SISTEMA PERIÓDICO

PROPIEDADES PERIÓDICAS

PRIMERAS CLASIFICACIONESEVOLUCIÓN HISTÓRICA

• 1) Tríadas de Döbereiner (1817)

• 2) “Tornillo telúrico” de Chancourtois (1862): Se podría considerar como la primera clasificación periódica, consiste en un cilindro sobre el que dibujo una línea helicoidal y colocó sobre ella los elementos conocidos en orden creciente de pesos atómicos

• 3) “Ley de las octavas de Newlands (1863):Ordenó los elementos por masas atómicas crecientes, cada siete elementos se repetía la secuencia de propiedades, es decir, el octavo tenía características similares al primero.

• A pesar de la importancia de esta ley, precursora de la distribución en grupos y períodos, Newlands fue totalmente menospreciado y ridiculizado por sus contemporáneos. No obstante 23 años mas tarde la Royal Society lo galardonó con la Davy Medal Award.

• 4) Meyer (1869): clasificó los 55 elementos conocidos, distribuidos en grupo y subgrupos por propiedades físicas

• 5) Mendeleiev (1869): trabajando de forma independiente con Meyer propuso una clasificación de elementos en orden creciente de masas. Su éxito se debió a que tuvo en cuenta las propiedades físicas y químicas de los elementos que estaban en un mismo grupo o columna.

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA• Distribución o configuración electrónica es el modo en que se

sitúan los electrones en la periferia de los átomos e indica en qué capas o niveles y en qué orbitales hay electrones y cuántos. nx e

• n es el número de capa o nivel, o número cuántico principal.• x es el tipo de orbital: s, p, d o f (viene dado por el número

cuántico secundario o azimutal.• e indica el número de electrones que se alojan en ese tipo de

orbital de esa capa o nivel.• La capa de valencia es la última capa de un átomo en la que

hay electrones.• El nombre se debe a que es esa capa la que define la capacidad

de combinación o de formación de en laces de dicho átomo, lo que se conoce como su valencia.

• Para determinar la distribución electrónica, nos basamos en los principios:

1.- Principio de exclusión de Pauli

• “En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. En consecuencia, en cada orbital caben, como máximo, 2 electrones”.

• El número máximo de orbitales que caben en una capa o nivel viene dado por: n2

• El número máximo de electrones que caben en una capa o nivel viene dado por: 2n2

2.- Principio de mínima energía

• “Los electrones se colocan en el orbital de menor energía que esté disponible. La energía de un orbital viene determinada por la suma de sus números cuánticos, n+l, según las reglas:

• La energía de un orbital será menor cuanto menor sea su suma n+l.

• Cuando haya varios orbitales para los que la suma n+l tenga el mismo valor, tendrá menos energía el de menor valor de n.

• Para determinar de forma más sencilla la distribución electrónica de los elementos se utilizar “reglas fáciles”, la mas utilizada es el diagrama de Moeller.

• Ejemplos:• Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1

• Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

• Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 • Na+ (Z = 11): 1s2 2s2 2p6

• Ca2+ (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 • Cl- (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3.- Principio de la máxima multiplicidad de Hund

• “Cuando hay varios orbitales de igual energía (orbitales del mismo tipo), la configuración más favorable es la que permite el mayor desapareamiento posible en los electrones. No se llenará ningún orbital del mismo tipo con 2 electrones mientras los restantes no contengan al menos 1 electrón”.

• Electrones • Electrones

Distribuciones electrónicas, precisando cada orbital:

Las distribuciones electrónicas también podemos representarlas con los diagramas de

orbital

4.- Modos de representar la configuración electrónica

• Para representar la configuración electrónica hay que seguir las siguientes normas (principio de Aufbau):

• A) Los electrones comienzan situándose en los niveles de energía más estables (los más bajos).

• B) Se debe cumplir el principio de exclusión de Pauli.• C) Se debe cumplir el principio de máxima multiplicidad de

Hund.• Las configuraciones electrónicas las podemos hacer de 2

modos:• 1.- Indicando donde se sitúan todos y cada uno de los electrones

(normal).• 2.- A partir del gas noble anterior al elemento e indicando

solamente los electrones de la última capa (simplificada).

