7-Sistema periodico

Departamento de Ciencia y Tecnología
QUIMICA 1
Comisión B
Dra. Silvia Alonso
([email protected])
Lic. Evelina Maranzana ([email protected])
El Sistema Periódico
Contenidos
1. Primeras clasificaciones de los elementos
químicos
2.Clasificaciones de Meyer y Mendeleiev
3. Clasificación actual de los elementos químicos
4. Tabla Periódica actual
4.1. Grupos de elementos principales
5. Configuración electrónica
5.1. Relación entre la configuración electrónica y la
posición de los elementos en la Tabla Periódica
Contenidos
6.Propiedades periódicas
6.1.
6.2.
6.3.
6.4.
6.5.
6.6.
Radio atómico e iónico
Volumen atómico
Potencial de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
Carácter metálico
Primeras clasificaciones
periódicas
• Cuando se midieron las masas atómicas se
observaron que ciertas propiedades variaban
periódicamente en relación a su masa.
• Triadas de Döbereiner (1829): La masa del
elemento intermedio es la media aritmética de
la masa de los otros dos.
– Cl, Br y I; Li, Na y K; Ca, Sr y Ba;
S,
Se y Te.
• Anillo de Chancourtois (1862).
• Octavas de Newlands (1864).
• Clasificación de Meyer (1970).
• Clasificación de Mendeleiev (1969).
Un poco de historia
• Los químicos siempre han sentido la
necesidad de clasificar los elementos
para facilitar su estudio y el de los
compuestos.
• Se intentaron varias clasificaciones,
casi todas con defectos.
• En 1914 HENRY MOSELEY propone
una clasificación sin los defectos de
las anteriores.
Algunas propuestas
• Anillo de Chancourtois
• Octavas de Newlands
TABLA O SISTEMA
PERIÓDICO
• Planteó la siguiente Ley Periódica: “Las
propiedades físicas y químicas de los
elementos son función periódica de la
configuración electrónica y varían con el
incremento de los números atómicos”.
• Para poner de manifiesto la reaparición de
las propiedades se acostumbra a colocar a
los elementos en la disposición llamada
TABLA O SISTEMA PERIÓDICO.
Tabla periódica de Mendeleiev
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
1
2
3
4
5
6
1
Masa atómica
3
4
5
6
7
8
9
0
11
12
13
14
15
16
17
Número atómico
18
2
7
1
2
H
1’008
He
4’003
10
Ne
20’18
18
Ar
39’95
36
Kr
83’80
54
Xe
131’3
86
Rn
(222)
3
4
5
6
7
8
9
Li
6’939
11
Na
23’00
19
K
39’10
37
Rb
85’47
55
Cs
132’9
87
Fr
(223)
Be
9’012
12
Mg
24’31
20
Ca
40’08
38
Sr
87’62
56
Ba
137’3
88
Ra
(226)
C
12’01
14
Si
28’09
32
Ge
72’59
50
Sn
118’7
82
Pb
207’2
N
14’01
15
P
30’97
33
As
74’92
51
Sb
121’8
83
Bi
209’0
O
16’00
16
S
32’06
34
Se
78’96
52
Te
127’6
84
Po
(210)
F
19’00
17
Cl
35’45
35
Br
79’91
53
I
126’9
85
At
(210)
68
Er
167’3
100
Fm
(257)
69
Tm
168’9
101
Md
(258)
70
Yb
173’0
102
No
(259)
71
Lu
175’0
103
Lr
(262)
21
Sc
44’96
39
Y
88’91
57
La
138’9
89
Ac
(227)
26
Fe
55’85
44
Ru
101’1
76
Os
190’2
108
Hs
27
Co
58’93
45
Rh
102’9
77
Ir
192’2
29
Cu
63’54
47
Ag
107’9
79
Au
197’0
111
Uuu
(271)
30
Zn
65’37
48
Cd
112’4
80
Hg
200’6
(262)
28
Ni
58’71
46
Pd
106’4
78
Pt
195’1
110
109
Uun
Mt
(265) (266) (269)
B
10’81
13
Al
26’98
31
Ga
69’72
49
In
114’8
81
Tl
204’4
61
Pm
(147)
93
Np
(237)
62
Sm
150’4
94
Pu
(244)
63
Eu
152’0
95
Am
(243)
65
Tb
158’9
97
Bk
(247)
66
Dy
162’5
98
Cf
(251)
67
Ho
164’9
99
Es
(252)
22
Ti
47’90
40
Zr
91’22
72
Hf
178’5
104
Rf
(261)
23
V
50’94
41
Nb
92’91
73
Ta
180’9
105
Db
(262)
24
Cr
52’00
42
Mo
95’94
74
W
183’9
106
Sg
25
Mn
54’94
43
Tc
(99)
75
Re
186’2
107
Bh
(263)
58
Ce
140’1
90
Th
238’0
59
Pr
140’9
91
Pa
(231)
60
Nd
144’2
92
U
238’0
64
Gd
157’3
96
Cm
(247)
Periodos y grupos
• Periodos: Son las filas. Hay 7.
