1.- Tabla periódica

2.- Configuraciones electrónicas.

3.- Propiedades periódicas:

Radio atómico

Energía de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad

Carácter metálico

TEMA 5: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA. RELACIONES PERIÓDICAS.

Historia de la tabla periodica

• Los primeros intentos para ordenar los elementos de forma sistemática son las llamadas triadas de Döbereiner, quien encontró para varios grupos de tres elementos con propiedades similares que el elemento central tenía como masa atómica la semisuma de la masa de los otros dos.

• Siguiendo con el criterio de ordenar según la masa atómica, Meyer y Mendeleiev, de forma independiente llegaron a una tabla muy parecida a la actual.

Mendeleiev propuso que si el peso atómico de un elemento lo situabaen el grupo incorrecto, entonces el peso atómico debía estar mal medido. Así corrigió las masas de Be, In y U.Estaba tan seguro de la validez de su Tabla que predijo, a partir de ella, las propiedades físicas de tres elementos que erandesconocidos

• Finalmente, fue Moseley quien introdujo como criterio ordenador el número atómico

“Existe en el átomo una cantidad fundamental que se incrementa en pasosregulares de un elemento a otro. Numero atómico”

MENDELEIEV

• Nació el 8 Febrero de 1834 en Tobolsk, en una pequeña localidad de Siberia (Rusia)

• Estudió química en la Universidad de San Petersburgo y en 1859 el gobierno le dio una beca para ir a la Universidad de Heidelberg,

• Escribió dos volúmenes de Principios de Química (1868-1870).

• Murió en San Petersburg

• el 2 de febrero de 1907

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

• En ella se encuentran los elementos conocidos, ordenados según su número atómico creciente.

• Consta de 7 filas horizontales, llamadas periodos. El periodo en que se encuentra un elemento coincide con su último nivel electrónico.

• 18 columnas, llamadas grupos o familias. – Las columnas 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 constituyen los

elementos representativos

– De las columnas 3 a la 10 se sitúan los llamados elementos de transición

– Fuera de la tabla, en dos filas, se sitúan los elementos de transición interna (lantánidos y actínidos)

Símbolo y Estado físico de los elementos

7

6

5

4

3

2

1

Ac**

RaFr

RnAtPoBiPbTlHgAuPtIrOsReWTaHfLa*

BaCs

XeITeSbSnInCdAgPdRhRuTcMoNbZrYSrRb

KrBrSeAsGeGaZnCuNiCoFeMnCrVTiScCaK

ArClSPSiAlMgNa

NeFONCBBeLi

He• Sólidos ( Li) No metales

• Gases (H)

• Líquidos (Hg) Metales

• Sintéticos (Tc)

Semimetales

H

181716151413121110987654321

• La tabla periodica es la herramienta química más útil para

organizar y recordar aspectos químicos.

• Los grupos o familias contienen elementos que tienen el

mismo número de electrones de valencia.

• Similitud en los electrones de valencia, conduce a

similitud en las propiedades de los elementos.

• Las tendencias observadas en las propiedades de los

elementos, permite la predicción de sus propiedades

químicas y su reactividad.

Electrones de valencia: son los que se encuentran en la capa más externa del

átomo y participan en la formación de enlaces químicos.

Ac**

RaFr

RnAtPoBiPbTlHgAuPtIrOsReWTaHfLa*

BaCs

XeITeSbSnInCdAgPdRhRuTcMoNbZrYSrRb

KrBrSeAsGeGaZnCuNiCoFeMnCrVTiScCaK

ArClSPSiAlMgNa

NeFONCBBeLi

HeH

181716151413121110987654321

1 Alcalinos 13 Boroideos 16 Anfigenos

2 Alcalinoterreos 14 Corbonoideos 17 Halogenos

3-12 Metales de transición 15 Nitrogenoideos 18 Gases nobles

Nombres de los grupos

• Electrón desapareado es el que se encuentra solo en un orbital

• Las sustancias cuyos átomos tienen electrones desapareados son atraídas por un campo magnético y se llaman paramagnéticas.

• En cambio, las sustancias que no tienen electrones desapareados se denominan diamagnéticas y son repelidas por un campo magnético.

• Una forma abreviada de escribir las configuraciones electrónicas es escribir el gas noble que antecede al elemento estudiado, en la tabla periódica e indicar solamente los electrones de valencia. En el caso del flúor, corresponde al helio. Por lo tanto, la configuración electrónica abreviada del flúor es:

(He) 2s2 2p5

Sustancias paramagnéticas y diamagnéticas

CONFIGURACION ELECTRONICA es la distribución con que se ubican los electrones en los diferentes orbitales atómicos. Las propiedades químicas de un átomo están determinadas por su configuración electrónica.

