LA TABLA PERIÓDICA

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

El químico ruso Dmitri Mendeléiev es el creador de la tabla periódica. Estudió los elementos conocidos en su época y observó que al colocarlos siguiendo un determinado orden, se repetían algunas propiedades. Asimismo, predijo el descubrimiento de nuevos elementos. En la actualidad todos ellos han sido aislados y tienen un nombre; el mendelevio se llama así en su honor. Mendeléiev aplicó sus experimentos a la producción agrícola basada en principios científicos, aumentando su rendimiento de tal forma que sus métodos se utilizaron en muchas industrias rusas.

CURSO: QUÍMICA COMÚN

MATERIAL QC N° 05

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INTRODUCCIÓN El gran número de elementos conocidos y sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente de clasificarlos. Se descubre y enuncia como consecuencia, la ley periódica de los elementos químicos y producto de ella el año 1869 se conforma la tabla periódica. J. Lothar Meyer en 1864 publica la primera versión de la tabla periódica. En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev rinden frutos y es él quien con justicia la historia menciona como creador de lo que hoy conocemos como “tabla periódica”. La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos. LA TABLA PERIÓDICA El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la distribución de los electrones en el nivel más externo la que determina principalmente su reactividad y naturaleza química. Por esta razón, aquellos elementos que poseen una distribución electrónica similar presentarán propiedades químicas similares. Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente (Z). Antiguamente la periodicidad en la clasificación de los elementos fue concebida como función de su masa atómica. Hoy se sabe ciertamente que la periodicidad; como propiedad, es función del número atómico, vale decir, depende exclusivamente de la configuración electrónica.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Entre las muchas clasificaciones que otorgamos a los elementos de la naturaleza, debemos destacar la más importante; la clasificación periódica, trabajo realizado por J. Lotear Meyer y Dimitri Mendeleiev en el año 1869, que entre otras cosas predijeron la existencia de elementos aún no encontrados. Inicialmente la periodicidad en la clasificación de los elementos fue concebida de la siguiente forma: “muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus masas atómica”, en otras palabras, son dependientes de la masa de los elementos. Hoy sabemos que esto no es así, más aún la periodicidad como propiedad es función del número atómico y por lo tanto, de su configuración electrónica. La clasificación de los elementos que en la actualidad estudiamos está presentada en forma de tabla, donde los elementos están dispuestos según orden creciente de sus números atómicos, ubicándose en columnas y filas respectivas. Las columnas son llamadas GRUPOS, en tanto las filas son denominadas PERÍODOS. Los elementos con número atómico superior a 92 son llamados transuránicos (Uranio, Z= 92) y todos son artificiales.

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Período La tabla periódica presenta 7 períodos, y cada uno de ellos ubica elementos con número atómico creciente de izquierda a derecha. El período para cada elemento indica la cantidad de niveles de energía que presenta. Así entonces, si un elemento presenta número atómico igual a 6, su configuración electrónica sería 1s2, 2s2 2p2, por lo tanto debemos ubicarlo en el período 2 (segunda fila), puesto que posee sólo 2 niveles de energía donde ubica estos 6 electrones. Si presenta Z= 16, su configuración es, 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p4 y por tanto, queda ubicado en el período 3. Grupo La tabla periódica presenta 18 columnas, cada una de ellas ubica elementos con número atómico creciente de arriba hacia abajo. Los elementos químicos en una misma columna tienen comportamiento químico similar, esto significa que presentarán el mismo tipo de reacción frente a otro elemento y por tanto enlazarán de manera similar. Los grupos se designan con número romano y van del I al VII, existe un grupo muy particular llamado grupo VIII o grupo 0 y corresponde a la familia de los gases inertes. Para el resto de los grupos existe una subclasificación llamada “familia de grupos”. Grupo A: ELEMENTOS REPRESENTIATIVOS. Grupo B: ELEMENTOS DE TRANSICIÓN EXTERNA.

NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS

GRUPO NOMBRE

I - B METALES DE ACUÑAR

I – A METALES ALCALINOS

II – A METALES ALCALINO – TÉRREOS

III – A TÉRREOS

IV – A CARBONOIDES

V – A NITROGENOIDES

VI – A ANFÍGENOS

VII – A HALÓGENOS

0 GASES INERTES

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ELEMENTOS METÁLICOS

• Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga). • Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. • Tienen brillo metálico. • Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin

romperse (confección de hilos o alambres metálicos). • Son muy buenos conductores de calor. • Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la confección de

láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).

ELEMENTOS NO METÁLICOS

• Carecen de brillo metálico. • No son dúctiles ni maleables. • Son malos conductores de corriente eléctrica y calor. • Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema periódico.

ELEMENTOS METALOIDES

• Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio, metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos.

Considerando los conceptos adquiridos respecto a la configuración electrónica y la tabla periódica, es necesario comprender y repasar algunas definiciones que serán de ayuda en futuros ejercicios:

Definiciones relevantes:

� Electrón diferencial: es el último electrón de la configuración electrónica, el más energético. Se ubica en cualquier orbital.

� Electrones de valencia: son aquellos que se encuentran en el último nivel incompleto. En algunos casos, los electrones de valencia también se ubican en el penúltimo y/o antepenúltimo nivel energético.

� Electrones desapareados: es aquel o aquellos que se encuentran “solos” en un orbital.

