5
F
Relación entre la
electronegatividad y el carácter
metálico de los elementos
Metales: χ < 1,8 (aprox)
Intermedios: 1,8 < χ < 2,1 (aprox)
No metales: χ > 2,1
Electronegatividad
4,0
35
3,5
Cl
3,0
Br
I
2,5
At
20
2,0
1,5
1,0
05
0,5
0,0
0
20
40
60
Número atómico
80
100
Introducción
C á t M
Carácter
Metálico
táli
Metales:
No Metales
♦ Electropositivos: Ca → Ca2+ + 2e♦ Buenos conductores del calor y de la
electricidad
♦ Buen p
poder reflector de la luz ((brillo metálico))
♦ Dúctiles y maleables
♦ En general sólidos a temperatura ambiente
♦ Electronegativos: O + 2e- → O2♦ No conductores
♦ Pobre poder reflector
♦ Poco maleables y p
poco dúctiles
♦ En general, gases o sólidos a Tª
ambiente
Introducción
Propiedades periódicas de los
elementos
Fin del Capítulo