• Grupos: son las columnas. Hay 18.
• Los elementos se clasifican en:
– Metales (a la izquierda).
– No metales (a la derecha).
– Gases nobles (grupo 18).
– Tierras raras: son dos series de elementos
que quedan fuera de la Tabla periódica
• Lantánidos: Conf. electr. teminada en 4
fn.
• Actínidos: Conf. electr. teminada en 5 fn.
El SISTEMA PERIÓDICO
Los Grupos o Familias:
1. Ordenaciones verticales de
elementos.
a) Grupos Principales: IA-IIA-IIIA-IVAVA-VIA-VIIA-VIIIA ó 0
b) Grupos Secundarios: IB-IIB-IIIBIVB-VB-VIB-VIIB-VIII 1B - VIII 2B VIII 3B
• Números romanos, indican los é de
valencia o é externos.
2. PERIODOS: ordenaciones horizontales. Se
identifican con los números 1....7 o con
las letras K, L, M, N, O, P, Q. Son los
niveles de energía de los átomos (número
cuántico principal, n).
• En general las propiedades dependen de
la configuración electrónica, al variar
éstas, varían las propiedades.
• De acuerdo a las semejanzas y diferencias
entre las configuraciones electrónicas, los
elementos se pueden clasificar en:
• 1. Elementos Representativos: el é
diferencial se acomoda en orbitales s
ó p. Son IA al VIIIA.
• 2. Elementos de Transición Corta:
el é diferencial se acomoda en
orbitales d. Son IB al VIIIB(1B, 2B y
3B).
• 3. Elementos de Transición Larga:
el é diferencial se acomoda en
orbitales f. Son 68Ce al 71Lu y 90Th al
102 Lw.
Ejercicio:
• De acuerdo a los criterios expuestos
anteriormente, clasifique los
siguientes elementos: Cl, Cu, Sc, Ar,
Zn, He, Po.
Nombres de los grupos
principales
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Grupo 1: Metales alcalinos.
Grupo 2: Metales alcalinos–térreos.
Grupos 3–12: Metales de transición.
Grupo 13: Metales térreos.
Grupo 14: Carbonoideos.
Grupo 15: Nitrogenoideos.
Grupo 16: Anfígenos.
Grupo 17: Halógenos.
Grupo 18: Gases nobles.
