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TABLA PERIÓDICA

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Contenidos1. Breve reseña histórica.

2. La ley periódica y la tabla periódica actual. Descripción

3. Propiedades periódicas de los elementos:

. * Radio atómico y radio iónico.

* Energía de ionización.

*Afinidad electrónica.

* Electronegatividad

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Breve reseña históricaDöbereiner observó que el cloro, el bromo y el yodo eran similares en cuanto a su reactividad y este hecho le permitió agruparlos en una misma familia: TRÍADAS DE DÖBEREINER.(1817 – 1829)

En 1864, NEWLANDS anuncia la LEY DE LAS OCTAVAS estableciendo que las propiedades de los elementos se repiten de ocho en ocho. Pero esta ley no era aplicable mas allá del elemento calcio.

La Tabla Periódica comenzaba a ser diseñada ………………

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1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer

Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente.

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1869, Dimitri Mendeleev

Científico ruso organizó los elementos en el orden creciente de sus masas atómicas, encontrando propiedades análogas cada cierto número de elementos, es decir que las propiedades se repetían con alguna periodicidad .

Años después, al desentrañarse la estructura de los átomosse encontró que las propiedades de los elementos son

realmente una función periódica del número atómico, osea, del número de protones que posee cada átomo en su

núcleo, lo que a su vez implica la forma como se distribuyen

sus electrones en los diferentes niveles de energía. Salvo éste y otros pequeños cambios, la idea primigenia de

Mendeleiev permanece incólume en el tiempo

.Un poco de historia Dimitri Ivanovitch Mendeleiev nació el 1º de febrero de 1834 en Tobolsk, Siberia, Rusia. Era el último de lo s diecisiete hijos del director de la escuela local. Se educó en San Petersburgo, era un hombre inclinado a la meditación.

La guerra lo obligó a ir a la capital rusa. A los 31 años fue nombrado profesor en la Universidad de San Petersburgo. Escribió libros y ensayos relacionados con el concepto de la periodicidad química. También se dedicó al estudio de los recursos naturales de Rusia y sus aplicaciones comerciales, EN ESPECIAL EL PETROLEO.

Falleció en 1907

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La tabla periódica de Mendeleev (1871)

— = 44

— = 72— = 68

— = 100

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Predicciones que se cumplieron

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EXPERIENCIA DE MOSELEY (1913) Cuando una placa metálica (anticátodo) es bombardeada con

electrones de muy alta energía, se pueden producir “huecos” en las capas electrónicas internas de los átomos de la placa. Cuando estos huecos son rellenados por electrones de las capas más externas se produce emisión de Rayos X. Basándose en el átomo de Bohr ( las energías de las órbitas dependen de la carga del núcleo), las frecuencias de los rayos X emitidos debían depender de las cargas de los núcleos de los átomos del anticátodo.

Moseley fue capaz de establecer una correlación entre las frecuencias de los rayos X y los números equivalentes a las cargas de los núcleos que correspondían a las posiciones de los elementos en la tabla periódica de Mendeleev:

= a (Z – b)2

: frecuencia de los rayos X

Z: número atómico elemento

a y b son constantes.

(-) (+)

Cátodo

Anodo

Rayos X

Anticátodo

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Espectros de rayos X Moseley 1913:

La emisión de rayos X se explica en términos de transiciones en las que los electrones caen a órbitas más próximas al núcleo atómico.

Las frecuencias de los rayos X emitidos deberían depender de las cargas de los núcleos en los átomos del blanco.

= a (Z – b)2

Esta relación se utilizó para predecir tres nuevos elementos (43, 61, 75) que fueron descubiertos después.

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El descubrimiento del sistema periódico no es fruto de un momento de inspiración de un individuo, sino que culmina con una serie de desarrollos científicos.

1817. Johann Döbereiner estableció la Ley de las Tríadas, que señala que los pesos atómicos de los elementos de características similares siguen una progresión aproximadamente aritmética.

