apuntes tabla periodica 2º

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS.
A principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de
elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a
su masa. Hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la
masa atómica como criterio de ordenación.
•
Distinción entre metales y no metales: se basaba en la mala o buena
conductividad de los elementos. Realizada por Lavoisieur.
• Triadas de Döbereiner: Buscaba tríos de elementos en los que la masa del
elemento intermedio es la media de la masa de los otros dos. Así se
encontraron las siguientes triadas:
Cl, Br y I;
Li, Na y K;
Ca, Sr y Ba;
S, Se y Te…
•
Octavas de Newlands: Cada siete elementos se repetía una secuencia de
propiedades. formuló la ley de las octavas. En aquella época se
hablaba
de pesos atómicos y no de masas atómicas. Estos
agrupamientos de ocho elementos permitieron definir las primeras
propiedades periódicas
• Clasificación de Mendeleiev: La clasificación de Mendeleiev es la más
conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
Clasificó los 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de
masa atómica usado hasta entonces.
Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, ya que consideró que se trataba
de elementos que aún no se habían descubierto, tomando como punto de
partida los estudios anteriores establecieron la primera tabla de elementos
basándose en:
- Colocar los elementos por orden creciente de masas atómicas.
- Agruparlos en función de sus propiedades, en el caso de Mendeleiev
en columnas.
Tuvo mérito el dejar espacios libres para los elementos que en ese
momento no habían sido aún descubiertos .Prediciendo incluso algunas de
sus propiedades. Así predijo la existencia del elemento Germanio, al que
inicialmente se le denominó Ekasilicio por sus propiedades semejantes al
Silicio.
Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de Mendeleiev era que
algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para
que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas
estaban mal medidas. Hoy sabemos que las masas atómicas estaban bien
medidas y que el problemas era el criterio de clasificación hasta entonces
usado.
LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de
clasificación el número atómico.
Enunció la Ley periódica:
"Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se
observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".
1
A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio y
existe una relación directa entre su configuración electrónica, su posición en la tabla
periódica, su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma,
etc
Está formado por periodos y grupos.
• Periodos: Son las filas y se numeran del 1 al 7. El nº del periodo indica el
valor del número cuántico principal “n”. Se colocan elementos que aumentan
en una unidad el Z del elemento anterior.
• Grupos: son las columnas y contienen elementos con propiedades similares.
Hay 18.
Los elementos se clasifican en:
• Metales: a la izquierda y en la zona central. Tienen tendencia a perder
electrones al combinarse con no metales.
• No metales: a la derecha, tienen tendencia a ganar electrones cuando se
combinan con metales.
• Gases nobles (grupo 18).
• Elementos de transición interna o tierras raras: son dos series de
elementos que quedan fuera de la Tabla periódica
Lantánidos: Conf. electrónica terminada en 4 fn.
Actínidos: Conf. electrónica terminada en 5 fn.
Se clasifica en cuatro bloques:
• Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2.
• Bloque “p”: A la derecha de la
tabla, formado por los grupos 13 al
18.
• Bloque “d”: En el centro de la
tabla, formado por los grupos 3 al
12.
• Bloque “f”: En la parte inferior de
la tabla.
El hidrógeno (H), de difícil ubicación en la
tabla y el helio (He), en el grupo 18 de los
gases nobles, tienen configuración “s1” y
“s2” respectivamente.
Bloque Grupo Nombres
1 Alcalinos
s
2 Alcalino-térreos
13 Térreos
14 Carbonoideos
15 Nitrogenoideos
p
16 Anfígenos
17 Halógenos
18 Gases nobles
d
3-12 Elementos de transición
f
Elem de transición interna (lantánidos y actínidos)
Config. Electrónica
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
n s2(n–1)d1-10
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
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DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
a) La distribución electrónica es el modo en que se sitúan los electrones en los
átomos, indica en qué capas y en que orbitales hay electrones y cuantos.
Se representa por:
nxe
Donde:
n: es el número cuántico principal o número de la capa.
x: es el tipo de orbital: s, p, d, f
e: es el número de electrones en cada orbital.
Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes
principios:
• Principio de mínima energía: “Los
s
electrones se colocan siguiendo el 1
criterio de mínima energía, es decir,
se rellenan primero los niveles con 2
s
p
menor energía y no se rellenan
niveles superiores hasta que no
estén
completos
los
niveles 3
s
p
d
inferiores”.