Grupo 1: Metales alcalinos
Símbolo
• Li
• Na
• K
• Rb
• Cs
• Fr
Elemento
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Conf. Elect. última capa
2 s1
3 s1
4 s1
5 s1
6 s1
7 s1
Grupo 2: Metales
alcalinos–térreos
Símbolo
• Be
• Mg
• Ca
• Sr
• Ba
• Ra
Elemento
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Bario
Radio
Conf. Elect. última capa
2 s2
3 s2
4 s2
5 s2
6 s2
7 s2
Grupos 3–12: Metales de
transición
Símbolo
• Sc
• Ti
• V
• Cr
• Mn
• Fe
• Co
• Ni
• Cu
• Zn
Elemento
Escandio
Titanio
Vanadio
Cromo
Manganeso
Hierro
Cobalto
Niquel
Cobre
Cinc
Conf. Elect. última capa
3 d1 4 s 2
3 d2 4 s 2
3 d3 4 s 2
3 d4 4 s 2
3 d5 4 s 2
3 d6 4 s 2
3 d7 4 s 2
3 d8 4 s 2
3 d10 4 s1
3 d10 4 s2
Grupo 13: Metales térreos
Símbolo
• B
• Al
• Ga
• In
• Tl
Elemento
Boro
Aluminio
Galio
Indio
Talio
Conf. Elect. última capa
2 s2 p1
3 s2 p1
4 s2 p1
5 s2 p1
6 s2 p1
Grupo 14: Carbonoideos
Símbolo
• C
• Si
• Ge
• Sn
• Pb
Elemento
Carbono
Silicio
Germanio
Estaño
Plomo
Conf. Elect. última capa
2 s2 p2
3 s2 p2
4 s2 p2
5 s2 p2
6 s2 p2
Grupo 15: Nitrogenoideos
Símbolo
• N
• P
• As
• Sb
• Bi
Elemento
Nitrógeno
Fósforo
Arsénico
Antimonio
Bismuto
Conf. Elect. última capa
2 s2 p3
3 s2 p3
4 s2 p3
5 s2 p3
6 s2 p3
Grupo 16: Anfígenos
Símbolo
• O
• S
• Se
• Te
• Po
Elemento
Oxígeno
Azufre
Selenio
Teluro
Polonio
Conf. Elect. última capa
2 s2 p4
3 s2 p4
4 s2 p4
5 s2 p4
6 s2 p4
Grupo 17: Halógenos
Símbolo
• F
• Cl
• Br
• I
• At
Elemento
Flúor
Cloro
Bromo
Iodo
Astato
Conf. Elect. última capa
2 s2 p5
3 s2 p5
4 s2 p5
5 s2 p5
6 s2 p5
Grupo 18: Gases nobles
Símbolo
• He
• Ne
• Ar
• Kr
• Xe
• Rn
Elemento
Helio
Neón
Argón
Kriptón
Xenón
Radón
Conf. Elect. última capa
1 s2
2 s2 p6
3 s2 p6
4 s2 p6
5 s2 p6
6 s2 p6
REPASO
REPASO
Configuración electrónica
• Para obtener la configuración electrónica de un
elemento se van rellenan-do
los orbitales siguiendo el
orden de las flechas.
• Subcapa
elect.
s
p
d
f
g
h
nº orbit. nº
1
3
5
7
9
11
2
6
10
14
18
22
REPASO
REPASO
Ejemplo: Escribir la configuración
electrónica del oro.
• Miramos en la tabla periódica el nº
atómico (Z) del oro (Au) y vemos que es
79.
• El nº de electrones si el átomo es neutro
será el mismo.
• Vamos rellenando los orbitales teniendo
en cuenta el esquema anterior:
• 1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5
s2 p6 d9 6 s2
Relación entre el tipo de orbital
del último electrón y la
posición en la Tabla periódica.
A
u
Propiedades periódicas
Son aquellas que varían con regularidad a lo
largo de los grupos y periodos.
• Radio
– Atómico.
– Iónico.
• Volumen atómico (Mat/ρ)
• Energía de ionización.
• Afinidad electrónica.
• Electronegatividad.
• Carácter metálico.
Radio
• Atómico:
– El átomo no tiene límites definidos.
– Se toma como la mitad de la distancia
entre dos núcleos iguales.
– El valor es aproximado ya que la distancia
depende del tipo de enlace.
• Iónico:
– Los cationes tienen un radio menor que el
atómico.
– Los aniones tienen un radio mayor que el
atómico.
RADIO ATOMICO
Corresponde al tamaño efectivo de un átomo
cuando está formando un compuesto
covalente normal con otro átomo.
