Tabla Periódica (QM05 - PDV 2013)

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Especialidad: Química Mención
Guía 05: Tabla Periódica
Material: Exclusivo Pre-Universitario Pedro de Valdivia
Año: 2013

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Tabla Periódica (QM05 - PDV 2013)

  1. 1. QUÍMICA MENCIÓN QM-05 TABLA PERIÓDICA 2013
  2. 2. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS La tabla periódica es uno de los símbolos más emblemáticos de la ciencia, en ella se resumen muchos de los conocimientos de la química. En cualquiera de sus versiones está presente en las aulas y laboratorios el mundo. Ninguna otra disciplina cuenta con un documento parecido. Desde sus orígenes, la tabla periódica ha sido modificada en varias ocasiones hasta convertirse en una herramienta indispensable para los químicos. El gran número de elementos conocidos y sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente de clasificarlos. A principios de 1800 el químico alemán John W. Döbereiner intentó una primera aproximación al generar las primeras tríadas. En esta clasificación, John Döbereiner ordenó los elementos en grupos de 3; de acuerdo a su masa atómica creciente, resultando asociaciones elementales como las siguientes Li-Na-K S-Se-Te De acuerdo con la clasificación, los elementos pertenecientes a una triada presentan propiedades químicas semejantes, además, el elemento químico central posee una masa atómica igual a la semisuma de las masas atómicas de los elementos de los extremos. Primera triada y sus masa atómicas En 1862, el geólogo francés Alexander Béguyer de Chancourtois, construyó el llamado “caracol o anillo telúrico”, que ordenaba a los elementos en forma de hélice (respecto de su masa atómica), este ordenamiento no tuvo aceptación, puesto que también incluyó iones y algunos compuestos. 2
  3. 3. En el año 1864, el químico inglés John A. Reina Newlands, ordenó los elementos químicos en grupos de 7 elementos cada uno, también en función creciente de sus masas atómicas. El octavo elemento presentaba propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior. Esta forma de clasificar fue conocida como las octavas de Newlands. En el mismo año, J. Lothar Meyer publicó la primera versión de la tabla periódica. En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev se plasman en la primera tabla periódica convencional con el formato que conocemos en la actualidad. La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos. Tabla periódica de Mendeléiev 3
  4. 4. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la distribución de los electrones en el nivel más externo, la que determina en el elemento su reactividad, naturaleza química y también la ubicación en la tabla. Por esta razón, aquellos elementos que poseen la misma distribución electrónica presentarán propiedades químicas similares. Además, Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente (Z). En la tabla periódica, los elementos que tienen un patrón similar de configuración de los electrones de la capa externa están dispuestos en las mismas columnas, llamados GRUPOS O FAMILIAS, existen 18 grupos que suelen asignarse con notación romana (I, II, III…), indicando letra A, para aquellos elementos cuyo electrón diferencial se encuentre en los orbitales s o p; y la letra B para aquellos elementos cuyo electrón diferencial esté ubicado en los orbitales d o f. Aquellos elementos que presentan idénticos niveles energéticos se encuentran en las mismas filas, llamadas PERIODOS. Cada período comienza con un metal alcalino y concluye con un gas noble, a excepción del período 1 donde se ubica el hidrógeno. 4
  5. 5. Algunas definiciones relevantes Análisis de la configuración para un átomo con Z = 15. Ejercicio propuesto Determina período y grupo para los siguientes elementos. ELEMENTOS Hidrógeno Nitrógeno Aluminio Argón Vanadio Cinc Arsénico Z 1 7 13 18 23 30 33 CONFIGURACIÓN 5 PERIODO GRUPO
  6. 6. TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA 6
  7. 7. NOMBRES DE LOS GRUPOS REPRESENTATIVOS GRUPO NOMBRE I–A METALES ALCALINOS II – A METALES ALCALINO – TÉRREOS III – A TÉRREOS IV – A CARBONOIDES V–A NITROGENOIDES VI – A ANFÍGENOS O CALCÓGENOS VII – A HALÓGENOS VIII-A o 0 GASES INERTES NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS GASES NOBLES Columna 18, grupo VIII o 0. Se caracterizan por tener todos sus niveles electrónicos completos. Configuración electrónica del tipo ns2p6, con la excepción del helio que es ns2. En condiciones normales son químicamente inertes, sin embargo, se conocen algunas sales de criptón (Kr) y xenón (Xe). ELEMENTOS METÁLICOS Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga). Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. Tienen brillo metálico. Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin romperse (confección de hilos o alambres metálicos). Son muy buenos conductores de calor. Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la confección de láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro). ELEMENTOS NO METÁLICOS Carecen de brillo metálico. No son dúctiles ni maleables. Son malos conductores de la corriente eléctrica y calor. Con la excepción del carbono. Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema periódico. ELEMENTOS METALOIDES Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio, metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos. 7