1864-1866. En 1864 Newlands, químico inglés, anunció la Ley de las octavas utilizando como símil la escala musical: de acuerdo con esta clasificación las propiedades de los elementos se repiten de ocho en ocho. Pero esta ley no pudo aplicarse a los elementos más allá del calcio. La clasificación fue por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comenzó a ser diseñada.

1868. D.I. Mendeleiev publicó su primer ensayo sobre el sistema periódico en función creciente de sus pesos atómicos, cuando se conocían 60 elementos.

1869. El 17 de febrero de 1869 nace la tabla periódica Moderna de Mendeleiev. 1870. Ese año se publicó una versión de la tabla periódica ideada por el

químico alemán Lothar Meyer que era muy parecida a la de Mendeleiev, sin embargo el químico alemán la creó sin conocer el trabajo de Mendeleiev.

1894. William Ramsay descubrió el argón, no predicho por Mendeleiev. 1914. Moseley ordenó los elementos de acuerdo con el número atómico.

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Ley Periódica actual :

LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

QUIMICOS SE REPITEN EN FORMA

PERIODICA CUANDO AQUELLOS SE

ORDENAN SEGÚN SU NÚMERO ATÓMICO

CRECIENTE.

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La tabla periódica

Metales alcalinos

Alcalinotérreos

Metales de transición

Halógenos

Gases nobles

Lantánidos y actínidos

Grupo principal

Grupo principal

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DETALLES DE LA TABLA PERIODICA

IA VIII

1s IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He

2s 2p Ne

3s IIIB IVB VB VIB VIIB VIII B IB IIB 3p Ar

4s 3d 4p Kr

5s 4d 5p Xe

6s 5d 6p Rn

7s 6d

4f

5f

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CLASIFICACION PERIODICA Metales: elementos ubicados a la izquierda de la línea diagonal en

zigzag. No metales: elementos ubicados a la derecha de la línea diagonal en

zigzag. Metaloides ( o semimetales): elementos adyacentes a la línea

diagonal en zigzag. Elementos representativos: se llenan los orbitales ns np (relleno

vertical). Elementos de transición: se llenan los orbitales (n-1)d. Elementos de transición interna: se llenan los orbitales (n-2)f. Metales alcalinos: constituyen el grupo IA (excepto el hidrógeno). Metales alcalino-térreos: constituyen el grupo IIA. Calcógenos: constituyen el grupo VIA. Halógenos: constituyen el grupo VIIA. Gases nobles: constituyen el grupo VIII de la tabla.

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9F : 1s22s22p5 F: [He] 2s22p5 CEE: 2s22p5

12Mg: 1s22s22p63s2 Mg: [Ne] 3s2 CEE: 3s2

17Cl :1s22s22p63s2 3p5 Cl: [Ne]3s23p5 CEE: 3s2p5

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:

e- de valencia = Nº de GRUPO y permiten hacer la notación de Lewis, respetando siempre los pares originales.

CONFIGURACION ELECTRONICA:

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La C.E.E de un elemento representativo nos informa de su grupo, período y Lewis

17Cl : 1s22s22p63s2 3p5 CEE: 3s23p5

3 : Número cuántico principal : PERIODO : 3

2+5 = 7 : Nºtotal e-. CEE : GRUPO : VII A

LEWIS: (son 7 puntos) Cl

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Cuando los orbitales de un subnivel d ó f están completos y el elemento tiene por lo menos un electrón más en un subnivel de mayor energía, aquellos electrones d o f no forman parte de la CEE. 1s22s22p63s23p6 4s23d104p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2

CEE : 6s26p2

6 : Número cuántico principal : PERIODO : 6

2+2 = 4 : Nºtotal e-. CEE : GRUPO : IV A

LEWIS:

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CLASIFICACION PERIODICA Metales: elementos ubicados a la izquierda de la línea diagonal en

zigzag. No metales: elementos ubicados a la derecha de la línea diagonal en

zigzag. Metaloides ( o semimetales): elementos adyacentes a la línea

diagonal en zigzag. Elementos representativos: se llenan los orbitales ns np (relleno

vertical). Elementos de transición: se llenan los orbitales (n-1)d. Elementos de transición interna: se llenan los orbitales (n-2)f. Metales alcalinos: constituyen el grupo IA (excepto el hidrógeno). Metales alcalino-térreos: constituyen el grupo IIA. Calcógenos: constituyen el grupo VIA. Halógenos: constituyen el grupo VIIA. Gases nobles: constituyen el grupo VIII de la tabla.