Li
+3
Be
+4
B
+5
C
+6
N
+7
O
+8
F
+9
Carga
nuclear (Z)
Nivel 1
2é 2é 2é 2é 2é 2é 2é
Nivel 2
1é 2é 3é 4é 5é 6é 7é
R.A.
1.34 0.90 0.82 0.77 0.75 0.73 0.72
¿Cómo varía el R.A en un
Grupo?¿Y en un Periodo?.
Explique ¿Cómo la configuración electrónica
y la carga nuclear influyen en las variaciones
del R.A.
¿Por qué las variaciones son más
pronunciadas en un grupo.
Exceptuando el caso del H, ¿Cuál es el átomo
más pequeño y cuál es el átomo más
grande?. Z
n
C.E.
R.A.
Li
+3
2
1,34
Na +11 3
1.54
K
+19 4
1,96
Rb +37 5
2,11
Cs +55 6
2.25
RADIO IONICO
El radio del ión aislado es difícil de
definir y de hacerlo puede
considerarse infinito.
El R.I. Describe la distancia más
próxima que hay a otro ión.
Se entiende por ión a todo átomo o
grupo de átomos que presenta
carga eléctrica.
Un átomo neutro al ganar é se
transforma en un ión negativo y se
llama anión.
Tanto al perder o ganar é el átomo
que se transforma en ion tiende a
adquirir la configuración de un gas
noble:
Na
→ Na+
+é
1s22s22p63s1 → 1s22s22p6 + é
c.e. Ne 1s22s22p6
F
+é
1s22s22p5
→
F1s22s22p6
F- tiene c.e. Del Ne
Se dice que Na+ y F- son
isoelectrónicos con el Ne
Z
Be 2
Mg 12
Ca 20
Sr 38
Ba 56
Z
ion
R.I.
ion
2+
Be
Mg2+
Ca2+
Sr2+
2+
Ba
O F
8
9
2- 11.4 1.36
R.I.
0.31
0.65
0.99
1.13
1.35
Na
11
1+
0.95
Mg
12
2+
0.65
Al
13
3+
0.5
Escriba 4 iones isoelectronicos con el Ar
¿Cómo varía el R.I.? En un grupo?.
¿Cómo varía en un periodo? ¿De qué depende?
¿Esta misma variación se presenta para otros
grupos?.
Generalice.
¿Por qué el ion positivo es más pequeño que
su respectivo átomo neutro?
¿Por qué el ión negativo es más grande que su
respectivo átomo neutro?
¿Por qué las variaciones son más pronunciadas
en un grupo?
Volumen atómico (Mat/ρ)
• Se toma por convenio como Mat/ρ.
• Varía según el tipo de empaquetamiento.
– Por ejemplo, la densidad en el C(diamante) es
distinta que en el C (grafito).
– Si la masa de un elemento es m y su densidad d,
su volumen será Va=m/d.
Mg
Ca
Sr
Ba
m
24,32
40,08
87,63
137,36
d
1,74
1,55
2,60
3,75
Va
m
D
Va
Na
23,0
0,97
Mg
Al
Si
P
S
24,32 26,98 28,09 30,97 32,06
1,74
2,7
2,33 1,82 2,07
Complete los datos que faltan en el
grupo y en el periodo.
Observe los valores obtenidos. Cómo
varía Va en un grupo y en un periodo.
Generalice.
Por que un aumento del volumen
atómico disminuye el punto de fusión.
Energía de ionización (EI)
• Es la energía necesaria para
extraer un electrón del átomo
neutro en estado gaseoso.
• Se habla de 1ª EI cuando se extrae
el primer electrón, 2ª EI cuando se
extrae el segundo electrón...
• Lógicamente es mayor en los no–
metales que en los metales.
• En los gases nobles es mucho
mayor aún.
Corresponde a la energía necesaria para
remover el electrón más débilmente ligado
de un átomo gaseoso para convertirlo en un
ion gaseoso (1° P.I.)
Se mide en Kcal/mol y e.V.
M°(g) → Mn+(g) + n é
Ejemplo:
Na°(g) → Na+(g) + é
∆H=118,8 Kcal ó 5,133 e.V.