• Principio de máxima multiplicidad
s
p
d
f
(regla de Hund): “Cuando un nivel 4
electrónico tenga varios orbitales
con la misma energía, los 5
s
p
d
f
electrones se van colocando
desapareados
en
ese
nivel
s
p
d
f
electrónico”. No se coloca un 6
segundo electrón en un orbital hasta
que todos los orbitales de dicho 7
s
p
nivel
isoenergético
estén
semiocupados.
Se
llaman
electrones
desapareados
a
Diagrama de Moeller, representación del
aquellos que están solos en un
principio de mínima energía
orbital. Si un orbital contiene 2
electrones se dice que están apareados. En este caso tendrán espines
opuestos (+1/2, -1/2)
• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No
puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.
En consecuencia, en cada orbital puede haber, como máximo, dos
electrones con espines opuestos.
El principio Aufbau, aplica todas las normas anteriores para determinar la
configuración electrónica de un elemento.
b) La capa de valencia es la última capa de un átomo en la que hay electrones.
Es la que define la capacidad de combinación o formación de enlaces de un átomo
que se llama valencia.
c) El electrón diferenciador es el último colocado en un elemento y que lo
distingue del anterior
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PROPIEDADES PERIÓDICAS
Tal y como viene enunciado en la ley periódica, hay una serie de propiedades en los
elementos que varían de manera periódica al ir aumentando el número atómico. Su
valor se puede predecir a la vista de la posición que ocupa un elemento en el S.P.
Factores de los que dependen las propiedades periódicas
• Carga nuclear efectiva (Z*): Es la carga real que mantiene unido un e–
al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos:
- Carga nuclear (Z). Se trata de la carga positiva del núcleo del átomo.
A mayor Z mayor Z*, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al
haber más protones.
- Apantallamiento o efecto pantalla: Las propiedades periódicas
dependen de la capa de valencia. Las capas internas del átomo,
provocan una repulsión de los e– interiores sobre los situados en la
capa de valencia, que hace disminuir el efecto de la carga nuclear. Se
llama “apantallamiento o efecto pantalla”. A mayor apantallamiento
menor ”Z*”.
• La capa de valencia: Cuanto mayor es la distancia de la capa de valencia,
menor es la atracción por parte de núcleo a los electrones de esta capa
periférica.
Variación de Z* en la tabla
• Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo, pues
aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento.
Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de
contrarrestar el efecto de un protón.
• Crece hacia la derecha en los
elementos de un mismo
periodo debido a la mayor “Z”,
pues el apantallamiento de los
e– de última capa es el mismo.
aumenta
RADIO ATÓMICO
Carga nuclear efectiva
“El radio atómico es la distancia
que separa el núcleo de su electrón
más periférico”.
Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están
enlazados entre sí”.
Se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace
por el que están unidos. El radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que
forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.
En
un
periodo
disminuye
al
desplazarse hacia la derecha:
• Al aumentar la carga nuclear
efectiva: al crecer el nº de protones
del núcleo, los electrones de la
última
capa
estarán
más
fuertemente atraídos.
Aumento del radio atómico
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•
El efecto pantalla y la capa de valencia no influyen de forma significativa ya que
no aumenta la distancia al núcleo.
En un grupo aumenta al descender:
• Al aumentar la distancia al núcleo, cada vez queda más lejana la capa de
valencia.
• El apantallamiento es mayor al aumentar el periodo, existen más capas
internas de electrones que disminuyen el efecto de la carga nuclear.
RADIO IÓNICO
“Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido (catión) o ganado
electrones (anión), adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más
cercano”.
En un enlace iónico, la distancia de enlace es la suma del radio aniónico y el
catiónico de los iones enlazados.
Los cationes tienen radios menores que los átomos neutros:
• Se produce una contracción de la nube electrónica, al predominar las fuerzas
nucleares atractivas sobre ella y existir una menor repulsión electrónica al faltar
uno o más electrones.
• Cuanto mayor sea la carga del catión menor será este, ya que la atracción
por parte del núcleo es más fuerte hacia los e– restantes.
Los aniones son mayores que los átomos neutros:
• Se produce una expansión de la nube electrónica al existir una repulsión mayor
entre los e- al introducirse un e- más.