  8. 8. LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Anteriormente, vimos que la configuración electrónica de los elementos se relaciona directamente con sus características físicas. Su naturaleza está íntimamente relacionada con el valor de su número atómico, de modo que la periodicidad (relaciones en un periodo) será cambiante mientras aumente o disminuya el valor de Z en los átomos. Se ha verificado en el sistema periódico que muchas propiedades físicas y de tamaño muestran variabilidad a lo largo de un periodo siendo crecientes o decrecientes según cambie el número de electrones de valencia. Algunas de las propiedades que se tratarán en la guía, se resumen en el siguiente cuadro: PROPIEDADES ENERGÉTICAS PROPIEDADES DE TAMAÑO Potencial de ionización Volumen atómico Radio covalente Radio iónico Electroafinidad Electronegatividad Radio atómico Electropositividad Cabe mencionar que una propiedad no es periódica cuando los valores que presenta son siempre crecientes o decrecientes a medida que aumenta el número atómico. Ejemplo de éstas son la masa atómica y el calor específico. PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO EL RADIO ATÓMICO Asumiendo al átomo como una esfera perfecta, es posible determinar el tamaño de un elemento conociendo su naturaleza y enlace. De este modo se definen 3 conceptos: Radio metálico, Radio covalente y Radio iónico. Para determinar el tamaño de un átomo deben considerarse dos situaciones importantes: El núcleo atrae a los electrones, de modo que la esfera (tamaño) se contrae. Los electrones se repelen entre sí debido a su carga eléctrica (expansión de la nube) Ambas contribuciones de fuerza electrostática determinan el tamaño de un átomo. El volumen de una esfera se obtiene determinando el radio de acuerdo con la ecuación V= 4 3 πr 3 Donde r es el radio del átomo o distancia entre núcleos o núcleo-electrón, según corresponda. 8
  9. 9. Radio Atómico en Metales Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentes del metal. RADIO ATÓMICO EN NO-METALES Para los no-metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos en las moléculas diatómicas de los elementos. VARIACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO. En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hasta el grupo de los Halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes. El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carga nuclear efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia el núcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externos contra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor. Así, por ejemplo: en el período 2 y 3 se observa lo siguiente: 9
  10. 10. En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuanto mayor es el número cuántico principal de una capa, su radio es más grande. En el grupo I-A, por ejemplo, los radios atómicos son Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å; Rb = 2,44 Å. Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será: RADIO IÓNICO Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando cargados eléctricamente. Se define entonces radio iónico, como el tamaño de esos iones formados, sean cationes o aniones. Podemos preguntarnos ¿cómo es el radio de un catión y de un anión con respecto al elemento neutro? Para comprender, analicemos un ejemplo tomando como referente al metal sodio y su ion electrónicamente estble (catión Na+). Cuando se compara el tamaño entre el átomo neutro y su catión, lo primero es establecer la configuración electrónica de ambos Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1 (3 niveles de energía) Na+: 1s2, 2s2 2p6 (2 niveles de energía) De lo anterior se deduce que: El átomo presenta más niveles energéticos que el ion El ion tiene menos electrones que el átomo El tamaño del átomo es mayor que el de su catión estable Luego, se cumple que r Na+ r Na 10
  11. 11. Variación del radio iónico en los metales del grupo I-A Radio de los aniones Al igual que en el ejemplo anterior, al comparar los radios entre un elemento y su anión estable, es preciso conocer la configuración electrónica de ambos Cl: 1s2, 2s2 2p6, 3s23p5 Cl-: 1s2, 2s2 2p6, 3s23p6 (tiene un electrón más, la nube se expande) De lo anterior se deduce que: El átomo presenta igual número de niveles energéticos que el ion El ion tiene más electrones que el átomo La cantidad de protones en el núcleo es la misma para ambos La carga nuclear es mayor en el átomo El tamaño del ion es mayor que el del átomo Luego, se cumple que r Cl- > r Cl Variación del radio iónico en elementos halógenos del grupo VII-A 11
  12. 12. En resumen: “EL RADIO DE UN CATIÓN ES MENOR QUE EL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO” “EL RADIO DE UN ANIÓN ES MAYOR QUE EL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO” RADIO EN IONES ISOELECTRÓNICOS Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuración electrónica. La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) y sus respectivos radios iónicos. F-1 1.36 Å Na+ 0.95 Å Mg+2 0.65 Å Al+3 0.50 Å En la tabla se cumple que: r Al+3 r Mg+2 r Na+ r F-1 LA CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef) Se define Zef a la carga con que el núcleo atrae los electrones más externos. Zef depende de 2 factores relacionados directamente: el número atómico (Z) y del efecto pantalla (S). En los átomos polielectrónicos, los electrones más externos, están sometidos a una menor atracción por parte del núcleo, debido al efecto del apantallamiento ejercido por los electrones internos. Zef = Z - S El efecto pantalla (S) se puede determinar mediante la relación de Slater cuya expresión matemática está dada por S = 0,35 Nn + 0,85Nn-1 + N´ Donde: Nn: número de electrones del nivel de energía más externo (último nivel). Nn-1: número de electrones del nivel de energía inmediatamente inferior al más externo (penúltimo nivel). N’: número de electrones restantes que no han sido considerado antes. 12