EJEMPLOS

• Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2 (normal)• Mg: [Ne] 3s2 (simplificada)• Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

• Br: [Ar] 3d10 4s2 4p5

• Co (Z = 27): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 • Co: [Ar] 3d7 4s2

5.- Distribuciones electrónicas especialmente estables

• Las de los gases nobles: ns2 np6 y s2 (recordar que 1s2 es la configuración electrónica del gas noble He).

• Otras configuraciones de gran estabilidad son aquellas donde los orbitales están llenos: d10 y f14 o semillenos p3, d5 y f7.

• Ejemplo: la configuración electrónica del N es más estable que la del O, o la del Na.

• N (Z = 7) = 1s2 2s2 2p3 • O (Z = 8) = 1s2 2s2 2p4

• Más estable que el Na sería la del ion Na+ que tiene la misma configuración electrónica que el gas noble Ne.

• Na+ = 1s2 2s2 2p6

6.- Alteraciones de las distribuciones electrónicas

• En primer lugar tenemos la configuración electrónica teórica y en segundo lugar la real.

• 6) La tabla periódica actual, se debe a Werner (1905) y a Seaborg: deriva de la propuesta por Mendeleiev, pero los elementos químicos están organizados por números atómicos crecientes (no por masas atómicas).

• Las filas de la tabla periódica se llaman períodos y se numeran del 1 al 7. El número del período indica el valor del número cuántico principal de la última capa o nivel en la que hay electrones alojados.

• Las columnas de la tabla periódica se llaman grupos y contienen elementos de propiedades parecidas. Todos los elementos que componen un grupo tienen la misma configuración electrónica en la última capa (llamada capa de valencia).

• Hay dos formas de numerar los grupos:• 1) Recomendación de la IUPAC: las columnas del sistema

periódico corto se numeran del 1 al 18.• 2) Modelo tradicional: Se emplean números romanos del 1 al 8,

acompañados de la letra A o B. Por ejemplo el IA o el VIIIB.• En la tabla periódica corta vemos los grupos “largos” llamados

representativos (IA o 1, IIA o 2, IIIA o 13 hasta el VIIIA o 18), los grupos “cortos” centrales llamados de transición (del 3 al 12 o del IIIB al IIB) y las tierras raras (Lantánidos y Actínidos) llamados de transición interna.

• Los grupos representativos se les llama por su nombre:

• Grupo IA (1): Metales ALCALINOS. (ns1)• Grupo IIA (2): Metales ALCALINOTÉRREOS. (ns2)• Grupo IIIA (13): BOROIDEOS o grupo del boro. (ns2 np1)• Grupo IVA (14): CARBONOIDEOS o grupo del carbono. (ns2

np2)• Grupo VA (15): NITROGENOIDEOS o grupo del nitrógeno. (ns2

np3)• Grupo VIA (16): ANFÍGENOS. (ns2 np4)• Grupo VIIA (17): HALÓGENOS. (ns2 np5)• Grupo VIIIA (18): GASES NOBLES. (ns2 np6). Excepto el He que

es 1s2.

• Los grupos de transición se caracterizan por el llenado de electrones en los orbitales d de la penúltima capa. (Es d1 en el grupo IIIB o 3, d2 en el grupo IVB o 4 hasta d10 en el grupo IIB o 12).

• Por esa razón hay 10 grupos de transición (nº de electrones que caben en los orbitales d).

• En el modelo tradicional hay tres grupos con el número VIIIB, son las llamadas triadas. Son los únicos grupos del S.P. que sus componentes se leen de izquierda a derecha (en el resto de los grupos se hizo de arriba abajo). Primera triada: hierro, cobalto y níquel.

• Los grupos de transición interna (Lantánidos y Actínidos) se caracterizan por el llenado de electrones en los orbitales f de la antepenúltima capa.

• Por esa razón hay 14 grupos de transición interna (nº de electrones que caben en los orbitales f).

PROPIEDADES PERIÓDICAS

• 1) Radio atómico

• 2) Energía de ionización

• 3) Afinidad electrónica

• 4) Electronegatividad

• 5) Otras propiedades

1.- Radio atómico• Radio atómico es la distancia que separa el núcleo del átomo

de su electrón más periférico.• Radio covalente es el resultado de dividir por dos la distancia

que separa los núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente sencillo.

