Periodicidad

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Periodicidad

  1. 1. “ RELACIONES PERIÓDICAS ”
  2. 2. 2.1 Desarrollo de la tabla periódica <ul><li>En 1817, Dobereiner Destaca la existencia de “tríadas”. La masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. </li></ul><ul><li>En 1862, inglés Newlands anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. </li></ul>137 Bario 88.5 87.6 Estroncio 40 Calcio 29 Potasio 23 23 Sodio 7 Litio Promedio Masa atómica Elemento Cl S P Si Al Mg Na K F O N C B Be Li 7 6 5 4 3 2 1
  3. 3. <ul><li>Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos atómicos semejantes (K, Rb, Cs). </li></ul><ul><li>La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde a su valencia. </li></ul><ul><li>Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos. </li></ul>Dimitri Mendeleiv Fue a principios del siglo XX cuando Henry Moseley propuso la ordenación por número atómico y cuando se supo en realidad cuántos huecos había en la tabla periódica. La tabla periódica actual está constituida básicamente por 18 columnas denominadas grupos o familias y 7 filas denominadas periodos entre los cuales están distribuidos los elementos conocidos.
  4. 4. Un grupo o familia : Esta formado por aquellos elementos que tienen el mismo numero de electrones en su ultima capa de valencia. Los electrones externos de un átomo, que son implicados en el enlace químico, reciben el nombre de electrones de valencia . 2.2 Clasificación periódica de los elementos 1 2 IA IIA 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 13 14 15 16 17 18 IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
  5. 5. Las filas o periodos de la tabla corresponden a los niveles primarios de energía. El numero cuántico principal (n) aumenta al descender en una familia o grupo. 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 3 3 3 3 3 3 3 3 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 4 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 5 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 7 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6
  6. 6. Hay cuatro &quot;bloques&quot; principales en la tabla que van con los cuatro subniveles, éstos bloques se encuentran estrechamente relacionados con el numero cuantico azimutal (l) f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f f s s s s s s s s s s s s s d f f d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d d p p p p p p p p p p p p p p p p p p p p p p p p p s p p p p p (n -2)f x (n -1)d 0 ns 2 (n -1)d 10 ns 2 p x (n -1)d x ns 2 ns x Elementos de transición interna Grupos 13 a 18 Elemento de transición Grupos 1 y 2
  7. 7. Los grupos largos tienen nombre propio: Grupo de los gases nobles o grupo de los gases inertes ns 2 np 6 (n ≥2) Excepción He He (Helio) 18(VIIIA) Grupo de los halógenos ns 2 np 5 (n ≥2) F (Flúor) 17 (VIIA) Grupo de los anfígenos ns 2 np 4 (n ≥2) O (Oxígeno) 16 (VIA) Grupo de los nitrogenoides ns 2 np 3 (n ≥2) N (Nitrógeno) 15 (VA) Grupo de los carbonoideos ns 2 np 2 (n ≥2) C (Carbono) 14 (IVA) Grupo de los térreos ns 2 np 1 (n ≥2) B (Boro) 13 (IIIA) Grupo de los alcalinotérreos ns 2 (n ≥2) Be (Berilio) 2 (IIA) Grupo de los alcalinos ns 1 (n ≥2) Litio (Li) 1 (IA) Se denomina Configuración externa Elemento inicial Grupo
  8. 8. 2.3 Variación de las propiedades periódicas a través de un periodo y en grupo. El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que esta unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico. 2.3.1 Radio Atómico Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A( 10 -10 m), nanómetros (nm, 10 -9 m) picometro (pm, 10 -12 m).
  9. 9. La tendencia en los elementos representativos se puede observar en la siguiente figura:
  10. 10. Hay dos factores que afectan el radio de un átomo de un elemento: El número cuántico principal (la energía de los electrones en el átomo) La carga nuclear efectiva (cuantos y como están los electrones de ese átomo) A lo largo de un periodo no cambia el número cuántico principal. El número de electrones que apantallan permanece constante y únicamente varía el número de electrones de valencia el radio disminuye. R A O T A O I D M I C O A U M E N T A D I S M I N U Y E Aumenta el numero cuántico principal (n) Al haber más protones la carga positiva es mayor, eso atrae más a los electrones.
  11. 11. Al bajar en una familia el número cuántico principal aumenta: El número de electrones de valencia permanece constante, el numero de electrones apantallantes aumenta. ¿Qué pasa con el radio iónico? Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye. Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 Rb 37 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 K 19 3 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na 11 2 1s 2 2s 1 Li 3 No cuántico n Configuración electrónica Elemento No atómico
