clase tabla periodica

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LA TABLA PERIÓDICA.

Q.F. Javier Martinez

2Primeras clasificaciones periódicas.

� Cuando 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.

� De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.

REPASOREPASO

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H Li Be B C N O

F Mg Al Si P SNa

Cl Ca Cr Ti Mn FeK

Octavas de Newlands

© Ed ECIR. Química 2º Bach.

Anillo de Chancourtois

� Triadas de Döbereiner (1829) :� Buscaba tríos de elementos en los que la masa del

elemento intermedio es la media aritmética 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 (1864). � Clasificación de Mendeleiev (1969).

Anillo de Chancourtois (1862).

Coloca los elementos en

espiral de forma que los que

tienen parecidas propiedades queden unos

encima de otros.

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Clasificación de Mendeleiev � Clasificó lo 63 elementos → masa atómica.� Hasta bastantes años después no se definió el concepto

de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.

� Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. (Ge).

� Un inconveniente de 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. Así, por ejemplo, colocó (Te) antes que el (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

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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".

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Propiedades periódicas

� Radio atómico� Energía de ionización.� Afinidad electrónica.� Electronegatividad� Carácter metálico.

8Variación del radio atómico en un periodo

� En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha).

� Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

Periodo 2

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

9Variación del radio atómico en un grupo.

� En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

Grupo 1

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explique otra vez¡

� Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

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Radio iónico� Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o

ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

� Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayorcarga nuclear efectiva (menorapantallamiento o repulsión de e−).

� Los aniones son mayores que los átomos neutros por la dismi-nución de la carga nuclear efecti-va (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). © Ed. Santillana.

Química 2º Bach.

12Comparación de radios atómicos e iónicos

13ENERGÍA DE IONIZACIÓN

� LA CANTIDAD MÍNIMA DE ENERGÍA QUE SE REQUIERE PARA REMOVER AL ELECTRÓN ENLAZADO CON MENOR FUERZA EN UN ÁTOMO PARA FORMAR UN IÓN CON CARGA 1+.

14AFINIDAD ELECTRÓNICA

� ES LA CANTIDAD DE ENERGÍA ABSORBIDA O LIBERADA POR UN ÁTOMO NEUTRO GASEOSO DE UN ELEMENTO CUANDO CAPTA O SE LE ADICIONA UN ELECTRÓN PARA FORMAR UN ION NEGATIVO.

15ELECTRONEGATIVIDAD

� DE UN ELEMENTO MIDE LA TENDENCIA RELATIVA DEL ÁTOMO A ATRAER LOS ELECTRONES HACIA SÍ CUANDO COMBINA QUÍMICAMENTE CON OTRO ÁTOMO

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ELECTRONES EN UN ATOMO

Los e- en un átomo no se encuentran al azar en el espacio cercano a su núcleo

Están confinados en patrones definidos

El arreglo especifico de los e- alrededor del núcleo → Configuración Electrónica

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ELECTRONES EN UN ATOMO

� Los e- están confinados a niveles principales de energía (1,2,3,4,5,6,7)

� Existe un límite de e- en los niveles principales de energía (capas de e - )

Número de nivel de energía 1 2 3 4 5 6 7

Número máximo de e- 2 8 18 32 32 18 8

REPASOREPASO

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ORBITALES ATOMICOS

� Los niveles principales de energía tienen subniveles formados por regiones llamadas orbitales atómicos

� Capas de e- → pequeño # de subniveles� Cada subnivel → # definido de orbitales � Cada orbital solo 2 e- si tienen spin

opuesto.

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Orbítales tienen forma definida

� Nivel principal 1 → un subnivel s (1 orbital)� Nivel principal 2 → 2 subniveles: s

(1 orbital) y p (3 orbitales) px,py,pz� Nivel principal 3 → 3 subniveles: s

(1 orbital) ; p (3 orbitales) px,py,pz; d (5 orbitales)

� Nivel principal 4 → 4 subniveles: s

(1 orbital) ; p (3 orbitales) px,py,pz; d (5 orbitales); f (7 orbitales)

REPASOREPASO

20Tipos de orbitales en la tabla periódica

p1 p2 p3 p4 p5 p6

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

s1 s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

H He� Relación directa entre el último orbital ocupado por

un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica

� Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)

� Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)

� Bloque “d”: (En el centro de la tabla)

� Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

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PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI

un orbital tiene hasta dos electrones, pero solo si tienen spin opuesto

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CONFIGURACION ELECTRONICA

� LA FORMA COMO ESTAN DISTRIBUIDO LOS ELECTRONES ENTRE LOS DISTINTOS ORBITALES ATÓMICOS.

EXPRESA EL # DE e- EN ORBITAL O SUBNIVEL

NIVELES PRINCIPALES 1 S1

DE ENERGÍA EXPRESA SUBNIVEL

DIAGRAMA DE ORBITAL (MUESTRA EL SPIN DEL ORBITAL)

H 1 S1

↑

REPASOREPASO

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CONFIGURACION ELECTRONICA

� REGLA DE HUND ESTABLECE QUE LA DISTRIBUCIÓN MÁS ESTABLE DE ELECTRONES EN LOS SUBNIVELES ES AQUELLA QUE TENGA EL MAYOR NÚMERO DE ESPINES PARALELOS

C (z = 6) 1S22S22P2

que significa: 2p ↑ ↑ 2s ↑ ↓1s ↑ ↓

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Configuración electrónica� Para obtener la configura-

ción electrónica de un elemento se van rellenan-do los orbitales siguiendo el orden de las flechas.

� Subcapa nº orbit. nº elect.s 1 2p 3 6d 5 10f 7 14

g 9 18 h 11 22

REPASOREPASO

25REGLAS DE AUFBAU1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

(orden de AUFBAU)

� El Z indica cuantos e- hay para distribuir� Los e- se colocan en los orbítales disponibles

con menor energía siempre que:

a) no puede haber + de dos e- dentro del mismo orbital y en tal caso, solo si tienen espín opuesto (PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI)

b) los e- se dispersan tanto como sea posible, conservando el mismo espín, cuando los orbitales del mismo subnivel estén abiertos (REGLA DE HUND)

26 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

REPASOREPASO

27 Ejemplo: Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente:

a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sist. periódico. c) Com-pare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.

a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1

B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5

b) A (4s1) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4 B (4s2p5) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4

c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación de izquierda a derecha:� radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha)� EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha)� χ: A < B (la χ aumenta hacia la derecha)

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28Ejemplo: Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente:

a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sistema periódico. c) Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.

(Viene de la diapositiva anterior)

d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno formarán un enlace iónicoenlace iónico ya que A tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo (alta χ):

A – 1 e– → A+ ; B + 1 e– → B – ⇒ Fórmula: AB (KBr)

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