Unidad 3B - Física y Química (1º Bachillerato): Sistema periódico

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Sistema Periódico
1º Bachillerato

2. Sistema Periódico
• Los orígenes de la tabla periódica
• Sistema periódico actual
• Periodicidad y configuración electrónica
• Radio atómico
• Radio iónico
• Energía de ionización
• Afinidad electrónica
• Electronegatividad
• Carácter metálico y no metálico

3. Los orígenes de la tabla periódica
Hasta comienzos del S. XIX sólo se distinguió entre metales y no
metales.
En 1829, Döbereiner clasificó algunos elementos de propiedades
análogas, agrupándolos de tres en tres (tríadas).
El peso atómico del elemento de en medio es parecido al promedio
de los pesos de los elementos extremos.
Encontró varias tríadas: Li-Na-K, Ca-Sr-Ba, S-Se-Te, Cl-Br-I.
Ley de las tríadas de Döbereiner

4. Los orígenes de la tabla periódica (2)
En 1862, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que
estaban ordenados por pesos atómicos los elementos conocidos,
arrollada sobre un cilindro vertical (tornillo telúrico).
Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma
generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad.

5. Los orígenes de la tabla periódica (3)
En 1863, Newlands observó que al ordenar los
elementos en orden creciente de sus pesos
atómicos, el octavo elemento a partir de cualquier
otro tenía unas propiedades muy similares al
primero (ley de las octavas).

6. Los orígenes de la tabla periódica (4)
En 1869, Dimitri Mendeleiev presentó una
clasificación de los 63 elementos conocidos hasta
entonces, basada en el orden creciente de sus
masas atómicas, y agrupados por sus propiedades
químicas semejantes.
En 1970, de manera independiente, L. Meyer
publicó su propia clasificación de los elementos
atendiendo a los volúmenes atómicos.

7. Los orígenes de la tabla periódica (5)
Tanto Meyer como Mendeleiev observaron la ley periódica:
Si los elementos se disponen de acuerdo con los pesos
atómicos, presentan diferentes propiedades físicas y químicas que
se repiten periódicamente.

8. Los orígenes de la tabla periódica (6)
Al confeccionar su tabla periódica, Mendeleiev:
• Dejó espacios vacíos, que él consideró que se trataba
de elementos que aún no se habían descubierto.
Además, predijo las propiedades de algunos de éstos:
Ga, Ge, Sc.
• Observó que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden
de masa atómica para que coincidieran las propiedades, como las
parejas Te-I y Co-Ni. Él lo atribuyó a que las masas atómicas
estaban mal medidas.

9. Los orígenes de la tabla periódica (7)
En 1913 H. Moseley, mediante estudios de rayos X,
determinó la carga nuclear (número atómico Z) de
los elementos.
Demostró que es el número atómico creciente (y no
la masa atómica) el criterio de ordenación que
responde a la variación periódica de las propiedades
físicas y químicas de los elementos.

10. Sistema periódico actual
Los elementos están colocados por orden creciente de su número
atómico (Z).
Está formado por 18 columnas verticales (grupos o familias) y 7
filas horizontales (periodos).
Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas
similares.

11. Configuración electrónica
Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma
configuración electrónica en su última capa (capa de valencia).
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas
con la configuración electrónica de su capa más externa.
El sistema periódico suele dividirse en 4 bloques, denominados
s, p, d y f, ya que corresponden a los orbitales en los que se sitúa
el último electrón de cada elemento (electrón diferenciador).
Todos los elementos del mismo periodo tienen tantos niveles de
electrones (completos o no) como indica el número del periodo.

12. Configuración electrónica (2)

13. Radio atómico
Radio atómico es la mitad de la distancia que separa los núcleos de
dos átomos iguales enlazados en un sólido.
En un mismo grupo, el radio aumenta hacia abajo, ya que al pasar
de un periodo al siguiente aumenta el número de capas de
electrones.
En un mismo periodo, el radio disminuye hacia la derecha, ya que
al aumentar la carga nuclear (Z) y por lo tanto la fuerza atractiva
sobre los electrones, disminuirá el tamaño del átomo.

14. Radio atómico (2)

15. Radio atómico (3)

16. Radio iónico
El radio de cualquier ion positivo sencillo (catión) es siempre
menor que el de su átomo neutro. El tamaño disminuye con la
carga positiva.
El radio de cualquier ion negativo sencillo (anión) es siempre
mayor que el de su átomo neutro. El tamaño aumenta con la
carga negativa.

17. Radio iónico (2)
Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e
iónicos son muy parecidas.

18. Radio iónico (3)

19. Energía de ionización
La primera energía de ionización (EI1) es la energía necesaria
para arrancar el electrón más externo de un átomo aislado en
estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. Se mide
en KJ/mol o eV/átomo.
Na ( g )
5,14 eV
Na ( g )
e
La segunda energía de ionización (EI2) es la energía necesaria
para arrancar otro electrón al ion monopositivo formado
anteriormente.
Na ( g )
47, 3 eV
Na 2 ( g )
e
Los valores de la energía de ionización son siempre positivos
(proceso endotérmico).

20. Energía de ionización (2)
En un grupo, la energía de ionización aumenta hacia arriba, ya
que los electrones periféricos estarán más fuertemente atraídos, al
estar más cerca del núcleo.
En un periodo, la energía de ionización aumenta hacia la
derecha, ya que al aumentar la carga nuclear (Z) la atracción del
núcleo sobre el electrón será mayor.
Las energías de ionización sucesivas siempre van en aumento.

21. Energía de ionización (3)

22. Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) es la energía intercambiada por un
átomo neutro en estado gaseoso cuando acepta un electrón para
formar un anión.
F (g)
e
F (g)
3, 40 eV ; AE
328 kJ mol
Los valores de la afinidad electrónica son, generalmente, negativos
(de desprende energía), aunque hay excepciones.
La afinidad electrónica en el
sistema periódico, en valor
absoluto, varía de la misma forma
que la energía de ionización.

23. Afinidad electrónica (2)
F
Cl
Br
I
At
Au
C
Cu
Ag
Los gases nobles no tienen tendencia a captar o ceder electrones.

24. Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento es la capacidad
que tiene uno de sus átomos para atraer hacia sí el
par de electrones compartido en un enlace covalente.
En 1932, L. Pauling propuso una escala relativa de
electronegatividades, en la que el flúor presenta el
máximo valor (4,0) y el francio, el mínimo (0,7).
La electronegatividad varía en el
sistema periódico de igual manera
que la energía de ionización y la
afinidad electrónica. Su variación
sigue la misma pauta.
La electronegatividad de los gases
nobles es prácticamente nula.

25. Electronegatividad (2)

26. Carácter metálico y no metálico
El carácter metálico se define en función de la electronegatividad.
Los elementos metálicos tienen:
• valores bajos de electronegatividad,
• poca tendencia a captar electrones,
• ceden electrones fácilmente para formar cationes.
El carácter metálico varía en el sistema periódico de forma inversa a
como lo hace la electronegatividad.
Los no metales tienen:
• valores altos de electronegatividad,
• poca tendencia a ceder electrones,
• captan electrones fácilmente para formar aniones.