ns - Inprega

1.
En el siglo XIX se habían caracterizado unos 60
elementos, lo que hacia necesaria su clasificación
2. Además, se observaba experimentalmente que ciertos
elementos presentaban semejanzas
Ejemplo Cobre (Cu), la Plata (Ag) y el Oro (Au)
Entre 1860 y 1870, el científico ruso Dimitri Mendeleiev y el
alemán Julius Lothar Meyer, crearon la tabla periódica
Julius Lothar Meyer
(1830-1895)
llegaron a organizar los elementos químicos conocidos de
acuerdo con su masa atómica, lo que les permitió deducir
que en orden creciente de masa los elementos presentaban
propiedades similares que se repetían periódicamente,
estableciendo la “Ley periódica”
Aciertos:
Concluyo que faltaban elementos que obedecieran a la
secuencia propuesta, razón por la cual dejo libres los
espacios que les correspondían, aun cuando no habían sido
descubiertos.
Errores:
1. No designo un lugar fijo para el hidrogeno
2. Considera una sola valencia para cada uno de los
elementos clasificados y hoy se conocen más de una para
algunos elementos.
3. Los elementos lantanidos son reconocidos en una sola
ubicación, como si se tratara de un solo elemento.
4. Lo principal y más importante es que los elementos no
siempre están en orden creciente de sus masas
atómicas
Elemento
Nº atómico
Masa atómica
Ar
18
39,948
K
19
39,102
Co
27
58,993
Ni
28
58,71
Te
52
127,60
I
53
126,90
Pa
90
231,0
Th
91
232,038
pero existe la posibilidad de hacer una ordenación
consecutiva de todos los elementos a través de su
número atómico (Z)
1887-1915
En la Clasificación Periódica los elementos siguen rigurosamente
el orden de los números atómicos, quedando colocado cada
elemento de manera que forme grupo (verticalmente) con
aquellos con los que tiene analogía de propiedades.
FINALMENTE
La Clasificación Periódica consta de siete periodos horizontales
denominados K, L, M... o 1º, 2º, 3º,... conteniendo cada uno,
respectivamente 2, 8, 8, 18, 18, 32, y 18 elementos; desde el
cuarto periodo se introducen los elementos de transición y en el
sexto las tierras escasas (número atómico 58 y siguientes).
Verticalmente quedan definidos los grupos o “familias”.
Utilizaremos la llamada “clasificación periódica larga” No
diferenciaremos subgrupos “A” o “B” ni separaremos el llamado
grupo VIII (Fe, Co, Ni; Ru, Rh, Pd; Os, Ir, Pt), como se hace en otras
clasificaciones ya en desuso.
Desde muy antiguo se han clasificado los elementos
en dos grandes grupos
Metales
brillo, dureza,
maleabilidad,
conductividad
eléctrica y térmica
(P. Químicas)
electropositivos
(P.físicas)
No Metales
gases ó só1idos de
punto de fusión bajo
y tienen tendencia a
comportarse como
electronegativos.
Resumiendo
1. El orden de los elementos es el de los números
atómicos.
2. Los elementos de propiedades análogas deben estar
en un mismo grupo
3. Esta ordenación de los elementos (Clasificación
Periódica) nos viene impuesta y debe aceptarse como
un hecho experimental.
4. la analogía de comportamiento que muestran los
átomos de un mismo grupo debe provenir de
estructuras semejantes
ANALOGÍA DE PROPIEDADES Y DE
ESTRUCTURAS
División de los elementos en cuatro grupos,
basados en la configuración electrónica
podemos dividir el conjunto de todos los
elementos en estos cuatro grandes grupos
BASADOS EN LA CONFIGURACION ELECTRONICA
GASES NOBLES (INERTES). Grupo 18
2
2 6
1s
ns
p . La estructura
El helio es
y los restantes
de 8 electrones externos confiere a estos elementos
tan extraordinaria estabilidad, que desde el punto de
vista químico los denominamos inertes.
la mayoría de los demás átomos tienden a ganar o
perder electrones, para quedar con una estructura
análoga a la de su gas inerte más cercano.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS.
(Grupos 1,2...............13,14,15,16,17)
Incluimos en este grupo a todos aquellos elementos
cuya configuración más externa está comprendida
entre n s 1 (alcalinos) Y n s 2 n p 5 (halógenos),
teniendo completas las subcapas anteriores. Los
elementos más abundantes están en este
grupo y también son los que cumplen con más
exactitud todas las normas que iremos estudiando
sobre la formación de compuestos.