• El radio atómico aumenta al descender en cada grupo y en cada período al desplazarnos a la izquierda, con excepción de los gases nobles.

El tamaño del anión o del catión de un elemento químico se llama radio iónico.Los cationes tienen menor tamaño y los aniones mayor tamaño que su correspondiente átomo neutro.

• C > C+ > C2+ > C+3

• A < A- < A2- < A3-

2.- Energía de ionización• Energía de ionización (EI) o potencial de ionización (PI) es la

energía que hay que proporcionar a un átomo, en estado gaseoso y fundamental, para arrancar un electrón de su capa de valencia:

• X + EI → X+ + 1e- (criterio tradicional)• X → X+ + 1e- ∆H = +EI (criterio IUPAC)• Al ser una energía sus unidades más utilizadas son: kJ/mol,

kcal/mol, eV/mol.

• Al descender en un grupo, aumenta el efecto pantalla, al elevarse el número de capas de electrones entre el núcleo y la capa de valencia. Disminuye la carga nuclear efectiva y esto hace que se necesite menos energía para arrancar un electrón (menor EI).

• Al avanzar en un período, aumenta la carga nuclear, se incrementa la atracción electrostática del núcleo sobre los electrones de la capa de valencia y es necesario mayor energía para arrancar un electrón (mayor EI)

• La energía de ionización aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha en un período, con excepción de los gases nobles.

• A un átomo podemos arrancar tantos electrones como tenga. Para arrancar el segundo electrón la energía necesaria se llama 2ª EI, para el tercero 3ª EI, y así sucesivamente.

• Na + 1ª EI → Na+ + 1e-

• Na+ + 2ª EI → Na+2 + 1e-

• Na+2 + 3ª EI → Na+3 + 1e-

• ……………………………..• En general la 3ª EI > 2ª EI > 1ª EI.• Al estudiar los valores de las sucesivas energías de

ionización para los distintos elementos químicos, se producen saltos, a veces muy llamativos, que nos sirven para identificar los distintos grupos del S.P.

3.- Afinidad electrónica• La afinidad electrónica (AE) es la mínima energía que cede o

desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando capta un electrón:

• X + 1e- → X- + AE (criterio tradicional)• X + 1e- → X- ∆H = -AE (criterio IUPAC)• Al ser una energía sus unidades más utilizadas son: kJ/mol,

kcal/mol, eV/mol.

• Al avanzar en un período, aumenta la carga nuclear, se incrementa la atracción electrostática del núcleo sobre el electrón que capta el átomo y se libera más energía (mayor AE).

• Al descender en un grupo, aumenta el efecto pantalla. Disminuye la carga nuclear efectiva y esto hace que se libere menos energía al captar un electrón (menor AE).

• La afinidad electrónica aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha en un período, con excepción de los gases nobles.

• A un átomo puede captar más de un electrón. • O + 1e- → O- + 1ª AE• O- + 1e- → O-2 + 2ª AE

4.- Electronegatividad• Electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo

a atraer sobre sí el par de electrones de un enlace químico. Se puede expresar en unidades de energía (kJ/mol) o en unidades arbitrarias, que dan una idea cualitativa de esa tendencia. La más utilizada es la escala de Pauling.

• Va desde el menor valor, 0,7 para el Cs y Fr y el mayor 4 para el F.

• La electronegatividad aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha en un período, con excepción de los gases nobles.

5.- Otras propiedades

• Hay más propiedades que varían con el SP como el carácter metálico, poder oxidante, etc. Son propiedades relacionadas con la electronegatividad y varían al igual que ésta.

• El carácter metálico, es el más importante. • Los metales se encuentran situados en el SP a la izquierda,

centro y en la parte de debajo de los grupos de la derecha. Por lo que el carácter metálico aumenta al bajar en un grupo y disminuye al desplazarme hacia la derecha en un período.

Ejercicios del tema

• 5 y 6 (pag 60).• 18 y 19 (pag 67)• 20 y 21 (pag 70)• 22 (pag 72)• 27 (pag 73)• 28 y 29 (pag 74)• 22, 23, 24, 25, 26, 27,

29, 30, 31, 37, 38, 39, 40, 41, 42, 43, 48, 49, 50 y 53 (pag 80 y 81)