Evolució històrica

La taula periòdica o sistema periòdic és una ordenació de tots els elements coneguts, d'acord amb les seves propietats. A la taula periòdica actual s'hi ha arribat després de fer alguns intents d'ordenació amb criteris molt diferents als actuals.

Les diferents classificacions han estat marcades per fets experimentals que han portat al descobriment de nous elements:

Prehistòria Fosa de minerals Descobriment de l'or, ferro, coure, sofre

Segle XVIII Utilització de tubs de vidre per contenir gasos

Es van identificar gasos com l'oxigen i el clor

Segle XIX Electròlisi Va permetre obtenir sodi, potassi, liti, calci

Espectroscopia Va permetre descobrir el cesi

Destil.lació d'aire líquid Es van identificar gasos nobles com l'heli, neó, argó i criptó

Segle XX Reaccions nuclears Elements radioactius naturals i artificials

O

Les primeres classificacions es basaven en l'aparença dels elements.

A. Tríades de Döbereiner

El 1829 J. Döbereiner va separar els elements en metàl.lics i no metàl.lics i els va ordenar per ordre creixent de masses atòmiques, va ser llavors quan va observar grups de tres elements amb propietats similars, en els quals les masses atòmiques eren aproximadament iguals o la massa atòmica de l'element del mig era la mitjana aritmètica de les dels altres dos.

Similar Mitjana 23,01 Mitjana 24,52 Mitjana 81,17

Fe 55,85 Li 6,94 Be 9,01 Cl 35,45

Co 58,93 Na 22,99 Mg 24,3 Br 79,90

Ni 58,71 K 39,09 Ca 40,08 I 126,90

B. Octaves de NewlandsNewlands va ordenar en els elements segons la massa atòmica i es va

adonar que les propietats es repetien cada vuit elements, és a dir les del vuitè, s'assemblave a les del primer. Això va fer que enunciés la següent llei “El vuitè element, a partir d'un element donat, és una mena de repetició del primer, com la nota vuitena d'una octava musical”.

H Li Be B C N OF Na Mg Al Si P SCl K Ca Cr Ti Mn Fe

Aquesta ordenació no es prendre en consideració ja que a partir d'un element ja no es complia.

C. Taula de MendeleievMeyer, analitzant les propietats físiques i Mendeleiev, estudiant-ne les

químiques, per separat, van arribar a les mateixes conclusions quan van ordenar per ordre creixent de massa atòmica els elements coneguts. En aquestes circumstància s'observa una repatició cíclica de les propietats dels elements.

A més Mendeleiev va fer una sèrie de prediccions sobre elements desconeguts en aquell moment, que posteriorment es van descobrir com l'ekabor (Sc), l'ekaalumini (Ga), L'ekasilici (Ge).

Aquesta ordenació és la base de l'actual taula periódica.

La taula periódica actualLa taula periòdica actual es basa en el coneixement de l'estructura

electrònica i és una ordenació dels elements per ordre creixent de nombre atòmic.

Està formada per 18 grups i 7 períodes a més dels lantànids i els actínids que es coneixen amb el nom de terres rares

A. Períodes

Són les files horitzontals.Període 1: només té 2 elements.Període 2 i 3: tenen 8 elements cadascunPeríodes 4 i 5: tenen 18 elements cadascunPeríode 6: té 18 elements, més 14 dels lantànids, en total 32 elements.Període 7: té com l'anterior 32 elements. A partir de l'urani, són elements

sintétics.

B. Grups

Representen les columnes verticals i els elements d'un mateix grup tenen propietats semblants.

Grup 1: alcalins Grup 15: família del nitrogenGrup 2: alcalinoterris Grup 16: família de l'oxigenGrup 3 al 12: elements de transició Grup 17: família dels halògensGrup 13: família del bor Grup 18: gasos noblesGrup 14: família del carboni

Els lantànids i els actínids també es coneixen amb el nom d'elements de transició interna.

