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UNIDAD 2 : TABLA PERIODICA
CLASIFICACIÓN DE LOS
ELEMENTOS Los científicos a comienzos del siglo XIX, han
agrupado los elementos químicos en tablas, ordenadas en función de sus propiedades.
Primeras clasificaciones:
Los científicos ven la necesidad de clasificar loselementos de manera que permita su estudio mássistematizado;
tomaron como base las similitudes químicas yfísicas de los elementos,
Algunos de los científicos que consolidaron laactual ley periódica son:
Johan W. Dobereiner
Este químico alemán, en 1817 Hace su clasificación:existen ciertos grupos de tres elementos conpropiedades químicas similares, los llamó triadas.
Posteriormente 1827 señaló la existencia de otros gruposde tres elementos en los que se daba la misma relación:cloro, bromo y yodo
Triadas de Döbereiner
LitioLiCl
LiOHCalcio
CaCl2CaSO4
AzufreH2S
SO2
SodioNaCl
NaOHEstroncio
SrCl2SrSO4
SelenioH2Se
SeO2
PotasioKCl
KOHBario
BaCl2BaSO4
TelurioH2Te
TeO2
En 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que
indicaba una cierta regularidad entre los elementos
químicos.
Intentó relacionar las propiedades químicas de estos
elementos (y de sus compuestos) con los pesos
atómicos
Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio
de los pesos de los elementos extremos, es parecido al
peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo,
para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos
de los extremos son respectivamente 36, 80 y 127; si
sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos
81, que es aproximadamente 80
John Newlands
Organiza los elementos en grupos de ocho, enorden ascendente de sus pesos atómicos yencuentra que en cada octavo elemento existíarepetición o similitud entre las propiedadesquímicas de algunos de ellos, las octavas
Li
6,9
Na
23,0
K
39,0
Be
9,0
Mg
24,3
Ca
40,0
B
10,8
Al
27,0
C
12,0
Si
28,1
N
14,0
P
31,0
O
16,0
S
32,1
F
19,0
Cl
35,5
Las Octavas Esta ley mostraba un cierto ordenamiento de los elementos
en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre
sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas
propiedades iban variando progresivamente.
Li
6,9
Na
23,0
K
39,0
Be
9,0
Mg
24,3
Ca
40,0
B
10,8
Al
27,0
C
12,0
Si
28,1
N
14,0
P
31,0
O
16,0
S
32,1
F
19,0
Cl
35,5
grupos
Periodos
Octavas
El nombre se basa en la intención
de Newlands de relacionar estas
propiedades con la que existe en
la escala de las notas musicales,
por lo que dio a su
descubrimiento el nombre de ley
de las octavas
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla,
este ordenamiento no fue apreciada por la comunidad
científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23
años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que
concedió a Newlands su más alta condecoración, la
medalla Davy.
Li
6,9
Na
23,0
K
39,0
Be
9,0
Mg
24,3
Ca
40,0
B
10,8
Al
27,0
C
12,0
Si
28,1
N
14,0
P
31,0
O
16,0
S
32,1
F
19,0
Cl
35,5
Dimitri Mendeleev y Lothar Meyer
La clasificación de los elementos la llevarona cabo de acuerdo con los criteriossiguientes:
Colocaron los elementos por orden crecientede sus masas o pesos atómicos.
Situaron en el mismo grupo elementos quetenían propiedades comunes como lavalencia.
Dimitri Mendeleev y Lothar Meyer
En 1869, clasificaron a los elementos
distribuyéndolos en ocho grupos, de
tal manera que aquellos elementos de
propiedades similares quedaban
ubicados en el mismo grupo y dejaron
espacio para elementos que no habían
sido descubiertos.
La tabla periódica de Mendeleeve y Meyer
Incluyo 66 elementos, pero en 1900 ya se
habían descubierto 30 elementos más, los
cuales los incluyeron en los espacios vacíos,
a pesar de que esta tabla periódica tuvo éxito,
sus primeras versiones presentaron ciertas
incongruencias, posteriormente se agregaron
los gases nobles y los elementos
radioactivos; por lo cual surgió el problema
de las irregularidades que existían para
respetar el-
criterio de ordenamiento por peso atómico
creciente y la agrupación por familias con
propiedades químicas similares. Ejemplos de esta
dificultad se encuentran en las parejas telurio-yodo,
argon-potasio y cobalto-níquel, ya que al
comparar los pesos atómicos de los elementos de
cada pareja se observa que dichos pesos atómicos
disminuyen, por lo tanto se hace necesario alterar
el criterio de pesos atómicos crecientes en favor
de la agrupación en familias con propiedades
químicas semejantes.
