Tabla Periódica de los Elementos. Tema 3

Texto completo

(1)

Tabla Periódica de los Elementos

Tema 3

(2)

Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z).

La tabla periódica Moderna

(Werner y Paneth)

(3)

periodos

Variación gradual de la configuración electrónica de la capa más externa según aumenta Z

gr up os

Los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones en su capa más externa

La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

(4)

f

d

• p

s

Bloques del sistema periódico (I).

Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia

• Su electrón diferenci ador se aloja en un orbital s

• La

configura ción electróni ca de su capa de valencia es nsx (x =1, 2)

p

• Su electrón diferenciador se aloja en un orbital p

• La configuración electrónica de su capa de valencia es ns2 npx (x= 1, 2, ..., 6)

• Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f

• La configuración electrónica de su capa de valencia es (n-2)fx (n-1)d0 ns2 (x= 1, 2, ..., 14)

(5)

Bloques del sistema periódico (II).

Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia

C B

• p

A A

A: Elementos representativos B: Metales de transición

• El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques.

• Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn, Cd, Hg), cuya capa de valencia tiene una configuración (n-1)d10 ns2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico.

C: Metales de transición interna

Excepciones:

(6)

Metales

Bloques del sistema periódico (III).

Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:

(7)

Configuraciónes electrónicas de los elementos en su estado fundamental

8.2

ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6

(n-1)d1

(n -1 )

d5

(n -1 )

d10

4f 5f

(8)

Relación entre el llenado de orbitales y la

Tabla Periódica

(9)

Determinar la configuración electrónica de los siguientes átomos y determina en que bloque de la tabla periódica se encuentra, si es metal o no metal y a qué familia

pertenece.

a) Na

Z= 11, [Ne] 3s1 Bloque s

Metal

Elementos representativos

b) Ti

Z= 22, [Ar] 3d24s2 Bloque d

Metal

Metales de transición

c) Nd

Z= 60, [Xe] 6s2 4f3 Bloque f

Metal

Metales de transición interna

(10)

Determinar la configuración electrónica de los siguientes átomos y determina en que bloque de la tabla periódica se encuentra, si es metal o no metal y a qué familia

pertenece.

d) Cr

Z= 24, [Ar] 3d5 4s1 Bloque d

Metal

Metales de transicion

e) Cu

Z= 29, [Ar] 3d104s1 Bloque d

Metal

Metales de transición

Anomalía muy REGULAR:

Semiocupación del OA tipo d: (n-1)d54s1

Anomalía muy regular:

Ocupación completa OA tipo d(n-1)d104s1

(11)

Especies con carga eléctrica. Iones.

Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ion

• Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina anión

• Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión

Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones

Metales No metales Semimetales Gases nobles

Tipo de elemento Ejemplo Facilidad para formar iones

(12)

Configuración electrónica de cationes

Si el nº cuántico principal de la capa de valencia es n, se extraen:

1º los e

-

np 2º los e

-

ns

3º los e

-

(n-1)d

hasta que se ha extraido el número requerido de e

-

. Na: [Ne]3s

1

Na

+

: [Ne]

Ca: [Ar]4s

2

Ca

2+

: [Ar]

Al: [Ne]3s

2

3p

1

Al

3+

: [Ne]

Fe: [Ar]4s

2

3d

6

Fe

2+

: [Ar]4s

0

3d

6

or [Ar]3d

6

Mn: [Ar]4s

2

3d

5

Mn

2+

: [Ar]4s

0

3d

5

or [Ar]3d

5

8.2

Mn

7+

: [Ar]

(13)

Configuración electrónica de aniones

Se añaden e

-

a los orbitales vacíos de la capa de valencia para alcanzar la configuración del gas noble siguiente.

H 1s

1

H

-

1s

2

o [He]

F 1s

2

2s

2

2p

5

F

-

1s

2

2s

2

2p

6

o [Ne]

O 1s

2

2s

2

2p

4

O

2-

1s

2

2s

2

2p

6

o [Ne]

N 1s

2

2s

2

2p

3

N

3-

1s

2

2s

2

2p

6

o [Ne]

8.2

(14)

+1 +2 +3 -1 -2 -3

Cationes y aniones de los elementos representativos

8.2

(15)

• 

Cambian gradualmente conforme se avanza en el periodo:

 de forma más lenta en los periodos largos (18, 18, 32, 32- incompleto), especialmente en elementos del bloque d (metales de transición) y, más aún, en elementos del bloque f (metales de transición interna).

 de forma muy rápida en los periodos cortos (2, 8, 8).

• 

Cambian bruscamente de un halógeno al metal del siguiente periodo.

Propiedades periódicas

(16)

Volumen atómico

ρ = f (T, estructura cristalina)

Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites

determinados. Sin embargo, se acepta un tamaño de

orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.

Se define el volumen atómico como el volumen de un mol de

átomos.

(17)

Volumen atómico

Aumenta al descender por un grupo (aumento de

capas)

Disminuye a lo largo del

período

A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los

elementos representativos. Los radios están expresados en A (1 A = 10-10 m)

(18)

r

+

< r

r < r

_

Comparación del radio atómico y del radio iónico

(19)

El Catión es más pequeño que el átomo a partir del cual se ha

formado ya que al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga

positiva del núcleo.

.

El Anión es mayor que el átomo a partir del cual se ha formado. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos

electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos.

8.3

Variación del tamaño de los iones.