L'estructura electrònica i la taula periòdica

L'estructura electrònica ens dóna informació sobre la posició que ocupa l'element en la taula periódica:

Període: coincideix amb el nivell energètic més alt.O (Z = 8) 1s22s22p4 l'oxigen pertany al període 2

Grup: tots els elements d'una mateixa família tenen la mateixa configuració electrònica en el seu últim nivell.

Dividirem la taula periòdica en quatre grups:

Elements representatius, gasos nobles, elements de transició ielements de transició interna.

Elements representatiusCorresponen als elements dels grups 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17Es caracteritzen per tenir els electrons del nivell energètic més alt en

orbitals s o pLa seva configuració electrònica varia des dens1 fins a ns2np5

Per saber el grup al què pertanyen cal tenir en compte els electrons totals de l'últim nivell:

Si té:1e- Grup 1 Exemple: Na: 1s22s22p63s1

2e- Grup 2 Exemple: Mg: 1s22s22p63s2

3e- Grup 13 Exemple: Al: 1s22s22p63s23p1 4e- Grup 14 Exemple: Si 1s22s22p63s23p2

5e- Grup 15 Exemple: P 1s22s22p63s23p3

6 e- Grup 16 Exemple: S 1s22s22p63s23p4

7 e- Grup 17 Exemple: Cl 1s22s22p63s23p5

L'hidrogen no té lloc definit en la taula periòdica. Si bé per la seva configuració electrònica es situaria en el grup 1, però no té les propietats característiques d'aquest grup.

Elements de transicióSón els elements dels grups 3 al 12 de la taula periòdica.Tots són metalls.Es caracteritzen perquè van completant els orbitals dLa seva configuració varia:

des de ns2(n-1)d1 fins a ns2(n-1)d10

Aquest fet provoca que els primer elements de transició no els trobem fins el 4t període

Per saber a quin grup pertany un element de transició cal sumar els electrons dels nivells ns2 i (n-1)d

Sc [Ar]4s23d1 Grup 3 Fe [Ar]4s23d6 Grup 8Ti [Ar]4s23d2 Grup 4 Co [Ar]4s23d7 Grup 9V [Ar]4s23d3 Grup 5 Ni [Ar]4s23d8 Grup 10Cr [Ar]4s13d5 Grup 6 Cu [Ar]4s13d10 Grup 11Mn [Ar]4s23d5 Grup 7 Zn [Ar]4s23d10 Grup 12

Les anomalies que presenten els elements dels grups 6 i 11 provenen de la gran estabilitat que tenen els orbitals d quan estan plens o semiplens.

Aquesta situació es torna a produir en els elements del 5è període dels mateixos grups, però no passa en els del 6è.

Elements de transició internaEstan formats pels lantànids (58 fins al 71) i els actínids (a partir del 89).

Tenen configuracions electròniques on es van omplint els orbitals f.

Tenen configuracions electròniques amb moltes anomalies.

Gasos nobles

Estan formats pels elements del grup 18 de la taula periòdica:

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (radioactiu)

Tenen una configuració del tipus:

ns2np6, menys l'heli que té només 2 electrons, 1s2

Són gasos que tenen molécula monoatòmica i són molt estables. Aquesta estabilitat es deguda a que tenen l'última capa completa.

Propietats periòdiques

Com que els elements del sistema periòdic estan ordenats segons el nombre atòmic i, per tant, la seva configuració electrònica, és de preveure que les seves propietats també experimentin variacions periòdiques tant al llarg dels períodes com en el grup on es troben els elements.

Estudiarem les següents propietats periòdiques:

* Volum atòmic.* Radi atòmic i radi iònic.* Potencial d'ionització* Afinitat electrònica o electronegativitat.

A. Volum atòmic

És la relació entre la massa atòmica d'un element i la seva densitat. Tot i que en realitat es calcula per 1 mol d'àtoms.

