Períodico Químico: Tabla Periódica y Propiedades Periódicas de los Elementos - Prof. Jaram, Esquemas y mapas conceptuales de Química

¡Descarga Períodico Químico: Tabla Periódica y Propiedades Periódicas de los Elementos - Prof. Jaram y más Esquemas y mapas conceptuales en PDF de Química solo en Docsity!

TABL A PERIÓDICA

U N I D A D I I

U N I V E R S I D A D J U A N A G U S T Í N M A Z A

F A C U LTA D C I E N C I A S D E L A N U T R I C I Ó N

P R O F. M A R C I A PA O L A J A R A M I L L O

PRIMERAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS

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.

• Triadas de Döbereiner ( 1829 ) (Enlace Web): 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: 9 Cl, Br y I; 9 Li, Na y K; 9 Ca, Sr y Ba; 9 S, Se y Te…

• 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 ( 1864 ).
• Clasificación de Mendeleiev ( 1869 ).

Clasificación de Mendeleiev (1869)

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". 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. Se clasifica en cuatro bloques: • Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los grupos 1 y 2. • Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos 13 al 18. • Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos 3 al 12. • Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla.

CARGA EFECTIVA (Z*)

• Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos:
  • Carga nuclear (Z): A mayor ”Z” mayor ”Z* ”, pues habrá mayor atracción por parte del

núcleo al haber más protones.

• Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión electrónica. A mayor

apantallamiento menor ”Z* ”.

Así consideraremos que:

CARGA EFECTIVA (Z*) EJERCITAMOS…

• La carga nuclear efectiva , Z ef, que experimenta un electrón de una capa más externa es menor que la carga nuclear real, Z , lo cual se debe a que la atraccion de los electrones de la capa más externa por el núcleo queda compensada de manera parcial por la repulsión entre los electrones de la capa más externa y los electrones de las capas internas. Decimos que los electrones de las capas internas sirven de pantalla, o protegen , a los electrones de las capas más externas del efecto total de la carga nuclear. Este concepto de efecto pantalla , o de proteccion , nos permite comprender muchas tendencias periódicas de las propiedades atómicas.
• Ejemplo:

Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 – 2 = 1, mientras que en el caso del Na sería: 11 – 10 = 1,

es decir apenas varía.

PERIODICIDAD DE LOS ELEMENTOS Radio atómico Radio iónico Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su número atómico”

RADIO ATÓMICO Se determina el radio atómico a partir de la distancia observada entre átomos combinados entre sí; por ejemplo, la distancia que se mide entre los centros atómicos (núcleos) de la molécula de Cl2 es de 2.00 Å, lo cual sugiere que el radio de cada átomo de cloro es de la mitad de la distancia interatómica, o 1.00 Å.

El radio atómico generalmente disminuye a medida que vamos de izquierda a derecha a través de

un período (debido al aumento de la carga nuclear) y aumenta a medida que nos movemos hacia

abajo dentro de un grupo (por el número creciente de capas de electrones).

• El radio atomico suele expresarse en angstroms.

RADIO ATÓMICO Hay dos excepciones a la regla de que el radio atómico disminuye a medida que uno se mueve a la derecha en una fila. Los elementos más pesados Te y Po son más grandes que los elementos anteriores. El aumento en tamaño es causado por una variedad de factores. Analiza y observa sus respectivas configuraciones electrónicas.

EJERCITAMOS…

• Ordene los elementos siguientes según su radio atómico creciente y justifique este orden. Cs, F, K, Cl

POTENCIAL (O ENERGÍA) DE IONIZACIÓN Con la energía de ionización se mide cuán unidos están los electrones en los átomos. En la ionización siempre se necesita energía para liberar a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo. Una energía de ionización baja indica que los electrones se remueven fácilmente y, por lo tanto, que los iones positivos (cationes) se forman fácilmente.

POTENCIAL (O ENERGÍA) DE IONIZACIÓN

• La primera energía de ionización de los elementos del grupo 3 A (B, Al, Ga, In, Tl) no sigue la tendencia horizontal general. Ésta es mas baja que la de los elementos 2 A de los mismos periodos debido a que los elementos 3 A sólo tienen un electrón en su orbital p más externo, y se requiere menos energía para eliminar el primer electrón p que el segundo electrón s de la capa más externa porque el orbital p tiene mayor energía (es menos estable) que un orbital s de la misma capa (valor de n ).
• En los grupos 3 A a 5 A, los electrones van ocupando uno a uno orbitales separados np , donde no se protegen entre sí en forma significativa. El incremento general de ei 1 de izquierda a derecha se ve interrumpido por una inflexión entre los elementos de los grupos 5 A (N, P, As, Sb, Bi) y 6 A (O, S, Se, Te, Po). Es probable que este comportamiento se deba a que el cuarto electrón np de los elementos del grupo 6 A está apareado con otro electrón del mismo orbital, por lo que éste experimenta una mayor repulsión que la que tendría si ocupara un orbital por sí solo. Excepciones!

AFINIDAD ELECTRÓNICA

AFINIDAD ELECTRÓNICA