Principio de Aufbau: es un conjunto de reglas por las que se obtiene la configuración electrónica de la mayoría de los átomos polielectrónicos en su estado

fundamental (el de menor energía). Las reglas son:

C) Regla de las diagonales. Los electrones se van ubicando en los orbitales de menor a mayor energía

A) Principio de Exclusión de Pauli “dos e no pueden tener sus cuatro números cuánticos iguales”.

B) Regla de Hund o de la máxima multiplicidad de espin. Si dos orbitales tienen la misma energía los electrones tienden a estar desapareados, es

decir, con igual número de espin.

Niveles de energía de orbitales en un átomo polielectrónico.

Se empieza con el orbital 1s y se continúa hacia abajo siguiendo la dirección

de las flechas. El orden de llenado es: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <4p<5s<4d<5s

7

6

5

4

3

2

1

Ac**

Ra

87

Fr

86

Rn86

At85

Po

84

Bi

83

Pb

82

Tl

81

Hg80

Au79

Pt78

Ir77

Os76

Re

75

W

74

Ta

73

Hf72

La*

Ba

56

Cs

55

Xe

54

I

53

Te

52

Sb

51

Sn

50

In

49

Cd

48

Ag

47

Pd

46

Rh

45

Ru

44

Tc

43

Mo

42

Nb

41

Zr

40

Y

39

Sr

38

Rb37

Kr36

Br35

Se34

As33

Ge32

Ga31

Zn30

Cu29

Ni

28

Co

27

Fe

26

Mn

25

Cr

24

V

23

Ti

22

Sc

21

Ca

20

K

19

Ar

18

Cl

17

S

16

P

15

Si

14

Al

13

Mg

12

Na

11

Ne

10

F

9

O

8

N

7

C

6

B

5

Be

4

Li

3

He

2

• Sólidos ( Li) No metales

• Gases (H)

• Líquidos (Hg) Metales

• Sintéticos (Tc)

Semimetales

H

1

18

p6

17

p5

16

p4

15

p3

14

p2

13

p1

12

d10

11

d9

10

d8

9

d7

8

d6

7

d5

6

d4

5

d3

4

d2

3

d1

2

s21

s1

nsx ns2(n-1)dx ns2npx

Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

Nombre del bloque y los grupos

n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14El. de transición Interna

(lantánidos y actínidos)f

n s2(n–1)d1-10Elementos de transición3-12d

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

Boroideos

Carbonoideos

Nitrogenoideos

Anfígenos

Halógenos

Gases nobles

13

14

15

16

17

18

p

n s1

n s2Alcalinos

Alcalino-térreos

1

2s

Electrones de

valenciaNombresGrupoBloque

Radio atómico. Modelo de Esferas

El radio atómico es la distancia media entre dos átomos.

Método común para determinar radios atómicos, suponiendo

a los átomos como esferas que se tocan cuando se enlazan

d

En moléculas diatómicasEn sólidos elementales

R =1/2 d

R

•Los radios atómicos permiten estimar las longitudes de los enlaces entre los diferentes elementos de una molécula.

• Las variaciones en grupos y periodos son el resultado de dos factores: el número cuántico principal (n) y la carga nuclear efectiva (Zefc).

– El incremento de n, incrementa el radio atómico.

– El incremento de Zefc , reduce el radio iónico.

Carga nuclear efectiva y constante de apantallamiento

Zefc = Z-σ

Z = carga nuclear;

σ = constante de apantallamiento. Cada electrón de un nivel inferior apantalla a los de un nivel superior con un valor de aproximadamente “1”

Variación del radio atómico en la tabla periódica

.

Grupo 1

Variación del radio atómico en un grupo

– n, aumenta al avanzar en el grupo.

– Zefc , pernanece constante.

Periodo 2

Variación del radio atómico en un periodo

– n, permanece constante.

– Zefc , aumenta, mayor carga nuclear efectiva más atracción electrón núcleo.

Variación radio atómico en grupos y periodos

Radio iónico

Energías de Ionización

• La energía de ionización de un átomo o de un ión es la energía mínima requerida para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ión en estado gaseoso:

– Primera energía de ionización,

Na(g) → Na+(g) + e- I1 = 496 kJ/mol

– Segunda energía de ionización.

