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TEMA 2.-
SISTEMA PERIÓDICO
1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA
TABLA PERIÓDICA
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 selección.
1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA
TABLA PERIÓDICA
BERZELIUS:
Clasificó los elementos en metales y no metales.
DÖBEREINER:
Ordenó los elementos en tríadas de tal forma que el
elemento central tenía la masa atómica aproximadamente
igual a la media aritmética de las masas de los otros dos.
METALES: sólidos a temperatura ambiente, brillo
metálico, conductores del calor y de la electricidad, etc.
NO METALES: no presentaban estas características.
1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA
TABLA PERIÓDICA
CHANCOURTOIS:
Colocó los elementos en espiral de forma que los que
tienen propiedades parecidas queden unos por encima de
otros.
NEWLANDS:
Los elementos químicos conocidos aparecían en orden
creciente de sus masas atómicas, de tal forma que el
octavo elemento, contando a partir de cualquiera de ellos,
poseía propiedades semejantes a las del primero.
1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA
TABLA PERIÓDICA
MENDELEEV-MEYER:
Meyer y Mendeleev establecieron de forma simultánea
pero independiente sendas clasificaciones periódicas en
las que se colocaban los elementos por masas atómicas
crecientes pero teniendo en cuenta sus propiedades
físicas y químicas.
Enunciaron la ley periódica según la cual estas
propiedades de los elementos son función periódica de
sus “pesos atómicos”.
La clasificación de Mendeleev es la más conocida y
elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
Hasta bastantes años después no se definió el concepto
de número atómico.
1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA
TABLA PERIÓDICA
Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba
de elementos que aún no se habían descubierto. Así,
predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el
germani (Ge) y, además, tenía las propiedades previstas.
Un inconveniente de la tabla de Mendeleev era que
algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de
masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo
atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas.
Por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a
pesar de que la masa atómica de éste era menor que la
de aquel.
2. SISTEMA PERIÓDICO 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.
Hay una relación directa entre el último orbital
ocupado por un electrón de un átomo y su posición
en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad
química, fórmula estequiométrica de los compuestos
que forma, etc.
TABLA PERIÓDICA
3. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Y PERIODICIDAD
Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades
químicas semejantes, ya que tienen el mismo número de
electrones en su capa de valencia y están distribuidos en
orbitales del mismo tipo.
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de
un elemento están relacionadas con la configuración
electrónica de su capa de valencia.
ELEMENTO
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
CONFIGURACIÓN
MÁS EXTERNA
Flúor [He] 2s2
2p5
ns2
np5
Cloro [Ne] 3s2
3p5
Bromo [Ar] 4s2
3d10
4p5
Yodo [Kr] 5s2
4d10
5p5
BLOQUES CARACTERÍSTICOS POR SU
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Su electrón más externo se aloja en un orbital s o un
orbital p.
La configuración electrónica de su capa de valencia es:
nsx
(x = 1, 2) o ns2
npx
(x = 1, 2,..., 6)
Los elementos representativos constituyen los grupos 1,
2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
BLOQUES CARACTERÍSTICOS POR SU
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Su electrón más externo se aloja en un orbital d.
La configuración electrónica de su capa de valencia es:
ns2
(n-1)dx
(x = 1, 2,..., 10)
Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al
12 del sistema periódico.
METALES DE TRANSICIÓN
BLOQUES CARACTERÍSTICOS POR SU
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Su electrón más externo se aloja en un orbital f.
La configuración electrónica de su capa de valencia es:
ns2
(n-1)d0
(n-2)fx
(x = 1, 2,..., 14)
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 ns2
(n-1)d10
, no se consideran
elementos de transición debido a su comportamiento
químico.
METALES DE TRANSICIÓN INTERNA
EXCEPCIONES
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
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.
En un PERIODO: el tamaño atómico disminuye al
avanzar en un periodo.
Al avanzar en el periodo aumenta el número
atómico y, por tanto, la carga niclear.
Los electrones son atraídos con más fuerza y por
consiguiente disminuye el tamaño.
RADIO ATÓMICO E IÓNICO
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
En un GRUPO: el tamaño atómico aumenta al
descender en un grupo.
Al descender en el grupo, aumentan el número de
capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta.
Este factor prevalece sobre lo anterior.
RADIO ATÓMICO E IÓNICO
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
En iones positivos (CATIONES): el tamaño del
catión es más pequeño que el del átomo neutro 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.
En iones negativos (ANIONES): el tamaño del
anión es más grande que el del átomo neutro. Un
ion negativo se forma cuando el átomo gana
electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas
de repulsión existentes entre ellos.
RADIO ATÓMICO E IÓNICO
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
La energía de ionización es la energía necesaria
para arrancar el electrón más débilmente ligado de
un átomo aislado, gaseoso y en su estado
fundamental.
Se mide en eV para un átomo aislado y en kJ para
un mol de átomos.
M + Eioniz.
M+
+ e-
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
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.
La energía de ionización crece al avanzar en un
periodo ya que al avanzar en un periodo, 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.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
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.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
La afinidad electrónica es la energía puesta en juego
que acompaña al proceso de adición de un electrón
a un átomo gaseoso. Los valores de la afinidad
electrónica se consideran, normalmente, para un
mol de átomos.
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.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
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.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
AFINIDAD ELECTRÓNICA
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
La electronegatividad es la tendencia que tienen los
átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones
cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por
tanto, es una propiedad de los átomos enlazados.
La ESCALA DE PAULING es la medida de la
electronegatividad más utilizada. Se expresa en unidades
arbitrarias. Al flúor se le asigna el valor más alto (4,0),
por ser el elemento más electronegativo, y al cesio, que
es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7.