Tabla periódica actual En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x
determinó los números atómicos de los elementos y con éstos creó unanueva organización para los elementos descubiertos, basada en laactual “Ley periódica”.
Esta ley establece que: "Las propiedades químicas de los elementosson función periódica de sus números atómicos"
Esto significa que cuando se ordenan los elementos en formaascendente de sus números atómicos, aparecen grupos de ellos conpropiedades químicas similares y propiedades físicas que varíanperiódicamente.
Estructura de la tabla periódica La tabla periódica consta de 7
filas horizontales llamadas
periodos, numerados del 1 al 7
y de 18 columnas verticales llamadas
grupos o familias, numerados, según
la IUPAC del 1 al 18
Estructura de la tabla periódica Periodos: Serie de elementos ordenados en forma
horizontal, donde sus propiedades químicas
cambian progresivamente.
En los periodos: los elementos están ubicados en
orden creciente de su número atómico, de modo que
cada elemento se diferencia del anterior por un
electrón, denominado electrón diferenciante
El número de elementos en los períodos, coincide
con el número de electrones en los niveles de
energía, así.
Período Nº de
elementos
Elementos
1° 2 Periodo corto H, He
2° 8 Periodo corto Li al Ne
3° 8 Periodo corto Na al Ar
4° 18 Periodo largo K al Kr
5° 18 Periodo largo Rb al Xe
6° 32 Periodo largo Cs al Rn
7° 32 Periodo largo Fr al Uo
Periodos cortos
P largos
Grupos o familias:
Serie de elementos
ordenados en forma
vertical, cuyas
propiedades químicas son
similares, ya que presentan
la misma configuración de
la capa externa. Estos
grupos reciben nombres
particulares así:
Grupo Nombre Capa de valencia
generalizada
1 Alcalinos ns1
2 Alcalino térreos ns2
13 Térreos ó familia del boro ns2np
1
14 Carbonoides o flia. del
carbono
ns2np
2
15 Nitrogenoides o flia.del
nitrógeno
ns2np
3
16 Anfígenos o flia del oxigeno ns2np
4
17 Halógenos ns2np
5
18 Gases nobles ns2np
6
Grupo 3: Familia del escandio
Grupo 4: Familia del titanio
Grupo 5: Familia del vanadio
Grupo 6: Familia del cromo
Grupo 7: Familia del manganeso
Grupo 8: Familia del hierro
Grupo 9: Familia del cobalto
Grupo 10: Familia del níquel
Grupo 11: Familia del cobre
Grupo 12: Familia del zinc
Capa de valencia: Es la capa mas externa de un elemento donde
se encuentran los electrones de valencia
Electrones de valencia: Son los electrones mas externos de
un elemento, los cuales participan en las reacciones químicas
Ejemplo:1
Capa de valencia de los elementos representativos
Grupo 1
1H: 1s1
3Li: 1s2, 2s
1
11Na: 1s2, 2s
22p
6, 3s
1
19K: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
1
Los elementos anteriores poseen 1 electrón de valencia y la
generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns1
Ejemplo:2
Grupo 2
4Be: 1s2, 2s
2
12Mg: 1s2, 2s
22p
6,3s
2
20Ca: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
2
38Sr: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
6, 5s
2
Los elementos anteriores poseen 2 electrones de
valencia y la generalización de la capa de valencia para
dicho grupo es: ns2
3. Grupo 13
5B: 1s2, 2s
22p
1
13Al: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
1
31Ga: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
1
Los elementos anteriores poseen 3 electrones de valencia y la
generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2np1
4. Grupo 14
6C: 1s2, 2s
22p
2
14Si: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
2
32Ge: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
2
Los elementos anteriores poseen 4 electrones de valencia y la
generalización de la capa de valencia para dicho grupo es: ns2np
2
5. Grupo 15
7N: 1s2, 2s
22p
3
15P: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
3
51Sb:
Los elementos anteriores poseen 5 electrones de valencia y la generalización de la
capa de valencia para dicho grupo es: ns2
np3
6. Grupo 16
8O: 1s2, 2s
22p
4
16S: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
4
34Se:
52Te:
Los elementos anteriores poseen 6 electrones de valencia y la generalización de la
capa de valencia para dicho grupo es: ns2
np4
7. Grupo 17
9F: 1s2, 2s
22p
5
17Cl: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
5
35Br:
53I:
Los elementos anteriores poseen 7 electrones de valencia y la generalización de la