Na+(g) → Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol

• Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón:

I1 < I2 < I3 …

↑↑↑↑↓↓↓↓ ↑↑↑↑↓↓↓↓↑↑↑↑↓↓↓↓↑↑↑↑↓↓↓↓ ↑↑↑↑↓↓↓↓ ↑↑↑↑

↑↑↑↑↓↓↓↓↑↑↑↑↓↓↓↓↑↑↑↑↓↓↓↓↑↑↑↑↓↓↓↓↑↑↑↑↓↓↓↓

(Ne)

(Ne)

(Ne) 3s1

(Ne)

Variación de la Primera energía o potencial de ionización en

grupos y periodos de la tabla periódica

– Zefc , pernanece constante al avanzar en el grupo.

– n, aumenta al avanzar en el grupo.

– Zefc , aumenta al avanzar en el periodo.

– n, permance constante en un periodo.

• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso

captura un e– y forma un anión en estado gaseoso”

Afinidad electrónica

Cl(g) + e- → Cl-(g) EA= -349 kJ/mol

[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6

En general el signo es (-) indica que la energía es

liberada en el proceso, como en el Cl, pero puede ser (+)

si el anión es de mayor energía.

Ar(g) + e- → Ar-(g) Aelc > 0 kJ/mol

[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1

Afinidad Electrónica elementos representativos

• La electronegatividad mide la tendencia de un átomo en un enlace a atraer los e– compartidos hacía sí.

• Pauling estableció una escala de electronegatividades entre

0’7 (Fr) y 4 (F).

• La electronegatividad y el carácter metálico son conceptos

opuestos (a mayor electronegatividad menor carácter

metálico y viceversa).

• La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos y

hacia la derecha en los periodos.

Electronegatividad y carácter metálico

Electronegatividad de los elementos representativos

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

Período

1 H

2.1

He

2 Li

1.0

Be

1.5

B

2.0

C

2.5

N

3.0

O

3.5

F

4.0

Ne

3 Na

0.9

Mg

1.2

Al

1.5

Si

1.8

P

2.1

S

2.5

Cl

3.0

Ar

4 K

0.8

Ca

1.0

Sc

1.3

Ti

1.5

V

1.6

Cr

1.6

Mn

1.5

Fe

1.8

Co

1.9

Ni

1.8

Cu

1.9

Zn

1.6

Ga

1.6

Ge

1.8

As

2.0

Se

2.4

Br

2.8

Kr

5 Rb

0.8

Sr

1.0

Y

1.2

Zr

1.4

Nb

1.6

Mo

1.8

Tc

1.9

Ru

2.2

Rh

2.2

Pd

2.2

Ag

1.9

Cd

1.7

In

1.7

Sn

1.8

Sb

1.9

Te

2.1

I

2.5

Xe

6 Cs

0.7

Ba

0.9 Lu

Hf

1.3

Ta

1.5

W

1.7

Re

1.9

Os

2.2

Ir

2.2

Pt

2.2

Au

2.4

Hg

1.9

Tl

1.8

Pb

1.9

Bi

1.9

Po

2.0

At

2.2

Rn

7 Fr

0.7

Ra

0.9

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Uuu

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

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

Período

1 H

2.1

He

2 Li

1.0

Be

1.5

B

2.0

C

2.5

N

3.0

O

3.5

F

4.0

Ne

3 Na

0.9

Mg

1.2

Al

1.5

Si

1.8

P

2.1

S

2.5

Cl

3.0

Ar

4 K

0.8

Ca

1.0

Sc

1.3

Ti

1.5

V

1.6

Cr

1.6

Mn

1.5

Fe

1.8

Co

1.9

Ni

1.8

Cu

1.9

Zn

1.6

Ga

1.6

Ge

1.8

As

2.0

Se

2.4

Br

2.8

Kr

5 Rb

0.8

Sr

1.0

Y

1.2

Zr

1.4

Nb

1.6

Mo

1.8

Tc

1.9

Ru

2.2

Rh

2.2

Pd

2.2

Ag

1.9

Cd

1.7

In

1.7

Sn

1.8

Sb

1.9

Te

2.1

I

2.5

Xe

6 Cs

0.7

Ba

0.9 Lu

Hf

1.3

Ta

1.5

W

1.7

Re

1.9

Os

2.2

Ir

2.2

Pt

2.2

Au

2.4

Hg

1.9

Tl

1.8

Pb

1.9

Bi

1.9

Po

2.0

At

2.2

Rn

7 Fr

0.7

Ra

0.9

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Uuu

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Electronegatividad de los elementos de la tabla periódica

Aumento en el radio atómico

Aumento de la energía o poptencial de ionización

Aumento de la afinida electrónica y electronegatividad

Aumento del carácter metálico

Resumen propiedades periodicas