LOS DE LA
PSU
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
grupos del 3 al 12
x
2
(n
1)d
ns
su estructura corresponde, en general, a
,
estando x comprendido entre 1 (grupo del Escandio)
hasta 10 (grupo del Zinc).
En algunos elementos, uno o dos de los electrones ns2 pasan a completar
la subcapa (n - 1) d, como sucede por ejemplo en el grupo del Cu, Ag y Au,
cuya estructura debiera ser (n-1)d9ns2 , pero uno de los dos electrones
más externos pasa a completar la subcapa, resultando para ellas
(n-1)d10ns1 ; y en el Paladio (Z = 46) que en lugar de ser 4d85s2 es 4d10
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
Sabemos que para ellos su configuración corresponde
a la fórmula
x
1
(n - 2)f (n - 1)d ns
2
tomando x valores desde l a 14. La primera de estas
series de elementos es la de las “tierras raras” también
llamados “Lantánidos” 4f x 5d16s 2
la segunda la de los “Actínidos”
5f x 6d17s 2
RESUMIENDO
Gases
nobles
Todos los elementos del grupo (según tabla de la PSU)
1º (Li, Na,........) tienen estructura ns1
2
En el grupo 2º (Be, Mg.......) es ns
En el grupo 13º (B, Al, Ga....) es ns 2 p1
2 1 1
ns
p p
En el grupo14º (C, Si, Ge....) es
En el grupo 15º (N, P ,.........) esns 2 p1 p1 p1
En el grupo 16º (O, S..........)
2 2 1 1
esns p p p
En el grupo 17º (F, Cl ........)
2 2 2 1
esns p p p
En el grupo de los gases inertes (Ne, Ar . .) es ns 2 p6
2
1s
salvo el He que es
ALGUNAS PROPIEDADES PERIODICAS
Existe una serie de propiedades en los elementos que
varían regularmente en la Tabla periódica: son las llamadas
propiedades periódicas.
A) VOLUMEN ATÓMICO
23
Corresponde al volumen ocupado por 6, 02 x10
átomos de un elemento, es decir, el volumen
ocupado por un mol de átomos (o átomo-gramo)
del elemento en estado sólido
Aumenta
Aumenta
máximo
En general
B) RADIO ATOMICO e IONICO
Al decir tamaño del átomo, se puede pensar en el diámetro o
en el radio del mismo. Se acostumbra definir el radio
atómico de un elemento como la mitad de la distancia
entre dos núcleos del mismo elemento. .
1
2
13
14
15
16
17
18
Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando
entonces cargados, y les denominamos iones
Cuando la carga del ion es negativa se denomina anión:
Cl + 1e → Cl −
S + 2e → S2−
N + 3e → N3 −
y cuando es positiva es un catión
Na − 1e → Na+
Ba − 2e → Ba2+
Al − 3e → Al3+
Obsérvese la fuerte reducción de volumen que experimentan los iones
positivos y el enorme aumento de los iones negativos al compararles con
el átomo neutro
Cambios en el tamaño del Li y del F cuando reaccionan para formar LiF
C) Energía de ionización (potencial de ionización , P.I)
Entendemos por este concepto a la energía necesaria
para desprender un electrón de un átomo aislado, al
estado gaseoso. Corresponde a la energía involucrada en
el proceso
d) afinidad electrónica, la cuál es la energía asociada
a la captación de un electrón por la capa de valencia
de un átomo. También la podemos definir como el
cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en
estado gaseoso, acepta un electrón para formar un
anión.
-
X (g)
+
e
→
X (g)
La afinidad electrónica (electroafinidad) es una
medida de la tendencia de un átomo a ganar un
electrón.
D) Electronegatividad
La electronegatividad es la capacidad de un átomo
en una molécula para atraer electrones hacia sí
mismo.
Variación periódica
f) electropositividad
Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones,
electrones
razón por la cual esta propiedad es inversamente
proporcional a la electronegatividad
g) Densidad
h) Punto de fusión y ebullición
Ambas propiedades dentro de un período varían de
manera análoga a la densidad
En la región central de la tabla periódica se
encuentran los elementos con mayores puntos de
fusión y ebullición.
resumen
Causas que influyen en la electropositividad y negatividad de
los elementos
1. Carga total del núcleo,
2. El número de electrones externos (electrones de valencia )
3. El volumen atómico.
4. El efecto de pantalla
Nota final
Tabla periódica usada en las pruebas oficiales de la PSU
hasta el momento. Nótese la ausencia de los 18 grupos,
pues se han eliminado los elementos de transición
final