tabla periodica de los elementos - … a lo largo de la historia, los químicos han intentado...
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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
En la Tabla Periódica actual, los elementos están colocados por orden creciente de
su número atómico (Z)
GRUPOS
a las columnas de la tabla
PERÍODOS
a las filas de la tabla
Se denominan
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un
mismo grupo poseen propiedades químicas similares
1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 11 12 13 14 15 16 17
18
11
H1’008
2
He4’003
23
Li6’939
4
Be9’012
5
B10’81
6
C12’01
7
N14’01
8
O16’00
9
F19’00
10
Ne20’18
311
Na23’00
12
Mg24’31
13
Al26’98
14
Si28’09
15
P30’97
16
S32’06
17
Cl35’45
18
Ar39’95
419 K39’10
20 Ca40’08
21 Sc44’96
22 Ti47’90
23 V50’94
24 Cr52’00
25 Mn54’94
26 Fe55’85
27 Co58’93
28 Ni58’71
29 Cu63’54
30 Zn65’37
31 Ga69’72
32 Ge72’59
33 As74’92
34 Se78’96
35 Br79’91
36 Kr83’80
537 Rb85’47
38 Sr87’62
39 Y88’91
40 Zr91’22
41 Nb92’91
42 Mo95’94
43 Tc (99)
44 Ru101’1
45 Rh102’9
46 Pd106’4
47 Ag107’9
48 Cd112’4
49 In114’8
50 Sn118’7
51 Sb121’8
52 Te127’6
53 I126’9
54 Xe131’3
655 Cs132’9
56 Ba137’3
57 La138’9
72 Hf178’5
73 Ta180’9
74 W183’9
75 Re186’2
76 Os190’2
77 Ir192’2
78 Pt195’1
79 Au197’0
80 Hg200’6
81 Tl204’4
82 Pb207’2
83 Bi209’0
84 Po(210)
85 At(210)
86 Rn(222)
787 Fr(223)
88 Ra(226)
89 Ac(227)
104 Rf (261)
105 Db (262)
106 Sg
(263)
107 Bh
(262)
108 Hs
(265)
109 Mt (266)
110 Uun (269)
111 Uuu (271)
58
Ce140’1
59
Pr140’9
60
Nd144’2
61
Pm(147)
62
Sm150’4
63
Eu152’0
64
Gd157’3
65
Tb158’9
66
Dy162’5
67
Ho164’9
68
Er167’3
69
Tm168’9
70
Yb173’0
71
Lu175’0
90
Th238’0
91
Pa(231)
92
U238’0
93
Np(237)
94
Pu(244)
95
Am(243)
96
Cm(247)
97
Bk(247)
98
Cf(251)
99
Es(252)
100
Fm(257)
101
Md(258)
102
No(259)
103
Lr(262)
Número atómico
Masa atómica
La tabla periódica es la herramienta química más útil para organizar y recordar aspectos químicos.
Los grupos o familias contienen elementos que tienen el mismo número de electrones de valencia.
Similitud en los electrones de valencia, conduce a similitud en las propiedades de los elementos.
Las tendencias observadas en las propiedades de los elementos, permite la predicción de sus propiedades químicas y su reactividad.
En el Sistema periódico los elementos están
colocados por orden creciente de nº atómico.
Grupos 18 periodos 7
Metales//no-metales
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Subcapa nº orbit. nº elect. s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14 g 9 18 h 11 22
REPASO
7
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p
La configuración electrónica de su capa de valencia es:
n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)
Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d
La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)
Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración
electrónica típica de la capa de valencia
A) Elementos representativos
B) Metales de transición
C) Metales de transición interna
Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)
8
El hidrógeno de configuración 1s1 no
tiene un sitio definido dentro de los
bloques
Por su comportamiento químico diferente,
los elementos del grupo 12 (Zn, Cd, Hg),
cuya capa de valencia tiene una
configuración (n-1) d10 n s2, no se
consideran elementos de transición debido
a su comportamiento químico
Excepciones
24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto
24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 : es incorrecto
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto
También se evaluará si aplica los principios y reglas
que permiten escribir estructuras electrónicas de
átomos e iones monoatómicos (no elementos de
transición) hasta Z=54 (deben conocer las
excepciones del Cu y el Cr), los números cuánticos
asociados a cada uno de los electrones de un átomo,
y razona, a partir de las estructuras
electrónicas, cuales representan un estado
excitado, un estado fundamental o son imposibles.
