Tema 3. Relaciones periódicas entre los elementos. Desarrollo de

Tema 3
Tema 3. Relaciones periódicas
entre los elementos. Desarrollo
de la tabla periódica. Clasificación
de los elementos. Variaciones
periódicas de propiedades físicas:
carga nuclear efectiva, radio
atómico, radio iónico. Tendencias
generales de las propiedades
químicas: energías de Ionización
y afinidad electrónica.
Objetivos:
1. Recordar los orígenes de la tabla periódica y su
influencia en el conocimiento actual de la Química.
2. Definir propiedades periódicas e identificar de que
dependen.
3. Establecer el concepto de apantallamiento y carga
nuclear efectiva.
4. Recordar las variaciones de las propiedades
periódicas y relacionarlas con sus orígenes.
Propiedades periódicas
1
Tema 3
La Tabla Periódica
1. Antecedentes históricos
2. Tabla Periódica moderna: organización
2. Clasificación de los elementos
3. Propiedades periódicas
1. Radio atómico e Iónico
2. Energía de ionización
3. Afinidad electrónica
Propiedades periódicas
2
Tema 3
Antecedentes
• J. Döbereiner (1817)
Similitudes entre conjuntos
elementos (Triadas):
– Ca, Sr, Ba;
– Cl, Br, I;
– S, Se, Te.
de
tres
• J. Newlands (1863)
Ordenó los elementos por su masa
atómica, y observó que se repite un ciclo
de propiedades comunes cada 8
elementos.
Ley
de
las
octavas (escala
musical).
• Mendeleiev y Meyer (1869)
– Sugieren el mismo patrón organizando los elementos
conocidos en grupos de 8 elementos en orden de masa
atómica creciente.
D. Mendeleiev
L.Meyer
Propiedades periódicas
3
Tema 3
Clasificación de los elementos. La ley periódica
• 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer
Cuando los elementos se organizan en
orden creciente de sus masas atómicas,
algunos conjuntos de propiedades se
repiten periódicamente
A fin de asegurar que los patrones de
propiedades se ajustaran a la estructura de
la tabla fue necesario dejar espacios
vacíos. Esos espacios corresponderían a
elementos desconocidos.
Éxitos de Mendeleiev
• Dejar huecos que corresponderían a elementos por
descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc)
• Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I,
Te, In, U).
Propiedades periódicas
4
Tema 3
Problemas de la ordenación de Mendeleiev
• Siguiendo el orden de masas atómicas
crecientes los elementos no siempre encajaban
en el grupo con propiedades coincidentes.
o Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te
• Se estaban descubriendo elementos nuevos
como holmio y samario para los que no había
hueco previsto.
• En algunos casos elementos del mismo grupo
eran muy diferentes en cuanto a su reactividad
química.
• Grupo 1: contiene metales alcalinos (muy
reactivos) y metales de acuñación (Cu, Ag y
Au; muy poco reactivos)
• Para establecer un grupo, al menos se tenía que
conocer un elemento
• No se conocían los gases nobles y no se
dejó espacio para ellos
Propiedades periódicas
5
Tema 3
Contribución de Moseley
• Llevó a cabo experimentos con
Rayos X, descubriendo que:
Al incidir un haz de RX en un
elemento, los átomos de éste
emiten rayos X de una frecuencia
característica de cada elemento.
Las frecuencias están correlacionadas con las
cargas nucleares Z.
ν = A (Z − b)2
Permitió predecir nuevos elementos (43, 61, 75) que
se descubrieron posteriormente.