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Metales y sus iones

Metales: Buenos conductores del calor y la electricidad. Son maleables y dúctiles. Sus puntos de fusión tienen valores moderados o altos. Tienden a perder electrones para adquirir la configuración

electrónica del gas noble anterior de modo tal que forman iones positivos denominados CATIONES.

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Los metales tienden a perder electrones (para adquirir la C.E.del gas noble anterior)

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No metales y sus iones

No metales: No conducen el calor ni la electricidad. Son frágiles. Muchos son gases a temperatura ambiente Tienden a ganar electrones y adquirir la

configuración electrónica del gas noble siguiente de modo tal que forman iones negativos denominados ANIONES :

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Los no metales tienden a ganar electrones (para adquirir la C.E del gas noble sgte.)

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El tamaño de los átomos y los iones

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Radios atómicos

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Apantallamiento y penetración

Zef = Z – S

En = - RH n2

Zef2

apantallamiento

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Radios catiónicos

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Radios aniónicos

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Comparación de radios atómicos e iónicos

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Energía de ionización: mide la facilidad con que un átomo pierde un e-.

Mg (g) → Mg+(g) + e- I1 = 738 kJ[Ne] 3s2 → [Ne] 3s1 + e-

Mg+(g) → Mg2+(g) + e- I2 = 1451 kJ[Ne] 3s1 → [Ne] + e-

I = RH n2

Zef2

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Primera energía de ionización

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I2 (Mg) vs. I3 (Mg)

7733

1451

I1 (Mg) vs. I1 (Al)

737,7 577,6

I1 (P) vs. I1 (S)

1012 999,6

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Afinidad electrónica:mide la facilidad con que un átomo gana un e-.

F(g) + e- → F-(g) AE = -328 kJ

F(1s22s22p5) + e- → F-(1s22s22p6)

Li(g) + e- → Li-(g) AE = -59,6 kJ

Li(1s22s1) + e- → F-(1s22s2)

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Afinidades electrónicas de los elementos de los grupos principales

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Afinidades electrónicas de un segundo electrón

O(g) + e- → O-(g) AE = -141 kJ

O (1s22s22p4) + e- → O- (1s22s22p5)

O-(g) + e- → O2-(g) AE = +744 kJ

O- (1s22s22p5) + e- → O2- (1s22s22p6)

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Propiedades magnéticas

Átomos o iones diamagnéticos: Todos los electrones están apareados. Una especie diamagnética es débilmente repelida por un

campo magnético. Átomos o iones paramagnéticos:

Tienen electrones desapareados. Los electrones desapareados inducen un campo

magnético que hace que el átomo o ion sea atraído por un campo magnético externo.

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Paramagnetismo

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ELECTRONEGATIVIDAD: capacidad de un átomo para competir por los electrones con otros átomos a los que está unido Es un concepto teórico basado en el hecho de que cuando se

unen dos átomos distintos para formar un enlace (suponiendo que esta unión puede representarse por un par de electrones) el par es atraído con más fuerza hacia uno de tales átomos.

Se asigna un valor de referencia (4,0 para el flúor en la escala de Pauling) y se construye una escala relativa para el resto de los átomos.

Si los átomos del enlace son del mismo elemento, el par se comparte igualmente por los dos ya que la diferencia de electronegatividades es cero.

Si bien la electronegatividad es una propiedad molecular y no atómica, se observa una variación periódica similar a la energía de ionización o la afinidad electrónica.

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En la determinación del tipo de enlace químico

entre dos átomos, se obtiene una mejor

correlación con lo experimental si en vez de

usar la diferencia directa de

electronegatividades (EN), se calcula la

Diferencia de electronegatividades corregida:

= (EN EN

EN EN2 1

2 1

)

( )

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Propiedades periódicas de los elementos