  13. 13. Desarrollemos un ejemplo: Cálculo de Zef para el F-1. F-1: 1s2, 2s22p6 ; Z = 9; S = 0,35 · 8 + 0,85 · 2 = 4,5 En consecuencia: Z S Zef F-1 9 4,5 4,5 Na+ 11 4,5 6,5 Mg+2 12 4,5 7,5 Al+3 13 4,5 8,5 EN LA TABLA, SE OBSERVA QUE MIENTRAS “MAYOR ES EL Zef, MENOR ES EL RADIO IÓNICO”, POR LO TANTO, MIENTRAS MÁS POSITIVO ES UN COMPONENTE DE UNA SERIE ISOELECTRÓNICA, MENOR SERÁ SU RADIO. 13
  14. 14. PROPIEDADES MAGNÉTICAS ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I.) La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar un electrón desde el estado fundamental o ion gaseoso. A diferencia de los átomos en estado líquido y sólido, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos. Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na está dada por el proceso siguiente: Na+ + e(g) Na(g) + P.I. “El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carga nuclear efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica”. El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la eliminación sucesiva de electrones adicionales. “Debido a su carga positiva, el catión Na+ atrae a los electrones con más fuerza que el átomo de Na. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón que para el primero. La ionización en fase gaseosa siempre es un cambio endotérmico. El P.I. se puede medir en Kcal o en electrón-Volt (eV). 1eV = 23,06 Kcal Algunos valores de potenciales de ionización para los elementos del período 14
  15. 15. VARIACIÓN DE LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO.  En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución entre los grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las configuraciones electrónicas.  En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye. Es necesario destacar que los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos y los mayores valores de PI a los gases nobles. ¿Qué factores inciden en el valor de la energía de ionización? 15
  16. 16. AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD (E.A) Se define como una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un átomo, es más probable que gane un electrón. La afinidad electrónica se determina experimentalmente y puede definirse como la energía requerida para separar un electrón de un anión gaseoso. A(g) + Energía A(g) + e- También está definida como la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosa capta un electrón en su nivel más externo. A(g) + e- A(g) + Energía Tanto los factores que la condicionan son homologables al P.I., esto quiere decir que; al avanzar en los períodos, el radio atómico decrece y el electrón que se agregue a la capa externa está más cercano a una carga positiva, por consiguiente, se libera más energía cuando se agrega un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, los radios de las capas aumentan porque el número cuántico principal es mayor. El electrón agregado está más lejos de la carga positiva en el núcleo. En consecuencia, la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón es menor. 16
  17. 17. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N) La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica. La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permite decidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula. La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlace, postuló una escala donde asignó el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien tiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para el cesio y francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado. Se excluyen en la Tabla los gases inertes pues no presentan tendencia a captar electrones, de modo que no presentan Electronegatividad. 17
  18. 18. En la tabla siguiente se presentan algunos elementos y sus valores de electronegatividad: H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 N 3,0 P 2,1 As 2,0 O 3,5 S 2,5 Se 2,4 F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 ELECTROPOSITIVIDAD (E.P) Propiedad inversa a la electronegatividad. Se define como la tendencia de un elemento de ceder electrones, (puede considerarse también, como el carácter metálico de un átomo). La E.P Aumenta en dirección hacia los metales (en un período), y en un grupo aumenta conforme aumenta el valor de Z. OTRAS PROPIEDADES PERIÓDICAS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN La variación períodica de estas propiedades es irregular, pero podemos asegurar que los elementos de transición poseen puntos de fusión y ebullición más elevados que el resto de los elementos químicos, a excepción del elemento carbono (elemento representativo) cuyo punto de fusión (3800K) y ebullicón (5100) se justifica por su ordenamiento en una red cristalina. Las tendencias de los puntos de fusión y ebullición son una medida de las fuerzas de atracción entre átomos y moléculas. El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K(Kelvin). El punto de ebullición , es la temperatura a cual, la presión de vapor de un líquido iguala a la presión atmosférica. 18
  19. 19. Puntos de fusión de algunos metales Puntos de fusión y ebullición para el grupo de Halógenos en el sistema periódico Conforme aumenta el valor de Z aumentan las temperaturas de fusión y ebullición Puntos de fusión y ebullición para algunos metales de interés DENSIDAD La densidad es la relación entre la masa de un átomo y el volumen que este ocupa. Es una propiedad que depende del estado físico del elemento y la temperatura a la que esté. La variación de la densidad en el sistema periódico es similar a la de los puntos de fusión y ebullición, siendo los elementos de transición quienes presentan los mayores valores. 19
  20. 20. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS DMTR-QM05 Puedes complementar los contenidos de esta guía visitando nuestra web http://www.pedrodevaldivia.cl/ 20

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