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Clase tabla periodica

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Clase tabla periodica

  1. 1. LA TABLA PERIÓDICA. Q.F. Javier Martinez 1
  2. 2. Primeras clasificaciones RE REP 2 PAS ASO periódicas. OCuando a principios del siglo XIX se midieronlas masas atómicas de una gran cantidad deelementos, se observó que ciertaspropiedades variaban periódicamente enrelación a su masa.De esa manera, hubo diversos intentos deagrupar los elementos, todos ellos usando lamasa atómica como criterio de ordenación.
  3. 3. Triadas de Döbereiner (1829) : 3 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: Cl, Br y I;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te… Octavas de Newlands (1864). Clasificación de Mendeleiev (1969). Anillo de Chancourtois Anillo deChancourtois (1862). Coloca los elementos en Octavas de Newlands espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros. H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S © Ed ECIR. Química 2º Bach.Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
  4. 4. 4 Clasificación de MendeleievClasificó lo 63 elementos → masa atómica.Hasta bastantes años después no se definió el conceptode número atómico puesto que no se habían descubiertolos protones.Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se tratabade elementos que aún no se habían descubierto. (Ge).Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era quealgunos elementos tenía que colocarlos en desorden demasa atómica para que coincidieran las propiedades.Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban malmedidas. Así, por ejemplo, colocó (Te) antes que el (I) apesar de que la masa atómica de éste era menor que la deaquel.
  5. 5. 5 La tabla periódica actualEn 1913 Moseley ordenó los elementos dela tabla periódica usando como criterio declasificación el número atómico.Enunció la “ley periódica”: "Si loselementos se colocan según aumenta sunúmero atómico, se observa unavariación periódica de sus propiedadesfísicas y químicas".
  6. 6. 6
  7. 7. 7 Propiedades periódicasRadio atómicoEnergía de ionización.Afinidad electrónica.ElectronegatividadCarácter metálico.
  8. 8. Variación del radio atómico 8 en un periodoEn un mismo Periodo 2periodo disminuyeal aumentar la carganuclear efectiva(hacia la derecha).Es debido a que loselectrones de laúltima capa estarán © Ed. Santillana. Químicamás fuertemente 2º Bachillerato.atraídos.
  9. 9. Variación del radio atómico 9 en un grupo. Grupo 1En un grupo, elradio aumenta alaumentar elperiodo, puesexisten más capasde electrones. © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.
  10. 10. 10 explique otra vez¡Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos igualesque están enlazados entre sí”.
  11. 11. 11 Radio iónicoEs el radio que tiene un átomo que ha perdido oganado electrones, adquiriendo la estructuraelectrónica del gas noble más cercano.Los cationes son menores quelos átomos neutros por la mayorcarga nuclear efectiva (menorapantallamiento o repulsión de e−).Los aniones son mayores quelos átomos neutros por la dismi-nución de la carga nuclear efecti-va (mayor apantallamiento orepulsión electrónica). © Ed. Santillana. Química 2º Bach.
  12. 12. 12Comparación de radios atómicos e iónicos
  13. 13. ENERGÍA DE IONIZACIÓN 13LA CANTIDAD MÍNIMA DE ENERGÍA QUE SE REQUIERE PARAREMOVER AL ELECTRÓN ENLAZADO CON MENOR FUERZA ENUN ÁTOMO PARA FORMAR UN IÓN CON CARGA 1+.
  14. 14. 14 AFINIDAD ELECTRÓNICAES LA CANTIDAD DE ENERGÍA ABSORBIDA O LIBERADA PORUN ÁTOMO NEUTRO GASEOSO DE UN ELEMENTO CUANDOCAPTA O SE LE ADICIONA UN ELECTRÓN PARA FORMAR UNION NEGATIVO.
  15. 15. ELECTRONEGATIVIDAD 15DE UN ELEMENTO MIDE LA TENDENCIA RELATIVA DEL ÁTOMOA ATRAER LOS ELECTRONES HACIA SÍ CUANDO COMBINAQUÍMICAMENTE CON OTRO ÁTOMO
  16. 16. 16ELECTRONES EN UN ATOMOLos e- en un átomo no se encuentran al azar en el espacio cercano a su núcleoEstán confinados en patrones definidosEl arreglo especifico de los e- alrededor del núcleo → Configuración Electrónica