• Cuanto mayor sea la carga del anión mayor será este, ya que existe una
repulsión más fuerte en la nube electrónica
Radio del anión > radio del átomo neutro > radio del catión
Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen
a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos
neutros y los aniones son mayores
Entre los iones isoelectrónicos (con igual número de electrones y que pertenecen a
distintos grupos) tiene mayor radio el de menor número atómico. La fuerza
atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.
Ej: la comparación del radio de especies que tienen el mismo número de
electrones, por ejemplo:
Na+
Ne
F-
Z = 11 Z = 10 Z= 9 11 protones y 10 electrones
10 protones y 10 electrones
9 protones y 10 electrones
Podríamos pensar que al tener las tres especies el mismo número de
electrones, deberían tener el mismo volumen, sin embargo no es así, ya que el
número de protones que hay en el núcleo no es el mismo. La especie Na+, por el
hecho de tener más protones en el núcleo (11), atraerá con más fuerza a los 10
electrones y por lo tanto será el más pequeño, mientras que el F- será más grande, es
decir:
Na+ <
Ne
<
F-
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ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E I).
“Es la mínima energía necesaria para extraer un e– (el más externo y por
tanto más débilmente unido a él) de su capa de valencia a un átomo neutro
en estado gaseoso y fundamental para formar un catión”. Siempre se les
asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica
(absorbe energía).
X (g) + EI1 +
X (g) + EI2 +2
X (g) + EI3 +
X (g)
+2
X (g)
+3
X (g)
Aumento de la Energía de Ionización
1ª Energía de ionización
2ª Energía de ionización
3ª Energía de ionización
En un periodo, aumenta al desplazamos
hacia la derecha:
• Al crecer la carga nuclear efectiva
(Z*), ya que aumenta el nº de
protones del núcleo y coloca los
electrones en el mismo nivel
energético, por lo que la atracción
sobre la nube electrónica es mayor
y es mayor la E I necesaria para
arrancar un e–.
• Hay también un menor radio atómico.
En un grupo la E I aumenta hacia arriba:
• Al descender en el grupo se intensifica el efecto pantalla, al elevarse el
número de capas entre el núcleo y la capa de valencia, por lo que la EI
disminuirá.
• Aumenta el tamaño.
La E I de los gases nobles es muy grande, porque se debe extraer un e– a átomos
con configuración electrónica muy estable.
En teoría existen tantas E I como electrones tenga el átomo en su capa de valencia,
son las energías de ionización sucesivas. En general, son cada vez mayores, ya
que a medida que desaparecen los e– hay un exceso de carga positiva en el núcleo
que atraerá con más fuerza a los electrones restantes.
En los periodos influye la configuración electrónica de la capa de valencia. Se
pueden observar saltos muy importantes en la EI si al perder un e– se pierde una
estructura de capa cerrada o semicapa cerrada (ns2 np6, ns2 o np3⇒ corresponde
con gases nobles, alcalinotérreos y nitrogenoideos)), por lo que la diferencia con las E
I anteriores será muy alta.
AFINIDAD ELECTRÓNICA (A E)
“Es la mínima energía que desprende un átomo gaseoso en su estado
fundamental al captura un e– y forma un anión”.
Siguiendo los criterios termodinámicos, esta energía será negativa si se
desprende en el proceso y positiva en caso contrario, mientras que la AE1 es
generalmente una energía desprendida, es decir, negativa, la AE2 es siempre energía
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absorbida, ya que el segundo electrón a captar es repelido por el anión formado al haber
captado ya el primero.
El hecho de que la primera energía de afinidad electrónica sea generalmente una
energía desprendida, significa que el anión formado es más estable que el átomo
neutro. Esta situación es bastante probable para los elementos situados a la derecha de
la tabla periódica (a excepción de los gases nobles) ya que estos tienen tendencia a
ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Por el contrario,
los situados a la izquierda, tendrán una baja afinidad electrónica ya que lo que tienen
tendencia es a perder electrones y no a captarlos
Al descender en un grupo disminuye (en valor absoluto) la A E:
• El efecto pantalla aumenta y también la capa de valencia, el e– que capta el
átomo está más alejado del núcleo y experimentará una menor atracción y se
desprenderá una menor energía.
En un periodo aumenta (en valor absoluto) al desplazarse hacia la derecha:
• Aumenta la carga nuclear y disminuye el tamaño, aumenta la atracción del
núcleo por el electrón y se libera más energía.
