Tema 3
Sistema periódico
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1.- Antecedentes al sistema periódico
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El anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en
espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades
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Hacia finales de la década de 1860 aparecieron publicados
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Las propiedades de los elementos químicos varian
sistemáticamente con la masa atómica

Tabla periódica de Mendeleiev

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Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de
Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos
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A partir de entonces la clasificación periódica de los
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ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS

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A la hora de estudiar las variaciones periódicas es
importante tener en cuenta el concepto de carga nuclear
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En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear
efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los
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Los cationes son menores que los átomos neutros por la
mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o
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4.2.-ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI).
También llamado potencial de ionización. “Es la energía
necesaria para extraer un e– de u...
4.3 AFINIDAD ELECTRÓNICA
“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso
captura un e–  y forma un anión”. Es difícil...
4.4 ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a
atraer los e– de otros átomos a los que está ...
A mayor electronegatividad menos tendencia a ceder
electrones y mucha a captarlos , son buenos oxidantes y
se les llama no...
REACTIVIDAD.
REACTIVIDAD.
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su
energía de ionización serán...
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  1. 1. Tema 3 Sistema periódico
  2. 2. H 1.- Antecedentes al sistema periódico 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. a)     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:
  3. 3. El anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros. Octavas de Newlands (1865). El químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-1898) ordena los elementos conocidos en orden creciente de peso atómico y observa que si se empieza a contar a partir de alguno de ellos, el octavo elemento tiene propiedades similares al inicial. A este hecho, Newlands le llamó la Ley de las Octavas como analogía con la escala musical
  4. 4. Hacia finales de la década de 1860 aparecieron publicados dos trabajos con diferentes enfoques pero con conclusiones sorprendentemente similares: el del químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-1895) y el del científico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907). La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces
  5. 5. Las propiedades de los elementos químicos varian sistemáticamente con la masa atómica Tabla periódica de Mendeleiev Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge), al que Mendeleiev llamó ekasilicio. Cuando todavía en vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas por éste, su clasificación periódica adquirió gran prestigio.
  6. 6. Otro de los inconvenientes que poseía 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 el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel. Hoy sabemos que las masas atómicas estaban bien medidas y que el problemas era el criterio de clasificación hasta entonces usado. 2.- 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".
  7. 7. A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existe una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma... No hay que confundir número atómico ( nº de protones) con el número másico (nº de protones + neutrones) Isótopo: átomos que tienen el mismo número atómico y diferente número másico. Tienen las mismas propiedades químicas y distintas propiedades físicas Isóbaro: átomos con el mismo número másico pero diferente número atómico Isoelectrónico: mismo número de electrones (distinto nº
  8. 8. 3.- ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La tabla periódica está organizada en . a) Periodos o filas: formados por todos los elementos cuyo nivel energético superior es el mismo Hay siete periodos, el primero con dos elementos el segundo y tercero con 8 , el cuarto y el quinto con 18, y el sexto con 32. El séptimo todavía está incompleto(32) b) Grupos o familias: elementos que presentan una configuración electrónica similar en su nivel más alto. Agrupa elementos con propiedades químicas semejantes Divide a la tabla en 4 bloques
  9. 9. Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 ( metales alcalinos y 2( alcalino-térreos)        Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 (boroideos), 14(carbonoideos). 15(nitrogenoideos), 16(anfígenos), 17(halógenos), 18( gases nobles) A los elementos de estos dos bloques se les llama elementos representativos ( electrón diferenciador en orbital s o p)
  10. 10. Grupos Bloque Grupo 1 s 2 13 14 15 p 16 17 18 d 3-12 f Nombres Alcalinos Alcalino-térreos Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles Elementos de transición El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) Config. Electrón. n s1 n s2 n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 n s2(n–1)d1-10 n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14 10
  11. 11. Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12.La configuración es ns2(n-1)dx y se les llama Elementos de transición Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla. La configuración electrónica es ns2(n-2)fx Son los elementos de transición interna Dos grupos : los lantánidos y los actínidos 4.- PROPIEDADES PERIÓDICAS 4.1 Radio atómico y radio iónico Radio atómico se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”. Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.
  12. 12. A la hora de estudiar las variaciones periódicas es importante tener en cuenta el concepto de carga nuclear efectiva (Zef.). Este concepto tiene en cuenta la carga real que afecta al último nivel ocupado o capa de valencia. Se refiere a la verdadera carga que “sufre” el último nivel objeto de estudio. Este valor es el que tenemos que tener en cuenta a la hora de hacer un estudio sobre las fuerzas atractivas basadas en la ley de Coulomb. La carga nuclear efectiva Zef: -Aumenta al aumentar la carga nuclear (protones), Z. -Disminuye con el número de electrones internos (apantallamiento), S. Zef= Z-S(apant) *Como aproximación podríamos considerar que cada electrón en un nivel más interno, neutraliza la carga de un protón del núcleo.
  13. 13. En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo pues existen más capas de electrones. Aumento del radio atómico Radio iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones. Se miden generalmente en un sólido iónico
  14. 14. Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión electrónica). Esta disminución es importante en metales alcalinos y alcalinotérreos Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la  carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga. COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES Metales alcalinos Halógenos Iones isolectrónicos Imágenes tomadas de http://eros.pquim.unam.mx/~moreno /cap04a.htm#_Toc508460408
  15. 15. 4.2.-ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI). También llamado potencial de ionización. “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión”. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2),... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído. Cada ve cuesta más arrancar los electrones y las EI serán mayores En un grupo la EI disminuye al aumentar Z pues el último electrón se coloca en orbitales cada vez más alejados En un periodo aumenta hacia la derecha ya que al estar en el mismo nivel la mayor carga positiva atrae más a los electrones Aumento en la Energía de ionización Haz clic en la imagen para verla ampliada
  16. 16. 4.3 AFINIDAD ELECTRÓNICA “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e–  y forma un anión”. Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la energía de ionización, hablamos de 1ª, 2ª,… AE. En un grupo la afinidad electrónica ( en valor absoluto) disminuye a medida que aumenta el número atómico En un periodo aumenta hacia la derecha Las razones y la variación son las mismas que en la Energía de ionización
  17. 17. 4.4 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los e– de otros átomos a los que está enlazado. Es un compendio entre EI y AE. La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias y hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor “Z*” y una menor distancia. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F). Aumento de la electronegatividad
  18. 18. A mayor electronegatividad menos tendencia a ceder electrones y mucha a captarlos , son buenos oxidantes y se les llama no metales A menor electronegatividad mayor tendencia a ceder electrones y se les llama metales 5.- ESTADO DE OXIDACIÓN Número de electrones que un átomo tiende a ganar , perder o compartir para conseguir una configuración electrónica estable, es decir -Un gas noble -Presentar los subniveles llenos o semillenos
  19. 19. REACTIVIDAD. REACTIVIDAD. Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: • Disminuye al avanzar en un período • Aumenta al descender en el grupo Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad: • Aumenta al avanzar en un período • Aumenta al ascender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables
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