La electronegatividad aumenta con el número atómico en
un periodo y disminuye en un grupo.
El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el
de los gases nobles.
ELECTRONEGATIVIDAD
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
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.
CARÁCTER METÁLICO
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
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).
CARÁCTER METÁLICO
4. PROPIEDADES PERIÓDICAS
Los METALES reaccionan perdiendo electrones, así
cuanto menor sea su energía de ionización será más
reactivos. La reactividad disminuye al avanzar en un
periodo y 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 periodo y aumenta al descender en el grupo.
En los GASES NOBLES la reactividad es casi nula o
muy baja, debido a que poseen configuraciones
electrónicas muy estables.
REACTIVIDAD

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Tema2

  • 2. 1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA 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 selección.
  • 3. 1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA BERZELIUS: Clasificó los elementos en metales y no metales. DÖBEREINER: Ordenó los elementos en tríadas de tal forma que el elemento central tenía la masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética de las masas de los otros dos. METALES: sólidos a temperatura ambiente, brillo metálico, conductores del calor y de la electricidad, etc. NO METALES: no presentaban estas características.
  • 4. 1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA CHANCOURTOIS: Colocó los elementos en espiral de forma que los que tienen propiedades parecidas queden unos por encima de otros. NEWLANDS: Los elementos químicos conocidos aparecían en orden creciente de sus masas atómicas, de tal forma que el octavo elemento, contando a partir de cualquiera de ellos, poseía propiedades semejantes a las del primero.
  • 5. 1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA MENDELEEV-MEYER: Meyer y Mendeleev establecieron de forma simultánea pero independiente sendas clasificaciones periódicas en las que se colocaban los elementos por masas atómicas crecientes pero teniendo en cuenta sus propiedades físicas y químicas. Enunciaron la ley periódica según la cual estas propiedades de los elementos son función periódica de sus “pesos atómicos”. La clasificación de Mendeleev es la más conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico.
  • 6. 1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germani (Ge) y, además, tenía las propiedades previstas. Un inconveniente de la tabla de Mendeleev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.
  • 7. 2. SISTEMA PERIÓDICO 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. Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un electrón de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de los compuestos que forma, etc.
  • 9. 3. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y PERIODICIDAD Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes, ya que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia y están distribuidos en orbitales del mismo tipo. Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia. ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CONFIGURACIÓN MÁS EXTERNA Flúor [He] 2s2 2p5 ns2 np5 Cloro [Ne] 3s2 3p5 Bromo [Ar] 4s2 3d10 4p5 Yodo [Kr] 5s2 4d10 5p5
  • 10. BLOQUES CARACTERÍSTICOS POR SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Su electrón más externo se aloja en un orbital s o un orbital p. La configuración electrónica de su capa de valencia es: nsx (x = 1, 2) o ns2 npx (x = 1, 2,..., 6) Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
  • 11. BLOQUES CARACTERÍSTICOS POR SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Su electrón más externo se aloja en un orbital d. La configuración electrónica de su capa de valencia es: ns2 (n-1)dx (x = 1, 2,..., 10) Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico. METALES DE TRANSICIÓN
  • 12. BLOQUES CARACTERÍSTICOS POR SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Su electrón más externo se aloja en un orbital f. La configuración electrónica de su capa de valencia es: ns2 (n-1)d0 (n-2)fx (x = 1, 2,..., 14) 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 ns2 (n-1)d10 , no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico. METALES DE TRANSICIÓN INTERNA EXCEPCIONES
  • 13. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 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. En un PERIODO: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un periodo. Al avanzar en el periodo aumenta el número atómico y, por tanto, la carga niclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por consiguiente disminuye el tamaño. RADIO ATÓMICO E IÓNICO
  • 14. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS En un GRUPO: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo. Al descender en el grupo, aumentan el número de capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta. Este factor prevalece sobre lo anterior. RADIO ATÓMICO E IÓNICO
  • 15. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS En iones positivos (CATIONES): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo neutro 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. En iones negativos (ANIONES): el tamaño del anión es más grande que el del átomo neutro. Un ion negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos. RADIO ATÓMICO E IÓNICO
  • 16. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente ligado de un átomo aislado, gaseoso y en su estado fundamental. Se mide en eV para un átomo aislado y en kJ para un mol de átomos. M + Eioniz. M+ + e- ENERGÍA DE IONIZACIÓN
  • 17. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 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. La energía de ionización crece al avanzar en un periodo ya que al avanzar en un periodo, 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. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
  • 18. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 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. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
  • 19. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS La afinidad electrónica es la energía puesta en juego que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso. Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para un mol de átomos. 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. AFINIDAD ELECTRÓNICA
  • 20. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 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. AFINIDAD ELECTRÓNICA
  • 22. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto, es una propiedad de los átomos enlazados. La ESCALA DE PAULING es la medida de la electronegatividad más utilizada. Se expresa en unidades arbitrarias. Al flúor se le asigna el valor más alto (4,0), por ser el elemento más electronegativo, y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7. La electronegatividad aumenta con el número atómico en un periodo y disminuye en un grupo. El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el de los gases nobles. ELECTRONEGATIVIDAD
  • 23. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 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. CARÁCTER METÁLICO
  • 24. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS 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). CARÁCTER METÁLICO
  • 25. 4. PROPIEDADES PERIÓDICAS Los METALES reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización será más reactivos. La reactividad disminuye al avanzar en un periodo y 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 periodo y aumenta al descender en el grupo. En los GASES NOBLES la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables. REACTIVIDAD