La más negativa (y mayor en valor absoluto) es la de los halógenos, debido a
que al captar un electrón adquiere la configuración electrónica de un gas noble.
En los alcalinotérreos y los gases nobles son positivas, en ambos tipos de
elementos hay que aportar energía porque estos elementos tienen estructuras
electrónicas de especial estabilidad (ns2 y ns2 np6) y dejarían de tenerlas al captar un
electrón.
Al igual que con la energía de ionización, hablamos de afinidades electrónicas
sucesivas. La 2ª y posteriores AE también suelen ser positivas, pues se trata de
introducir un e– a un anión, lo que lógicamente está impedido por repulsión
electrostática.
Los elementos que presentan E I
bajas, es decir muestran facilidad para
perder electrones, también muestran
poca tendencia a ganar un electrón, A E
baja.
Por el contrario, los elementos
que difícilmente se dejan arrancar un e–
Aumento de la Afinidad Electrónica
(E I elevada) liberaran gran energía
cuando capten un e– (A E elevada).
ELECTRONEGATIVIDAD (E N)
“La electronegatividad (E N) mide la tendencia de un átomo a atraer sobre él al
par de e– que comparte en un enlace químico covalente”.
Es una propiedad de los átomos enlazados químicamente entre sí.
Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F). Es una
escala adimensional, basada en mediciones experimentales de la polaridad del enlace.
Depende de la A E y de la E I , por lo que varia de igual forma.
• Aumenta hacia arriba en los grupos, ya que los e– son más atraídos por el
núcleo a menores distancias.
• En los periodos crece hacia
la derecha ya que hay mayor
carga nuclear y una menor
distancia. Los átomos más
pequeños de la esquina
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Aumento de la electronegatividad
superior derecha tendrán la atracción más fuerte
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una energía de ionización
elevada, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus
electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, no-metales y
gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos primeras clases, existiendo
unos elementos llamados semimetales con características intermedias.
Átomos de electronegatividades similares (dos no metales) formarán enlaces
covalentes. Si son muy diferentes (metal + no metal) formarán enlaces iónicos.
CARÁCTER METÁLICO. CARÁCTER OXIDANTE - REDUCTOR
Los metales deben ser capaces de ceder electrones con facilidad y formar cationes.
La electronegatividad y el carácter metálico son conceptos opuestos, a mayor
electronegatividad menor carácter metálico y viceversa.
Disminuye al avanzar en un periodo hacia la derecha:
• Por la mayor carga nuclear y una menor distancia que dificultará que los
átomos pierdan e– con facilidad.
Aumenta en un grupo al descender en él:
• Ya que los e– son menos atraídos por el núcleo a mayores distancias.
Los elementos metálicos tienen pocos electrones de valencia y tendencia a cederlos,
serán reductores y ellos se oxidarán. A mayor carácter metálico serán mejores
reductores.
Los no metales tienen tendencia a captar electrones, a reducirse, por lo que serán
buenos oxidantes. Cuanto mayor sea su electronegatividad mayor será su carácter
oxidante.
REACTIVIDAD
La atracción que sufren los electrones de valencia dependen de la carga nuclear
efectiva y de la distancia del e– al núcleo. Por ello, la reactividad de los átomos
dependerá de ambos factores.
METALES
NO METALES
Gases inertes
Los metales serán más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo, es
decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad.
Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.
Aumento en la Reactividad
Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor
distancia al núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más atraídos.
Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.
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NÚMERO DE OXIDACIÓN
El nº de oxidación representa el nº de cargas que tendrá un átomo en una sustancia
si los electrones del enlace fueran transferidos totalmente en el sentido que indica la
diferencia de electronegatividades entre los átomos.
Depende de la configuración electrónica, al menos en los grupos principales, ya que
los átomos buscan las distribuciones electrónicas más estables (estructura de gas
noble o de semicapa cerrada). Intentaran alcanzar o mantener estas estructuras.
Estructuras especialmente estables:
• Estructura de capa cerrada
- ns2 np6 o ns2
- nd10
- nf14
• Estructura de semicapa cerrada
- np3
- nd5
- nf7
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.
Radio Iónico.
• Los cationes tienen un radio menor que el atómico.
• Los aniones tienen un radio mayor que el atómico.
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.
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.
Electronegatividad (EN).
• 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.
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.
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http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/
materiales/atomo/celectron.htm
http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/sisper.html
http://www.educaplus.org/properiodicas/
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