Encontró que al ordenar los elementos con respecto
a Z se eliminaban las irregularidades de la tabla de
Mendeleiev basada en la masa atómica y se
definían con exactitud los huecos para los que era
necesario encontrar elementos
Propiedades periódicas
6
Tema 3
Tabla Periódica de los Elementos Moderna
Gases Nobles
Número de grupo
Halógenos
Elementos representativos
Elementos p
Elementos d
Elementos de
transición
Elementos f
Periodo
Elementos s
Metales Alcalinos
Metales Alcalinos Térreos
Lantánidos
Actínidos
No utilizan designaciones
numéricas
Propiedades periódicas
7
Tema 3
Propiedades Periódicas
• Radios atómicos
• Energías de ionización o potenciales de
ionización
• Afinidad electrónica
Unidades
Picómetro: 1pm = 1·10-12 m
Ángstrom: 1Å = 1·10-10 m
El tamaño de los átomos: Radio atómico
• Se supone que los átomos son esferas rígidas, lo cual no es
cierto
• Concepto de radio atómico carece de sentido estricto
– La función de distribución radial disminuye gradualmente
al aumentar la distancia al núcleo.
Carga que no
contribuye
Carga que
contribuye
90%
Propiedades periódicas
8
Tema 3
No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados
Se habla de radio covalente o de radio metálico
Radio metálico
Radio covalente
Radio covalente
• Moléculas diatómicas: H2, Cl2
– Radio covalente es la mitad de la distancia
internuclear.
– Los datos de radios se refieren a enlaces sencillos (ni
dobles ni triples)
– Limitación:
• Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes
órdenes de enlace ya que los átomos no son esferas
indeformables
O2: d(O-O)=1,21Å
H2O2: d(O-O)=1,47 Å
Radio metálico
• La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos
formados por empaquetamiento, más o menos compacto,
de átomos.
– La mitad de la distancia internuclear entre dos átomos
contiguos en el cristal es el radio metálico.
Propiedades periódicas
9
Tema 3
Variación de los radios atómicos
• Periodo
Disminución gradual de izquierda a derecha (bloques s y
p), como resultado del aumento progresivo de la carga
nuclear efectiva Z*.
Z* =La carga nuclear efectiva (la cantidad de carga
nuclear sentida por un e -)
Slater desarrolló una constante, σ que representa la
habilidad de un e - para proteger otro e - (en el mismo tipo
orbital o uno diferente) de la carga nuclear
Z*=Z-σ
Z = Carga nuclear real
σ = Constante de apantallamiento
Para calcular σ: 1s, (2s,2p), (3s,3p), 3d, (4s,4p), 4d, 4f.
* los e- en orbitales más externos no contribuyen.
* los e- en el mismo grupo contribuyen con 0.35, excepto
en 1s que contribuyen 0.30
* los e- S o P en el grupo n-1 contribuyen 0.85
* los e- restantes contribuyen 1.00
1s2
σ=1x0,30= 0,30
Z*=1,7
1s22s22p5
σ=6x0,35 + 2x0,85= 3,80
Z*=5,2
9F
2
2
6
1
Z*=2,2
11Na1s 2s 2p 3s σ=8x0,85 + 2x1 = 8,80
2
2
6
2
12Mg1s 2s 2p 3s σ=1x0,35+ 8x0,85 + 2x1 = 9,15 Z*=2,85
2
2
6
2
1
13Al 1s 2s 2p 3s 3p σ=2x0,35+8x0,85 + 2x1 = 9,50 Z*=3,5
2He
Propiedades periódicas
10
Radio Atómico en pm
Tema 3
Número Atómico
• En cada periodo, el elemento alcalino tiene el mayor
radio y el gas noble, el más pequeño.
• En las series de transición, el radio disminuye de
izquierda a derecha, con ligeros repuntes al final.