R.A. 1° P.I. (Kcal/mol) 1° P.I. (e.V.)
Li 1,55
124,3
5,39
Na 1,90
118,5
5,14
K 2,30
100,1
4,34
Na
R.A. 1.86
P.I.
5.14
Carga +11
nuclear
Mg
1.60
7.64
+12
Al
1.48
5.98
+13
Si
1.17
8.15
+14
P
S Cl
1.00 1.06 0.97
11.0 10.36 13.01
+15 +16 +17
La energía necesaria para sacar el 2° é se
llama 2° Potencial de Ionización, etc.
¿Qué relación es posible encontrar entre las
variaciones del Potencial de ionización y el
Radio Atómico?
¿En un grupo? ¿Y en un periodo?
El Rubidio (Rb) pertenece a esta misma
familia con un Radio atómico de 2,48.
Prediga si tendrá mayor o menor Potencial
de Ionización que el Potasio (K)
El Potencial de Ionización
Se encuentra influenciado por el efecto de
pantalla, que corresponde a la interferencia
de los electrones internos sobre la fuerza de
atracción que el núcleo ejerce sobre los
electrones ubicados en el nivel más externo.
Si aumenta el número de electrones
internos, aumenta este efecto.
¿Qué relación se puede establecer entre
aumento o disminución del efecto de pantalla
(S) sobre 1° Potencial de Ionización?
También el Potencial de Ionización se
encuentra influenciado por la carga nuclear
efectiva.
La carga nuclear efectiva (Zef) corresponde a
la carga neta con que el núcleo atrae a los
electrones externos y viene dada por la
diferencia entre la carga nuclear y el efecto
de pantalla: Zef=Z-S
Establezca como un aumento o disminución
de Zef influyen sobre Potencial de Ionización.
Predecir cuál de los siguientes elementos
tiene un mayor efecto de pantalla y un
menor Potencial de Ionización:
12Mg
11Na
13Al
Afinidad electrónica (AE)
• Es la energía intercambiada cuando
un átomo acepta un electrón.
• Normalmente esta energía es
negativa (se desprende) aunque es
positiva en los gases nobles y
metales alcalino–térreos.
Electroafinidad
• Corresponde a la energía liberada
cuando se añade un electrón a un
átomo gaseoso que se encuentra en
su estado de más baja energía.
• Es el proceso inverso del Potencial de
Ionización
M°(gas) + é M-(gas)
Afinidad Electrónica en
función del Número Atómico
Electronegatividad (χ
χ)
• Mide la tendencia de los átomos a
atraer los electrones hacia sí.
• Lógicamente es mayor en los no–
metales que en los metales.
• El flúor (F) es el elemento más
electronegativo con un valor de 4,0 y
el Francio (Fr) el menos con 0,7. El
oxígeno (O) es el segundo elemento
más electronegativo (3,5); después se
sitúan el nitrógeno (N) y el cloro (Cl)
con 3,0 y el resto de no–metales.
Electronegatividad
Es la tendencia que tiene un átomo
para atraer hacia sí, un par
electrónico o compartido con otro
átomo
H
2.1
Li
0.97
Na
0.9
K
0.9
Be
1.5
Mg
1.2
Ca
10.
B
2.0
Al
1.5
Ga
1.5
C
2.5
Si
1.7
Ge
1.72
N
2.1
P
2.1
As
1.82
O
3.5
S
2.4
Se
2.0
F
4.2
Cl
2.8
Br
2.2
• ¿Cómo varía la Electronegatividad en
los periodos y en los grupos?
• Ubique el elemento de menor
Electronegatividad el de mayor
Electronegatividad
• ¿Qué relación podría encontrar entre
Electronegatividad y Radio Atómico
• ¿Cómo son los valores de
Electroafinidad para un átomo de
Electronegatividad elevado?
Carácter metálico
• Es una magnitud inversa a la
electronegatividad
• Lógicamente, los elementos más
electronegativos son los que menos
carácter metálico tienen
• Los elementos con mayor carácter
metálico, son, pues, los menos
electronegativos