GC 3 Sistema Periodico

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Santa María
Guía N°3, Común.
Sistema Periódico
Más de la mitad de los elementos que se conocen actualmente fueron descubiertos entre
1800 y 1900. Los químicos de entonces se dieron cuenta de que muchos de estos elementos
presentaban grandes semejanzas entre ellos. El reconocimiento de las propiedades periódicas
físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar una gran cantidad
de información sobre las sustancias elementales, condujeron al desarrollo de la tabla
periódica. En la tabla periódica se encuentran agrupados los diversos elementos que tienen
propiedades físicas y químicas semejantes.
Tabla Periódica.
La tabla periódica es una ordenación tabular de todos los elementos en filas (períodos) y
columnas (grupos o familias). Además estos se ordenan con número atómico creciente (Z). La
ordenación es tal que las propiedades físicas y químicas cambian gradualmente de un
elemento a otro conforme aumenta el número atómico en un mismo período.
Cabe destacar que existe una estrecha relación entre la configuración electrónica y la
tabla periódica. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel
energético de la configuración, y el grupo está dado por la suma de los electrones (electrones
de valencia) en el subnivel más grande (mayor valor de n). Por lo tanto, la configuración
electrónica de un elemento permite predecir exactamente el número atómico, el grupo y el
período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica. Así, por ejemplo 1s2 2s2 2p6
indica que se trata del elemento con Z=10, ubicado en el octavo Grupo (VIIIA) y en el
segundo período.
Descripción del sistema periódico.
La tabla periódica moderna se compone de:

Períodos:
Corresponden a las secuencias horizontales, designadas con los valores enteros positivos
1, 2, 3… hasta el 7 y cuyos elementos están agrupados según su nivel de energía. Así los
elementos del primer período ubica sus electrones más externos en el primer nivel de energía
y los del período dos los ubicará en el segundo nivel de energía, y así sucesivamente.
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
Grupos o familias:
Son secuencias verticales que agrupan a los elementos que poseen el mismo número de
electrones de valencia ubicados en el mismo tipo de orbitales. Y por lo tanto poseen algunas
características semejantes.
Los grupos se nombran utilizando números romanos de acuerdo a los electrones de
valencia que posea seguido de la letra A ó B dependiendo de la ubicación de éstos.
La letra A identifica a los elementos que tiene sus electrones de valencia en los orbitales
“s” ó “p”. Al conjunto de estos elementos se les denomina representativos.
La letra B identifica al grupo de elementos que tienen los electrones de valencia en los
orbitales de tipo “s” y “d” llamados también elementos de transición.
Clasificación periódica de los elementos
También se pueden clasificar los elementos en la tabla periódica según su configuración
electrónica.

VIIA.
Elementos representativos:
Son los elementos de los grupos IA al
Los elementos representativos del
bloque s, tienen incompleta la subcapa s y
se encuentran ubicados en la sección 1 de
la figura, éstos corresponden a metales
Alcalinos (IA) y Alcalinotérreos (IIA).
Los elementos representativos del
bloque p, tienen incompleta la subcapa p y
se encuentran ubicados en la sección 3 de
la figura, corresponden a no metales
Halógenos (VIIA), Calcógenos (VIA) y otros
elementos (IVA, VA, VIA).
¿Sabías qué…
A Dimitri Mendeleev (8 febrero 1834- 2 febrero
1907) se le atribuye la creación de la tabla periódica.
Este ordenó los elementos por sus masas atómicas,
su intuición lo llevó a realizar un arreglo en donde se
dejaban espacios, que según él correspondían a
elementos aún no descubiertos.
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
Gases nobles:
Son los elementos del grupo VIIIA (sección 4) y poseen completamente lleno los
subniveles s y p (a excepción de He que sólo tiene completo el subnivel s). La configuración
electrónica general de los gases nobles es del tipo ns2np6, donde n es el número cuántico
principal del nivel más alto.

Elementos de transición:
Éstos se encuentran ubicados en la sección 2 de la figura y corresponden a aquellos
elementos que pertenecen a los grupos IB y IIIB hasta VIIIB. Estos metales tienen incompleto
el subnivel d.

Elementos de transición interna:
Se ubican en la sección 5 de la figura, corresponden todos a metales lantánidos y
actínidos los que tienen incompleta la subcapa f.
Propiedades periódicas.
Ciertas propiedades características de los átomos, en particular el tamaño y las energías
asociadas con la eliminación o adición de electrones, varían periódicamente con el número
atómico. Estas propiedades atómicas son de importancia para poder explicar las propiedades
químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite
poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural
determinado sin tener que recurrir a los datos tabulados para cada uno de los elementos.
A continuación se considerarán seis propiedades importantes para entender el
comportamiento químico:

