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ESTRUCTURA DE LA MATERIA 3

SISTEMA PERIÓDICO Mendeleiev (columnas) y Meyer (filas) clasificaron periodicamente los elementos basandose 1º) colocar los elementos por orden creciente de sus masa atómicas y 2º) agrupar los elementos en función de sus propiedades. Este criterio presentaba algunas anomalías explicables, según Moseley, teniendo en cuenta que las propiedades químicas de los elementos dependen de la configuración electrónica, que a su vez, es función de su número atómico, y no de su masa atómica. Si se ordenan los elementos según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades. SISTEMA PERIÓDICO MODERNO: Consta de 112 elementos. Formado por:

• GRUPOS (18 columnas o filas verticales). Los elementos de un mismo grupo tienen identica c. e. de la capa de valencia (nivel energético más externo ocupado de un elemento) y tambien se parecen en su reactividad química.

• PERíODOS (7 filas horizontales). Los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de órbitas electrónicas y se corresponde con el periodo que ocupa, es decir, que tienen electrones en el mismo número de capas. Períodos cortos: 1º (2 elementos) rellenando el subnivel s, 2º y 3º (8 elementos) rellenando s y p. Períodos medios: 4º y 5º (18 elementos) rellenando s , p , y d. Períodos largos: 6º (32 elementos) s,p,d,f y 7º (incompleto) s, d, f

TIPOS DE ELEMENTOS: 1) Gases nobles: (Grupo 18) Todos tienen en su última capa np6 salvo el Helio con 1s2. 2) Elementos representativos: G1 (Alcalinos), G2 (Alcalinotérreos), G13, G14, G15, G16 y G17 (Halógenos). Tienen incompletos el nivel exterior. 3) Elementos de transición: Tienen incompleta la capa exterior y el subnivel d anterior. Los elementos de transición tienen saturado su nivel exterior ns2, por lo que presenta gran analogía en sus propiedades. Una característica es que los electrones pueden cambiar sus posiciones de los orbitales 4s-‐3d, 5s-‐4d, 6s-‐5d, por tener energía parecida, y esto da origen a las varias valencias que presentan. Todos son metales y sus compuestos son de color intenso y forman más de un compuesto con otros elementos. Ejemplos: OJO!!!

47Ag :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d 9

⇒→ 5s14d10

46Pd :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d 8

⇒→ 4d10 ; periodo:5 ; grupo: 10


4) Elementos de transición interna (Tierras raras): Son los lantánidos (6º periodo) y actínidos (7º periodo) (a partir del grupo 3). Se colocan debajo del resto para no alargar demasiado la tabla. Son los elementos de subnivel f . EJEMPLOS:

1. Dado los elementos de números atómicos 38, 85 y 52. Calcular: a) Las estructuras electrónicas e indica el electrón diferenciador. b) Grupo y periodo al que pertenece cada elemento.

c) Estructura electrónica del ión más probable de los elementos anteriores.

Sol: a) Z=38 : . Electrón diferenciador: 2º

electrón 5s . b) 5º periodo y G2 (alcalinotérreos). c) X+2 :Este elemento tiene 2 electrones en su última capa que tiende a perder para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano a él (que le antecede en la tabla periódica) .

a) Z=85 : .

Electrón diferenciador: 5º electrón de 6p b) 6º periodo y G17 (Halógenos). c) X—1 : este elemento tiende a ganar un electrón para adquirir la c. e. del gas noble que le sigue en la tabla. periódica.

a) Z=52 : . Electrón

diferenciador: 4º electrón de 5p . b) 5º periodo y G16 c) X—2 : ; Este elemento tiene

tendencia a ganar 2 electrones para llegar a la estructura del gas noble s2p6.

2. ¿Es posible la estructura electrónica 4p1 ?. En caso de respuesta afirmativa, ¿de qué elemento se trata? SOL: La estructura electrónica es correcta, tratándose de un átomo con un solo electrón en un estado excitado ( el electrón tiene más energía en la órbita 4p que en la 1s). Por tanto hablamos del hidrógeno.

