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 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