(20)

Comparación del radio atómico y del radio iónico

El radio pequeño y alta carga ⇒ capacidad de polarización Esta es una

serie

isoelectrónica de cationes (1s12s2p6) y su tamaño

disminuye conforme aumenta Z

(21)

Energía de ionización (EI)

Mínima energía (kJ/mol) necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso (independiente)

Ca

(g)

→ Ca

+(g)

+ e

-

EI

1

= 585 Kj/mol Ca

+(g)

Ca

2+(g)

+ e

-

EI

2

= 1141 Kj/mol Ca

2+(g)

Ca

3+( g)

+ e

-

EI

3

= 4936 Kj/mol

•  Cuanto menor es la EI mayor es la facilidad para formar cationes.

EI

1

< EI

2

<< EI

3

•  La EI es siempre endoenergética: EI = ΔH >0

(22)

Be

(g)

Be

+(g)

+ e

-

Be

+(g)

Be

2+(g)

+ e

-

Be

2+(g)

Be

3+( g)

+ e

-

EI

1

< EI

2

<< EI

3

Energía de ionización (EI)

(23)

La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos

Excepciones: las anomalías que se

observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales

semiocupados u

ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer

La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo

Energía de ionización (EI)

(24)

Afinidad Electrónica (AE)

Energía que conlleva el proceso de captación de un electrón por un átomo o un ión en estado gaseoso.

Cl

(g)

+ e

-

Cl

(g)

Δ H = -348 Kj/mol AE

1

= +348 Kj/mol Be

(g)

+ e

-

Be

(g)

Δ H = -241 Kj/mol AE

1

= +241 Kj/mol

•  Todas las AE

2

y sucesivas son endotérmicas.

•  La AE es justamente la opuesta a la EI del anión : F

-(g)

→ F

(g)

+ e

-

EI = - AE

•  La AE

1

es casi siempre exotérmicas ( EA

1

> 0, ΔH <0)

(25)

Afinidad Electrónica (AE)

La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los

alcalinotérreos los que absorben más energía

La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de

ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce

La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento. Cuanta mayor energía

desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor será su carácter oxidante. Así, los

halógenos tienen un elevado carácter

oxidante, al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante

(26)

8.5

Z ΔH AE = -AE (KJ/mol)

Es exotérmica, excepto en gases nobles y alguna

configuración ns

2

y ns

2

np

3

(27)

Radio atómico

Energía Ionización

Afinidad electrónica

(28)

Metales

No metales

Reductores M M+ + e-

Oxidantes

1/2X2 + e- X- Óxidos básicos

CaO

Oxidos anfóteros Al2O3

Óxidos ácidos N2O5

Hidróxido Rb(OH)

Anfóteros Sn(OH)4

Oxoacidos HIO3

Hidruros iónicos Na+ H-

Covalentes B2H6

Iónico-covalentes HCl

Cationes Mg2+

Aniones

S-2

Variación de las propiedades químicas

8.6

Semimetales

(29)

Carácter metálico

Metales:

•  Pierden fácilmente electrones para formar cationes

•  Bajas energías de ionización

•  Bajas afinidades electrónicas

•  Bajas electronegatividades

•  Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales No Metales:

•  Ganan fácilmente electrones para formar aniones

•  Elevadas energías de ionización

•  Elevadas afinidades electrónicas

•  Elevadas electronegatividades

•  Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales:

• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

(30)

Reactividad

En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables

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

(31)

De acuerdo con los datos de la tabla siguiente y los que has aprendido en este tema, estima las siguientes

propiedades del francio:

a)  Densidad

b)  Punto de fusión cual será el estado del francio en condiciones ordinarias?

c)  Radio del átomo d)  Fórmula de ion e)  Radio del ion

f)  Energía de primera ionización g)  Reactividad hacia el agua

h)  Fórmula del cloruro

i)  Solubilidad de sus compuestos

(32)

Ordena lo siguiente por radios decrecientes: K, Mg, Mg

+2

, Na

El mas grande es el que este más abajo y más a la izquierda: K

El mas pequeño es el que este más arriba y más a la derecha: Mg pero el Mg

+2

será aun más pequeño pues ha perdido 2 electrones, por tanto

K>Na>Mg>Mg

2+

(33)

Como varia la energia de ionizacion en los siguientes casos?

a)  Sr, Ca, Mg b)  Li, Be, N c)  O, F, Ne

d)  Ne, Na, Mg e)  Cl, Br, I

La energía de ionización aumenta al subir en el grupo y al avanzar en el periodo

a)  EI(Sr)<EI(Ca)<EI(Mg) b)  EI(Li)<EI(Be)<EI(N) c) EI(O)<EI(F)<EI(Ne)

d) EI(Na)<EI(Mg)<EI (Ne)

e) EI(Cl)<EI(Br)<EI(I)

(34)

Los valores sucesivos de la energía de ionización de un determinado átomo (en kJ/mol) son:

EI1 801 EI2 2427 EI3 3660 EI4 25026 EI5 32827 Identifica ese átomo en la siguiente lista: B, Be, C, Li o N.

Para saber a que átomo se corresponde tenemos que saber la configuración electrónica de estos átomos:

B: Z=5 [He] 2s22p1 Be: Z=4 [He] 2s2

C: Z= 6 [He] 2s2 2p2 Li: Z= 3 [He] 2s1

N: Z= 7 [He] 2s22p3

Tenemos 5EI por tanto podemos descartar los elementos con Z<5: Be, Li

Hay una gran diferencia entre EI3 y EI4 indicando que antes de arrancar el cuarto electrón estábamos en la configuración de gas noble, por tanto es el B

(35)

¿Qué elemento tiene la máxima afinidad electrónica?

Ar, Br, Cl, S y Se

La afinidad electrónica varia de igual forma que el EI:

aumenta hacia arriba y a la derecha con la excepción de los gases nobles, por tanto el elemento con mayor afinidad

electrónica es el Cl

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