  12. 12. 2.3.2 Potencial de ionización o energía de ionización La energía de ionización es la energía mínima requerida para quitar un electrón de un átomo aislado gaseoso en su estado basal . Mide la fuerza con la que el átomo retiene a sus electrones. La primera energía de ionización , I 1 , es la energía necesaria para quitarle el primer electrón del átomo:   Na ( g )       Na + ( g ) + 1e - Para quitar los electrones restantes se requiere cada vez más energía (es decir la energía de ionización es mayor para cada electrón subsiguiente) La segunda energía de ionización , I 2 , es la energía requerida para quitarle el segundo electrón del átomo Na + ( g )       Na 2+ ( g ) + 1e -
  13. 13. Tendencias periódicas de la energía de ionización Al avanzar en un periodo , la energía de ionización aumenta al incrementar el número atómico. Al bajar en una familia , la energía de ionización disminuye al incrementar el número atómico I Ó A I Í C G A R Z E E I D N N E O N D I S M I N U Y E A U M E N T A La distancia entre el núcleo y el electrón aumenta y la atracción entre el electrón y el núcleo disminuye conforme la distancia del electrón al núcleo disminuye, habrá mayor atracción entre el núcleo y el electrón.
  14. 14. Los valores relativos de las energías de ionización sirven para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente He Ne Ar Iónico Perder electrones y dar iones positivos Baja Iónico Ganar electrones y dar iones negativos Muy elevada Covalente Compartir electrones Elevada Tipo de compuesto Tendencia del elemento Energía de ionización
  15. 15. 2.3.3Afinidad electrónica Se define como la energía que se obtiene cuando un átomo gana un electrón.          Cl ( g ) + e -        Cl - ( g )      ΔE = -328 kJ / mol La reacción anterior indica que el cloro tiene una afinidad electrónica de -328 kJ/mol. La afinidad electrónica es el cambio energético asociado al proceso en el que un átomo en estado gaseoso gana un electrón. Para los aniones y algunos átomos neutros, añadir un electrón no es tan fácil dando como resultado un proceso endotérmico. Se debe de hacer trabajo para forzar al electrón dentro del átomo, produciendo un anión inestable . Los halógenos son los que tienen mayor atracción por un electrón, es decir tienen las afinidades electrónicas con los valores negativos más grandes Las familias 2A y 8A tienen subcapas llenas (s, y p respectivamente) y por lo tanto el electrón añadido debe colocarse en un orbital de mayor energía. El añadir electrones a estos elementos es un proceso endotérmico. En este proceso se libera energía cuando se añade un electrón
  16. 16.   -295 I - I -325 Br - Br -349 Cl - Cl -328 F - F E (kJ / mol) Ion Elemento Valores de la afinidad electrónica de los halógenos El núcleo tiene mayor influencia sobre el electrón. E A I N D O A R D T I C N E I L F C A Poco cambio A U M E N T A Las repulsiones interelectrónicas son menores
  17. 17. La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace, cuando está químicamente combinado con otro átomo. 2.4 ELECTRONEGATIVIDAD AUMENTA A U M E N T A Afinidad electrónica muy negativa Potencial de ionización elevado + átomo muy electronegativo E L E C T A G E N O R T I V I D A D
  18. 18. Pauling basado en datos termoquímicos, ha establecido una escala arbitraria, denominada escala de Pauling. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste. Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico
  19. 19. 2.5 Clasificación de los elementos en metales y no metales
  20. 20. Propiedades de los elementos según su tipo Metales Conductores de electricidad y calor. Dúctiles. Altos puntos de fusión y ebullición Maleables Brillantes, resistentes y duros Hg (sonido metálico) cuando son golpeados. Excepciones Elevadas densidades, magnetismo, aleaciones, iones positivos.
  21. 21. <ul><li>Existen en los tres estados de agregación. </li></ul><ul><li>No poseen brillo metálico a excepción del Yodo. </li></ul><ul><li>No son dúctiles ni maleables </li></ul><ul><li>No son buenos conductores del calor y de la electricidad </li></ul><ul><li>Sus átomos tienen en su última capa 4, 5, 6 y 7 electrones. </li></ul><ul><li>Al ionizarse adquieren carga negativa. </li></ul><ul><li>Al combinarse con el oxígeno forman óxidos no metálicos o anhídridos. </li></ul>Propiedades de los No Metales
  22. 22. Semimetales o metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Se encuentran entre lo metales y los no metales. Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad.   Hidrógeno. Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos.   Gases Nobles o Gases Inertes. La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento ni forman iones.  
  23. 23. a) Escriba la configuración electrónica de: Sr ; Cr ; I ; Cl b) Clasifique y explique a qué grupo, período y bloque de la Tabla Periódica pertenece cada uno.

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