Volumen atómico:
El volumen atómico se define como la cantidad de cm3 que corresponde a un
átomo. En la tabla periódica el volumen varía disminuyendo en un período de izquierda a
derecha y aumentando de arriba hacia abajo en un grupo de acuerdo al incremento de su
número atómico.
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Esto se puede explicar ya que en un período, al aumentar el número de electrones en un
nivel también lo hace en la misma cantidad el número de protones (z), esto hace que aumente
la fuerza de atracción del núcleo sobre el último electrón, produciéndose un efecto de un
acercamiento de la nube electrónica sobre el núcleo, disminuyendo por lo tanto el volumen del
átomo.
En un grupo en cambio, al aumentar el período o nivel de energía, produciéndose un
aumento de la distancia entre el núcleo y el último electrón. Razón por la que el volumen
aumenta desde arriba hacia abajo en una familia.
 Radio atómico:
Ya que el radio está relacionado directamente con el volumen del átomo, entonces su
variación va a estar relacionada con la forma que varía el volumen del átomo, analizados
anteriormente.
 Radio covalente: Es el radio de un átomo cuando se
encuentra combinado con dos núcleos distintos.
En los grupos el radio covalente aumenta al hacerlo Z.
En los períodos, para los elementos representativos se
cumple que el radio covalente disminuye al aumentar
Z. Pero para los elementos de transición este
comportamiento es irregular.
Ejemplo: La distancia Br-Br del Br2 es de 2,286 [Å],
se considera la distancia entre los centros de los
átomos de Br y es igual a 2 radios atómicos, por lo
que el radio atómico de Br es de 1,14 [Å].
Ejercicio nº1: ¿Qué distancia
debiese existir entre los centros
atómicos de un enlace C-Br, si
las distancias internucleares del
Br2 y del enlace C-C son de
2,286
y
1,54
[Å]
respectivamente?
R: 1,91 [Å].
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
Radio iónico: Los radios iónicos son los radios de los
aniones y cationes en compuestos iónicos cristalinos.
En general el radio iónico de iones isoelectrónicos
disminuye a lo largo de un período, mientras que
aumenta para iones de igual carga a medida que se
desciende en un grupo.
Pero si comparamos los radios atómicos de los
elementos con sus radios iónicos podemos decir que,
en el caso de los elementos que forman cationes, el
radio atómico del elemento en su estado fundamental
es siempre mayor que el del ion.
En cambio en el caso, de los elementos que forman
aniones, el radio iónico es siempre mayor que el del
elemento puro.
 Potencial de ionización (EI):
Se define como la energía mínima necesaria para
separar al electrón más débilmente retenido a un átomo o
ion de una muestra gaseosa. Estas magnitudes se miden
generalmente en Kcal/mol.
En los elementos se pueden extraer más de un
electrón:
Primera energía de ionización (EI1): Energía necesaria para
mover el primer electrón del elemento X:
X ( g )  EI1  X (g )  e
Segunda energía de ionización (EI2): Energía necesaria para mover el segundo electrón del
elemento X:
X ( g )  EI 2  X (g )  e
A medida que se mueven electrones del átomo, el núcleo retiene con mayor fuerza a los
electrones restantes, por lo que las energías de ionización aumentan EI n  ...  EI 2  EI1 .
Dentro de un periodo el potencial de ionización aumenta con el Z creciente. Los metales
alcalinos poseen la menor EI del período, mientras que los gases nobles la mayor EI.
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Dentro de un grupo la EI disminuye con Z creciente. Por ejemplo se requiere una menor
EI para quitar un electrón de un átomo de K que de uno de Li.
 Afinidad electrónica (AE):
Se define como la cantidad de energía que se libera en una muestra gaseosa cuando se
añade un electrón a un átomo neutro. El proceso se representa por:
̅
En general al moverse hacia abajo a través de un período, las AE se hacen más
negativas.
En general al moverse hacia abajo a través de un grupo, las AE no cambian en forma
apreciable, aunque tienden a hacerse menos negativas.
Ejercicio n°2: ¿Por qué los
metales alcalinotérreos tienen
afinidades electrónicas negativas
o ligeramente positivas?
 Electronegatividad (E.N.):
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los
electrones compartidos en un enlace químico.
Mientras mayor sea la Electronegatividad más cerca del
átomo se encontrará la nube electrónica.
Aumenta de izquierda a derecha a través de un
período.
Disminuye de arriba hacia abajo a través de un grupo.
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 Electropositividad (E.P.):
Se define como la capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Mientras menor
sea su electronegatividad más fácilmente cederá los electrones. Los elementos más
electropositivos son los metales y se ubican en los grupos IA y IIA del sistema periódico.
Ejercicios.
1.
I.
II.
III.
La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s23p5. Con esta
única información se puede(n) determinar:
el grupo al que pertenece el elemento en la tabla periódica.
el número atómico del elemento.
el período al que pertenece el elemento en la tabla periódica.
Es (son) correcta(s):
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) Sólo I y II
E) I, II y III
2.
Con relación a las propiedades periódicas de los elementos se puede afirmar
que:
I.
El potencial de ionización es la energía que se requiere para retirar
electrones de un átomo en estado gaseoso.
La electroafinidad es la energía liberada cuando un átomo gaseoso capta un
electrón.
La electronegatividad es una medida de lacapacidad de un átomo unido a
otro para atraer hacia si los electrones del enlace.
II.
III.
Es (son) correcta(s)
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
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D) Sólo II y III
E) I, II y III
3.
I.
II.
III.
¿Cuál(es) de las siguientes propiedades periódicas disminuye(n) al aumentar
el número atómico en un período?
Potencial de Ionización.
Electronegatividad.
Radio Atómico.
Es (son) correctas:
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) Sólo I y II
E) Sólo II y III
4.
En un sistema periódico muy simplificado, como el que se muestra en la
figura, los llamados gases nobles se sitúan en la zona señalada con el
número
A) 1.
B) 2.
C) 3.
D) 4.
E) 5.
5.
¿Cuál de las siguientes especies isoelectrónicas tiene mayor tamaño?
A) ClB) P-3
C) S-2
D) K+
E) Ar
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6.
Los átomos y se diferencian en:
A) el número atómico.
B) la electronegatividad.
C) dos electrones.
D) dos protones.
E) dos neutrones.
7.
I.
II.
III.
IV.
Cuando un átomo capta 2 electrones
se convierte en un catión con carga +2.
se convierte en un anión con carga –2.
cambia su número de protones.
aumenta su tamaño.
A) Sólo I
B) Sólo I y III
C) Sólo II y IV
D) Sólo I, III y IV
E) Sólo II, III y IV
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