capa de valencia para dicho grupo es: ns2
np5
8. Grupo 18
10Ne: 1s2, 2s
22p
6
18Ar: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6
36Kr:
54Xe:
Los elementos anteriores poseen 8 electrones de valencia y la generalización de la
capa de valencia para dicho grupo es: ns2
np6
Capa de valencia para algunos elementos de transicion
1. Grupo 3
21Sc: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
1
39Y: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
6, 5s
24d
1
57La:
La generalización de la capa de valencia para el grupo 3 es: ns2(n-1)d
1
2. Grupo 4
22Ti: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
2
40Zr: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
6, 5s
24d
2
72Hf:
La generalización de la capa de valencia para el grupo 4 es: ns2(n-1)d
2
4. Grupo 7
25Mn: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
5
75Re:
La generalización de la capa de valencia para el grupo 7 es: ns2(n-1)d
5
5. Grupo 12
30Zn: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
10
48Cd: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
6, 5s
24d
10
80Hg:
La generalización de la capa de valencia para el grupo 12 es: ns2
3. Grupo 5
23V: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
3
41Nb: 1s2, 2s
22p
6, 3s
23p
6, 4s
23d
104p
6, 5s
24d
3
73Ta:
La generalización de la capa de valencia para el grupo 5 es: ns2(n-1)d
3
Clasificación de los elementos Electrón diferenciante: Es el último electrón de un átomo
que lo hace diferente a otro
1. De acuerdo a su electrón diferenciante:
a) Representativo
b) Transición
c) Transición interna o tierra rara
2. De acuerdo a sus propiedades:
a) metales,
b) no metales y
c) semimetales
Clasificación de los elementos a) Representativo: Son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en
subniveles tipo“s”(grupos 1,2) o
“p”
(grupos del 13 al 18)
b) Transición: Son aquellos elementos que su último electrón se encuentra en
subniveles tipo“d”
(grupos del 3 al 12)
c) Transición interna o tierra rara: Son aquellos elementos que su último electrón se
encuentra en subniveles tipo f (lantánidos, actínidos)
Representativos
Representativos
Transición
Transición interna
Clasificación de los elementos
Clasificación de los elementos a) Metales: serie de elementosubicados a la izquierda de la tablaperiódica, se caracterizan por perderelectrones y formar iones positivos ócationes es decir, se carganpositivamente.
-Generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres,propiedades que se conocen como maleabilidad y ductilidad.-Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto Hg, Ga, Cs y Fr.-Al combinarse con no metales ceden electrones por lo que adquierencargas positivas (cationes).
Las características de los metales son:-Conducen con facilidad el calor y la electricidad. -Presentan brillo metálico
b) No metales: serie de elementos ubicados a la derecha de la tablaperiódica, se caracterizan por ganar electrones y formar iones negativos esdecir, se cargan negativamente
Los no metales presentan las siguientes características:Son malos conductores del calor y la electricidad.No son maleables ni dúctiles.Aceptan o ganan electrones al combinarse con los metalesadquiriendo así cargas negativas (aniones).
c) Semimetales ó metaloides: serie de elementos ubicados a
ambos lados de la línea quebrada, se caracterizan por
presentar propiedades de metales y no metales
Series isoelectrónicas Son especies químicas que tienen el mismo numero de
electrones en sus configuraciones electrónicas Ejemplos: 1. El neón (Ne) posee la siguiente configuración electrónica:
1s2
2s2
2p6
las siguientes especias químicas tienen la misma configuraciónelectrónicas del elemento neón:
Na1+
: 1s2
2s2
2p6
F1-
: 1s2
2s2
2p6
O2-
: 1s2
2s2
2p6
Mg2+
: 1s2
2s2
2p6
Por tanto todos ellos forman una serie isoelectrónica
Series isoelectrónicas 2. El argón (Ar) posee la siguiente configuración
electrónica: 1s2
2s2
2p6
3s23p
6, por lo tanto la serie
isoelectrónica de dicho elemento son:
Cl1-
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
K1+
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
S2-
: 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Ca2+
: 1s2
2s2
2p63s
23p
6
Propiedades periódicas: Son propiedades de los elementos que varían
regularmente en función de su configuración
electrónica, esto es, de su posición en la tabla periódica.