• Grupos s y p
– Aumenta al descender en un grupo
– ¿Razón?: Los electrones de valencia se encuentran en
orbitales de número cuántico principal cada vez mejor
apantallados y por tanto percibiendo menos la carga
nuclear
Propiedades periódicas
11
Tema 3
Variación de los radios atómicos
• Variación en los grupos del bloque d
– Se observa el aumento esperado al pasar del elemento de la 1ª ST a la
segunda
– Los elementos de la 2ª y 3ª ST tienen radios muy semejantes• Mo: 1,40Å –––
W: 1,41 Å
– ¿Razón? Previamente a la 3ª ST se han llenado los orbitales f de bajo efecto
de pantalla Contracción lantánida
Propiedades periódicas
12
Tema 3
Radio iónicos
Es una magnitud difícil de
medir ya que, no hay una
regla universal para dividir
esta distancia entre los dos
iones
Radio iónico
Radios de los cationes
Los radios de los cationes son
más pequeños que los de los
átomos neutros por dos razones.
Radios de los aniones
Los aniones son mayores que los
átomos neutros.
Propiedades periódicas
13
Tema 3
Energía de Ionización
Definición: Cantidad de energía necesaria para separar
el electrón más externo de un átomo en estado
fundamental, en fase gaseosa y a presión y temperatura
estándar.
Son siempre valores positivos. La ionización es un
proceso endotérmico.
X+(g) + e−
X(g) + Energía
Determinación: Se determina con gran precisión por
análisis de los espectros atómicos. Diferencia de energía
entre el nivel ocupado más externo y el correspondiente a
n=∞
Unidad: Electrón-volt (eV) 1eV=96,49 kJ/mol
Energías de ionización sucesivas:
X(g)
X+(g)+ e−
I1
X+(g)
X+2(g)+ e−
I2
Mg(g)
Mg+(g) + e-
I1 = 738 kJ
Mg+(g)
Mg2+(g) + e-
I2 = 1451 kJ
Propiedades periódicas
14
Tema 3
Factores que influyen en la Energía de Ionización
– El tamaño del átomo
– La carga del núcleo
- Cómo de eficazmente apantallan los capas internas la carga nuclear
– El tipo de electrón que se ioniza
• Estos factores están inter-relacionados
Propiedades periódicas
15
Tema 3
Afinidad electrónica
Definición: Energía mínima necesaria para la formación
de un ion uninegativo a partir el átomo neutro en su
estado fundamental, en fase gaseosa y a P y T estándar
X(g)+ e−
X−(g) AE1
Unidades: Electron-volt (eV) o kJ/mol 1eV=96,49 kJ/mol
Determinación: Es una magnitud difícil de determinar
experimentalmente. Se suele calcular indirectamente a
partir de ciclos termodinámicos (por ejemplo Born-Haber).
Por tanto tiene una menor precisión que la energía de
ionización
Criterio de signos para la AE
Criterio de signos: La formación de un ión uninegativo, a
partir de un átomo neutro puede ser un proceso
exotérmico o endotérmico.
En la mayoría de los casos, el electrón que se incorpora
resulta fuertemente atraído por el núcleo siendo por tanto
un proceso exotérmico.
Nosotros adoptamos el criterio termodinámico (signo
negativo cuando se libera energía)
Los átomos de haluros se transforman en halogenuros
exotérmicamente
F(g)+ e−
F−(g) AE1
∆H = −328 kJ / mol
AE = −328 kJ / mol = 3,4 eV
Propiedades periódicas
16
Tema 3
Afinidad Electrónica(KJ/mol)
Afinidad electrónica
Número atómico
Propiedades periódicas
17
Tema 3
Electronegatividad
• En 1931, Pauling definió la electronegatividad como la tendencia de un átomo a
atraer sobre sí los electrones cuando se combina con otro formando un
compuesto químico.
Propiedades periódicas
18
Tema 3
• La electronegatividad es un concepto relativo, no una función mensurable. La
escala de Pauling es una escala arbitraria en la que se asigna el máximo valor
(4,0) al F.
• La consecuencia de la diferente electronegatividad es la polarización del enlace
A–––B
Electronegatividad y carácter iónico
Pauling introdujo la idea de que el
carácter iónico de un enlace varía con la
diferencia
de
electronegatividad
mostrada
Con una ∆χ=1.7 el porcentaje de
ionicidad es del 50%.
Propiedades periódicas
19