  17. 17. 17ELECTRONES EN UN ATOMO REP REPASO ASOLos e- están confinados a nivelesprincipales de energía (1,2,3,4,5,6,7)Existe un límite de e- en los nivelesprincipales de energía (capas de e - )Número de nivel de energía 1 2 3 4 5 6 7 -Número máximo de e 2 8 18 32 32 18 8
  18. 18. 18 ORBITALES ATOMICOSLos niveles principales de energíatienen subniveles formados porregiones llamadas orbitales atómicosCapas de e- → pequeño # de subnivelesCada subnivel → # definido de orbitalesCada orbital solo 2 e- si tienen spinopuesto.
  19. 19. 19REP Orbítales tienen forma definidaREP ASO ASO Nivel principal 1 → un subnivel s (1 orbital) Nivel principal 2 → 2 subniveles: s (1 orbital) y p (3 orbitales) px,py,pz Nivel principal 3 → 3 subniveles: s (1 orbital) ; p (3 orbitales) px,py,pz; d (5 orbitales) Nivel principal 4 → 4 subniveles: s (1 orbital) ; p (3 orbitales) px,py,pz; d (5 orbitales); f (7 orbitales)
  20. 20. Tipos de orbitales en 20 la tabla periódica1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica H He Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) Bloque “d”: (En el centro de la tabla)s1 s2 p1 p2 p3 p4 p5 p6 Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla) d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
  21. 21. 21PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI un orbital tiene hasta dos electrones, pero solo si tienen spin opuesto
  22. 22. 22 REP REP CONFIGURACION ELECTRONICA ASO ASO LA FORMA COMO ESTAN DISTRIBUIDO LOS ELECTRONES ENTRE LOS DISTINTOS ORBITALES ATÓMICOS. EXPRESA EL # DE e- EN ORBITAL O SUBNIVEL NIVELES PRINCIPALES 1 S1 DE ENERGÍA EXPRESA SUBNIVELDIAGRAMA DE ORBITAL (MUESTRA EL SPIN DEL ORBITAL) ↑ H 1 S1
  23. 23. 23 CONFIGURACION ELECTRONICAREGLA DE HUNDESTABLECE QUE LA DISTRIBUCIÓN MÁSESTABLE DE ELECTRONES EN LOS SUBNIVELESES AQUELLA QUE TENGA EL MAYOR NÚMERODE ESPINES PARALELOSC (z = 6) 1S22S22P2 que significa: 2p ↑ ↑ 2s ↑ ↓ 1s ↑ ↓
  24. 24. REPASOREPASO 24 Configuración electrónica Para obtener la configura- ción electrónica de un elemento se van rellenan- do los orbitales siguiendo el orden de las flechas. Subcapa nº orbit. nº elect. s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14 g 9 18 h 11 22
  25. 25. 25 REGLAS DE AUFBAU1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p (orden de AUFBAU)El Z indica cuantos e- hay para distribuirLos e- se colocan en los orbítales disponiblescon menor energía siempre que:a) no puede haber + de dos e- dentro delmismo orbital y en tal caso, solo si tienenespín opuesto (PRINCIPIO DE EXCLUSIONDE PAULI)b) los e- se dispersan tanto como sea posible,conservando el mismo espín, cuando losorbitales del mismo subnivel estén abiertos(REGLA DE HUND)
  26. 26. REPASOREPASO Ejemplo: Escribir la 26 configuración electrónica del oro. Miramos en la tabla periódica el nº atómico (Z) del oro (Au) y vemos que es 79. El nº de electrones si el átomo es neutro será el mismo. Vamos rellenando los orbitales teniendo en cuenta el esquema anterior: 1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d9 6 s2
  27. 27. Ejemplo: Dados los elementos A y 27 de B 27 números atómicos 19 y 35 respectivamente:a) Establezca la configuración electrónica de cada uno deellos. b) Indique su situación en el sist. periódico. c) Com-pare tres propiedades periódicas de ambos elementos.d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5b) A (4s1) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4 B (4s2p5) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación de izquierda a derecha: radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha) EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha) χ: A < B (la χ aumenta hacia la derecha)
  28. 28. 28 Ejemplo: Dados los elementos A y B de 28 números atómicos 19 y 35 respectivamente:a) Establezca la configuración electrónica de cada uno deellos. b) Indique su situación en el sistema periódico.c) Compare tres propiedades periódicas de amboselementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen alunirse. (Viene de la diapositiva anterior)d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno formarán un enlace iónico ya que A tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo (alta χ): A – 1 e– → A+ ; B + 1 e– → B – ⇒ Fórmula: AB (KBr)

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