Por eso se denominan propiedades atómicas periódicas.
Algunas propiedades periódicas importantes:
Radio atómico Afinidad electrónica
Radio iónico Carácter metálico y no metálico
Energía de ionización
Electronegatividad
Radio atómico: Medida del tamaño del átomo.
Definición: mitad de la distancia existente entre los núcleos de
dos átomos de la misma molécula
Considerando una molécula diatómica como el Cl2, Se asume que
el radio de un átomo de Cl es la mitad de la distancia
experimentalmente determinada entre los centros de los dos átomos
Átomo de cloro.Las unidades del radio atómico
pueden ser: amstrong
ó picómetros (pm),
1 = 1x10-8 cm
1 = 1x10-10 m
1pm = 1x10-12 m
a) átomos (Na) b) molécula (Cl2)
+
+
Variación del radio
atómico en grupos y
periodos:
aumenta
aumenta
Radio iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o
ganado electrones.
El átomo adquiere la estructura electrónica del gas noble
más cercano.
Existen dos casos:
1. Que el elemento gane electrones
2. Que el elemento pierda electrones
El elemento gana electronesLa ganancia de electrones por un átomo no metálico es
acompañada por un aumento de tamaño y se
transforma en un anión ó ión negativo
El elemento gana electrones Ejemplo: los halógenos o grupo (17),
Configuración electrónica en el último nivel: ns2np5
pueden aceptar un electrón en np5 para adquirir laconfiguración electrónica de un gas noble, ns2np6
El elemento gana estabilidad y se transforma en unanión (ión con carga negativa)
los radios de estos iónes con carga negativa(aniones) son mas grandes que los radios atómicosneutros de los cuales se derivan,
Porque son mas grandes?. debido a que la carganuclear es constante en ambos casos, mientras que elnúmero de electrones del ión es mayor. Esto produceun aumento de la repulsión electrónica y unadisminución de la atracción por el núcleo y por tantose produce un aumento de tamaño.
radio atómico
radio del anión
El elemento pierde electrones La pérdida de electrones por un átomo metálico
aislado implica una disminución de su tamaño.
Generalmente se pierden los electrones de valencia y el elemento se transforma en un catión.
ejemplo, los metales alcalinotérreos (grupo 2) suConfiguración electrónica en su último nivel: ns2. Cuandopierden estos dos electrones externos adquieren laconfiguración electrónica del gas noble que les precede enla tabla periódica, aumentando su estabilidad ytransformándose en un catión con dos cargas positivas(Mg+2, Ca+2,, Ba+2, etc.).
Radio iónico y radio atómico
Los radios de los
iones con carga
positiva (cationes)
son más pequeños
que los radios
atómicos neutros de
los cuales se derivan
Radio iónico
radio atómico
Comparación entre el radio atómico y radio iónico
Energía de ionización: (EI) Energía mínima necesaria para arrancar un electrón
de un átomo gaseoso neutro de su nivel externo yconvertirse en un ión positivo
A°(g) + E → A+(g) + e-
Las unidades en que se expresa la (EI) son: Kcal, Cal, kJ
E: es la energia de ionización
Variación de la energía de ionización en grupos y periodos
+
+
Afinidad electrónica Energía que se libera o absorbe cuando un átomo neutro,
gaseoso y en estado fundamental, capta o gana un electrón y se convierte en un ión negativo.
Variación de la afinidad electrónica en grupos yperiodos:
+
+
Electronegatividad: EN Tendencia que poseen ciertos elementos en atraer
electrones cuando se combina con otro átomo para
formar un enlace químico
EN se incrementa
+
+
● Carácter metálico y no metálico Carácter metálico: capacidad que poseen algunos
elementos en perder electrones y formar iones positivos o
cationes
Carácter no metálico: capacidad que poseen algunos
elementos en ganar electrones y formar iones negativos o
aniones