Massa atòmica = Volum atòmic x densitat

Dins de cada grup el volum atòmic augmenta de dalt a baix i al llarg d'un període disminueix cap el centre, per tornar a augmentar lentament cap al final. Això últim és degut a que quan s'augmenta el nombre d'electrons es produeixen dos efectes oposats:

1. Augmenta l'atracció electrostàtica amb el nucli (provoca disminució de volum).2. Augmenta la repulsió entre els electrons (produeix augment de volum).Segons aquests dos efectes el volum màxim el tenen els elements del grup 1

(alcalins)

Disminueix - Augmenta +

+Variació del

volum atòmic

B. Radi atòmic i radi iònic

Radi atòmic es defineix com la meitat de la distància entre dos nuclis de l'element.

Augmenta de dalt a baix en un grup, mentre que en un període va disminuint, ja que quan augmenta la càrrega del nucli i s'afegeixen electrons al mateix nivell energètic, aquests són atrets amb més força pel nucli.

Així doncs, els elements amb més radi atòmic són els del grup 1, augmentant cap a baix dintre del grup.

El radi iònic és el radi que té un àtom quan ha perdut o guanyat electrons, adquirint l'estructura de gas noble.

Per exemple, els elements del grup 1 és fàcil que perdin un electró. Quan això es produeix, el nucli atreu més fortament els electrons de l'escorça, amb la qual cosa el radi iònic és més petit que el radi atòmic.

Succeeix el contrari en els elements del grup 17, ja que amb la configuració ns2np5, és més fàcil captar un electró, així el nucli atreu menys als electrons de l'escorça i en aquest cas el radi iònic serà més gran que l'atòmic..

Generalitzant, els ions carregats negativament (anions) són sempre més grans que els àtoms neutres. Mentre que els positius (cations) són sempre menors que els àtoms neutres dels què deriven.

Entre dos ions amb igual nombre d'electrons té més radi el de nombre atòmic més petit, ja que la força atractiva del nucli és més petita en ser més petita la seva càrrega.

Dins d'un grup o d'un període el radi iònic varia igual que el radi atòmic.

C. Potencial d'ionitzacióEl potencial d'ionització, és l'energia que s'ha de subministrar a un àtom neutre, gasós i en estat fonamental per arrencar l'electró més feblement atret.

Es pot expressar:

Àtom neutre gas + Energia g Ió positiu gas + e-

L'energia d'ionització s'expressa eb kJ/mol.

L'energia d'ionització més petita correspon als elements del grup 1. A més dins de cada grup disminueix de dalt a baix.

L'energia d'ionització més elevada correspon als gasos nobles i dintre del mateix període augmenta d'esquerra a dreta.

D. Afinitat electrònica i electronegativitat

Afinitat electrònica és l'energia que desprén un àtom neutre, gasós i en estat fonamental en captar un electró, formant-se un ió gasós amb carrega negativa.

Àtom neutre gasós + e- g Ió negatiu + Energia (afinitat electrònica)

Aquesta propietat és la contrària al potencial d'ionització.

Els àtoms que tenen una energia d'ionització baixa, tenen tendència a cedir electrons i no a captar-los, per tant presenten una afinitat electrònica baixa.

Per tant l'afinitat electrònica varia igual que el potencial d'ionització al llarg del sistema periòdic i també és mesura en kJ/mol.

Electronegativitat: És la tendència que té un àtom a atreure electrons. L'element més electronegatiu és el fluor. L'electronegativitat augmenta en un període d'esquerra a dreta i dins d'un grup de baix a dalt.

I

Aplicacions

1. Considerant els elements B, C i Al i utilitzant només el nombre atòmic de cadascun (5, 6 i 17 respectivament), digueu quin dels tres elements té:

a) més radi atòmicb) L'energia d'ionització més gran.

2. Ordeneu de més gran a més petit el potencial d'ionització dels elements: Cl, Na, B, Ne, Co, I i Rb

3. Ordeneu de més gran a més petit el volum dels elements Cd, Hg i Zn.

4. Ordeneu de més gran a més petita l'electronegativitat dels elements Ba, Cs, As. Br, Li, K i Ti.

5. Utilitzant el nombre atòmic, compareu els elements Ca (Z = 20), Sr (Z = 38) i Rb (Z= 37) respecte al seu radi atòmic i la seva energia d'ionització.