Ver problema 11 resuelto
(fotocopia libro)
9
Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la siguiente
forma
11
Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya que
tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa electrónica) y
están distribuidos en orbitales del mismo tipo
Por ejemplo, los elementos del grupo 17:
Elemento Configuración
más externa Configuración electrónica
Flúor
Cloro
Bromo
Yodo
1s2 2s2 2p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
ns2 np5
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están
relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia
Método común para determinar radios atómicos, suponiendo
a los átomos como esferas que se tocan cuando se enlazan
1/2 d
1/2 d
d
d
En moléculas diatómicas
En sólidos elementales
Tendencias según Niveles de Energía
número atómico
rat/pm
Muchas propiedades moleculares dependen de la distancia entre átomos.
Los radios atómicos permiten estimar las longitudes de los
enlaces entre los diferentes elementos de una molécula.
Las tendencias generales son el resultado de dos factores
que determinan el tamaño orbital externo: el número
cuántico principal (n) y la carga nuclear efectiva (Zefc).
◦ El incremento de n, incrementa el tamaño del orbital.
◦ El incremento de Zefc , reduce el tamaño del orbital.
17
En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo
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
Efecto de apantallamiento: Al descender en el grupo, aumentan el número de capas electrónicas,
con lo que el tamaño aumenta.
Este factor prevalece sobre el anterior
En un período: el tamaño atómico
disminuye al avanzar en un período
Al aumentar el número de electrones en la
misma capa y aumentar la carga nuclear
(efecto de apantallamiento) los electrones se
acercan más al núcleo
Dentro de cada período, los átomos de los
metales alcalinos son los más grandes. Los de
menor volumen son los de transición y los del
grupo 13
La energía de ionización de un átomo o de un ion es la energía
mínima requerida para arrancar un electrón del estado fundamental
de la especie en fase gas:
◦ Primera energía de ionización,
Na(g) Na+(g) + e- I1 = 496 kJ/mol
◦ Segunda energía de ionización.
Na+(g) Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol
Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es arrancar un
electrón:
I1 < I2 < I3 …
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ENERGÍA 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
Número atómico
I (kJ/mol)
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.
Estas tendencias en I se explican considerando los factores que afectan la fortaleza
con que un electron es atraido en un atomo: Zefc y distancia electron-núcleo
Ene
rgía
de
Ioni
zaci
ón (
kJ/m
ol)
Es el cambio de energía
que ocurre cuando un
electron es adicionado a
un átomo gaseoso.
Cl(g) + e- Cl-(g)
Aelc= -349 kJ/mol
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
El signo de Aelc es
arbitrario:
Afinidad Electrónica
El signo de Aelc es arbitrario:
(-) indica que la energía es
liberada en el proceso, como
en el Cl, pero puede ser (+)
si el anión es de mayor
energía.
Ar(g) + e- Ar-(g) Aelc
> 0 kJ/mol
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1
Afinidad Electrónica
27
AFINIDAD ELECTRÓNICA.
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) + 328 KJ / mol se desprende energía AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol Be- (g) se absorbe energía AE 0(AE=+ 240 KJ /mol)
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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
30
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
31
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
2 EN
EIAE
32
La electronegatividad aumenta con el número atómico en un
período y disminuye en un grupo.
El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el de los gases
nobles
Electronegatividad
34
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
Los radios atómicos aumenta al descender en un
grupo y disminuyen al avanzar por el periodo
hacia la derecha
El radio de los cationes (iones +) es menor que el
radio de los átomos neutros de los que proceden.
El radio de los aniones (iones -) es mayor que el
radio de los átomos neutros del que proceden.
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En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo
neutro ya que 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
Propiedades Características
Metales No-Metales
Tienen brillo lustroso, colores No tienen lustre, varios colores
Sólidos, maleables y dúctiles Sólidos quebradizos (duros o
blandos)
Buenos conductores Pobres conductores
Los óxidos son sólidos iónicos Sustancias moleculares que dan
básicos soluciones ácidas
Forman cationes en solución Forman aniones u oxianiones en
solución
Metales
Los metales tienen bajas I y son fácilmente ionizables en reacción química.
Las cargas de los iones más comunes, se muestran en la figura.
No-Metales
Sus puntos de fusión son más bajos que el de los metales.
Los no-metales presentan las reacciones generales
siguientes:
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Variación de las Propiedades Periódicas
¡OJO con la electronegatividad
de los gases nobles!