3. Explicar razonadamente por la estructura electrónica, por qué el Fe forma los iones Fe2+ y Fe3+, mientras que el Zn solo forma el ion Zn2+, si ambos tienen 2 electrones de valencia.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4 f 14 5d10 6p5

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4 f 14 5d10 6p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d10 5p4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4 p6 5s2 4d10 5p6


Sol: Fe = 26 ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ; Vemos que además de perder los electrones de la capa 4s2 puede perder alguno más de d, porque los tiene incompletos. Zn = 30 ; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 ; Vemos que solo puede perder los electrones de la capa 4s2 porque la capa d esta completa y, por tanto, está estable.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Estas propiedades de los átomos dependen fundamentalmente de la estructura electrónica externa. Por esta razón, todos los elementos de un grupo, al tener la misma estructura electrónica externa, tienen un comportamiento semejante en estas propiedades, que son: Energía de ionización, afinidad electrónica, la electronegatividad, radio atómico y radio iónico, volumen, las valencias iónicas y covalentes. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (Ei) : Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo neutro en forma de gas y en su estado electrónico fundamental.

• El proceso lo podemos representar mediante la ecuación:

X(g)+ Ei → X + (g)+1e− . • En este proceso la energía siempre tiene un valor positivo (sistema

endotérmico)ya que cualquier átomo constituye un sistema estable y arrancarle un electrón de su capa más externa requiere cierto aporte de energía.

• Existe 1ª Ei , 2ª Ei , etc , según arranquemos el electrón más externo, el siguiente, y así sucesivamente: X(g)+ Ei2 → X 2+ (g)+1e− ;X(g)+ Ei3 → X 3+ (g)+1e−

• En un grupo la Ei aumenta de abajo a arriba (al subir en un grupo, los electrones periféricos estarán más fuertemente atraídos al encontrarse más cerca del núcleo, por tanto, será necesaria más energía para arrancarlos).

• En un período, en general la Ei aumenta de izquierda a derecha (en ese sentido aumenta la carga nuclear, que se traduce en una mayor atracción del núcleo sobre el electrón y por tanto, será necesaria más energía para arrancarlo). Excepciones: Be (Z = 4) / B (Z=5) y Mg (Z=12) /Al (Z = 13) debido a que una configuración electrónica de valencia ns2 en más estable que la c. e.


ns2 np1 ; N (Z = 7) / O (Z = 8) y P (Z=15) / S (Z = 16) ) debido a que una configuración electrónica de valencia ns2 np3 en más estable que la c. e. ns2 np4.

• Los gases nobles necesitan una Ei muy alta para poder arrancar su electrón exterior debido a su estructura estable.

AFINIDAD ELECTRÓNICA (Ae) : Es la energía intercambiada por un átomo neutro en estado gaseoso cuando acepta un electrón para formar un ión negativo.

• El proceso lo podemos representar mediante la ecuación:X(g)+1e− → X − (g)+ Ae ó X(g)+1e

− Ae⎯ →⎯ X − (g) • Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico. • El valor de la Ae informa de la tendencia a formar anión; cuanta más energía

se desprenda en su proceso de formación más fácilmente se constituirá el anión.

• En un grupo la Ae aumenta de abajo a arriba. • En un período, en general la Ae aumenta de izquierda a derecha.

(Igual que Ei) • Los halógenos forman aniones con mayor facilidad ya que su c. e. es ns2 np5

y necesitan un e— para llegar a la c.e. del gas noble (muy estable). • Los alcalinotérreos y los elementos del grupo 15 presentan una mínima

tendencia a aceptar un electrón y esto es debido a que sus estructuras electrónicas externas son ns2 y ns2 np3, respectivamente, que confieren estabilidad adicional al sistema.

• Los gases nobles tienen una afinidad electrónica muy cercana al 0 y positivas (endotérmica) ya que estos no tienen ninguna tendencia a formar un anión.

• La Ae de cualquier anión es positiva, es decir, los aniones no presentan tendencia a aceptar electrones debido a la repulsión que se da entre los electrones adicionales. ELECTRONEGATIVIDAD: Es la capacidad o tendencia que tiene un átomo de un elemento dado de atraer hacia sí el par de electrones compartidos en un enlace (covalente). Es la media aritmética de la Ei y Ae.

• En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo a arriba. • En un período, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha.

(Igual que Ei y Ae) • Los gases nobles carecen de valor de la electronegatividad. (Estos

elementos se caracterizan por su mínima tendencia a formar enlaces con los demás elementos).

• El elemento más electronegativo es el flúor y el menos el cesio Cs.


CARÁCTER METÁLICO : Tendencia que tiene un átomo a perder electrones. Cuanto mayor es la facilidad a perder electrones, mayor es el carácter metálico del elemento. CARÁCTER NO METÁLICO: Tendencia que tiene un átomo a ganar electrones. Cuanto mayor es la facilidad de ganar electrones, mayor es el carácter no metálico del elemento.

• PROPIEDADES FÍSICAS: M = METAL ; NM = NO METAL Conductividad eléctrica:

M :Elevada. Disminuye al aumentar ta temperatura. NM :Deficiente,excepto el carbono en su forma alotrópica de grafito.

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Conductividad térmica:

M :Elevada. NM :Deficiente,excepto el carbono en su forma alotrópica de grafito.

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Brillo:M :Gris metálico, excepto cobre y oro. NM :Sin brillo.

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Estado de agregación:

M : Sólidos, excepto mercurio. Punto de fusión del cesio y galio es bajo:30ºC NM : Sólido, líquido, gaseoso

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Ductilidad: M :dúctiles. NM :No son dúctiles.

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Tipo de enlace:M :En estado sólido, enlace metálico. NM :Moléculas con enlaces covalentes.

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Características físicas:M :Maleables. NM :En estado sólido son quebradizos.

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• PROPIEDADES QUÍMICAS:

Electrones de valencia: M :Pocos: 3 o menos NM :Muchos: 4 o más.

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Afinidad electrónica:

M : Débil tendencia a aceptar electrones. NM : Alta tendencia a aceptar electrones: forman aniones con facilidad.

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M : Débil tendencia a aceptar electrones. NM : Alta tendencia a aceptar electrones: forman aniones con facilidad.

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Energía de ionización:M :Baja: forman cationes con facilidad.NM : Elevada.

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Electronegatividad:M :Baja NM : Elevada.

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Compuestos:M : Iónicos con los NM. NM : Iónicos con los M y moleculares con otros NM.

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RADIO ATÓMICO: es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre si en un sólido metálico o en una molécula de una sustancia covalente.

• En un período, al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico ya que (al ser el mismo número de capas) se produce una mayor atracción sobre la envoltura electrónica con la consiguiente contracción de esta. En un mismo periodo el radio aumenta de derecha a izquierda (al contrario que Ei y Ae.) .

• En un mismo grupo, el radio aumenta hacia abajo ya que se incrementa el número de niveles ocupados.

• Volumen atómico: Es el volumen que ocupa un mol de un elemento. Se calcula dividiendo la masa atómica en gramos por la densidad. El aumento del volumen de un átomo en los grupos y períodos coincide con el del radio atómico.

• Radios iónicos: es el radio del ión que puede formar un elemento.

Cationes o ion positivo: su radio es siempre menor que el de su átomo neutro. Se pierden electrones, entonces, más carga positiva del núcleo que negativa, entonces, atracción electrostática hacia el núcleo.

Aniones o ion negativo: su radio es siempre mayor que el de su átomo neutro. Al ganar electrones el átomo, aumenta la repulsión electrostática entre ellos y aumenta el radio.

EN RESUMEN, Las propiedades crecen:

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