Ejercicio resuelto:

Resolvamos una configuración electrónica y ubiquemos al elemento dentro de un grupo:

Z = 12 • Configuración electrónica:

1s2, 2s2 2p6, 3s2

• Período y grupo al que pertenece:

P = 3; G=II

• Clasificación del elemento:

Representativo (II – A)

• Naturaleza del elemento:

Metal alcalino – térreo (MAGNESIO) • Electrones de valencia:

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• Electrones desapareados:

0

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LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

Anteriormente, hemos visto que la configuración electrónica de los elementos indica una clara periodicidad con el aumento del número atómico, por consiguiente otras propiedades mostrarán también variaciones periódicas definiendo el comportamiento químico del elemento. Examinaremos algunas de estas propiedades clasificándolas de acuerdo a su naturaleza y magnitud, pero teniendo en cuenta que todas dependen exclusivamente del número atómico del elemento.

Para una mayor compresión, es conveniente separarlas en dos grupos;

Las primeras se refieren a relaciones de tamaño y son:

• el volumen atómico molar. • los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos.

• la densidad

Las segundas; son de carácter energético y se denominan propiedades magnéticas, entre ellas destacan:

• el potencial de ionización o energía de ionización.

• la afinidad electrónica o electroafinidad.

• la electronegatividad.

Cabe mencionar que una propiedad no es periódica cuando los valores que presenta son siempre crecientes o decrecientes a medida que aumenta el número atómico. Ejemplo de éstas son la masa atómica y el calor específico. PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO Volumen Atómico Molar Se refiere al volumen ocupado por un mol de átomos. Dicho de otro modo, el volumen atómico molar corresponde a los centímetros cúbicos ocupados por un mol de átomos. “1 mol de átomos en estado gaseoso ocupa un volumen (en condiciones normales) de 22,4 litros”.

Concepto de Mol. A diario utilizamos unidades para referirnos a un número determinado de objetos. Hablamos de un par de zapatos para referirnos a 2 unidades y de una docena de huevos para decir 12. pero, ¿cómo podemos contar átomos y moléculas? Dado que son partículas muy pequeñas, es indispensable disponer de una “unidad de conteo”. La unidad que los químicos utilizan es el Mol, del latín moles que significa montón. El mol representa un número definido de átomos, moléculas, iones, electrones o cualquier otro tipo de partícula elemental.

Un Mol es la cantidad de sustancia que contiene 6,022 x 1023 partículas elementales.

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Considerando lo anterior, el volumen atómico molar (Vam) se define por la relación:

Vam = PAd

donde PA = Peso atómico

d = Densidad

El volumen para un átomo viene dado por:

V = am

0

VN

donde V = Volumen de un átomo

N0 = N° de Avogadro = 6,02 x 1023 átomos Mol

Variación del Volumen Atómico en el Sistema Periódico.

� Los volúmenes atómicos aumentan en los grupos a medida que aumenta el número atómico, es decir, con el aumento del número cuántico principal.

Por ejemplo: Grupo I-A; Li = 13,2; Na = 23,7; K = 46,5; Rb = 55,9 (cm3/mol).

� En los periodos los volúmenes atómicos disminuyen en el intervalo que va desde los metales alcalinos hasta los metales de transición y luego aumenta hasta el gas noble correspondiente.

� Los mayores volúmenes corresponden a los metales alcalinos (Grupo I-A) esto justifica sus bajas densidades, su escasa dureza y sus bajos puntos de fusión.

EL RADIO ATÓMICO Radio Atómico en Metales

Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos del metal.

Para el oro: 144 pm

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Radio atómico en No Metales

Para los no metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos en las moléculas diatómicas de los elementos.

37 pm

Molécula de H2

Como el núcleo tiene carga positiva, atrae hacia sí a los electrones, sin embargo, los electrones se repelen por su carga negativa, ambas contribuciones de fuerza electrostática determinan el tamaño de un átomo.

Variación de los Radios Atómicos en el Sistema Periódico.

� En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hasta el grupo de los halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes.

� El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carga

nuclear efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia el núcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externos contra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor. Así, por ejemplo: en el período 2 se observa que; Li = 1,52 Å; Be = 1,11 Å; B = 0,77 Å y C = 0,77 Å.

� En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuanto

mayor es el número cuántico principal de una capa, su radio es más grande.

De este modo: en el grupo I-A los radios observados son Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å; Rb = 2,44 Å. Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será:

Radios Iónicos

Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando entonces especies químicas cargadas a las cuales se les denomina iones. Por lo tanto, el radio iónico, es el tamaño de los iones, sea éste catión o anión. Podemos preguntarnos como es el radio de un catión y de un anión con respecto al elemento neutro.

RADIO ATÓMICO

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Por ejemplo: Na: 10[Ne] 3s1 ; Na+: 10[Ne] (tiene 2 niveles de energía) Se deduce r Na+ <<<< r Na Cl: 10[Ne] 3s23p5 ; Cl-: 18[Ar] (al llegar un electrón, la nube electrónica se expande). Se deduce r Cl- > r Cl Sintetizando: “El radio de un catión es menor que el radio del átomo neutro, para un mismo elemento”

“El radio de un anión es mayor que el radio del átomo neutro, para un mismo elemento” Iones Isoelectrónicos Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuración electrónica. La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) y sus respectivos radios iónicos.

F-1 Na+ Mg+2 Al+3

1.36 Å 0.95 Å 0.65 Å 0.50 Å

Para lo anterior se cumple que:

r Al+3 <<<< r Mg+2 <<<< r Na+ <<<< r F-1 Densidad en la tabla periódica En un período (fila) la densidad aumenta desde los extremos hacia el centro. En el caso de los grupos, la densidad aumenta con el aumento del número atómico. Los elementos más densos están en el centro inferior de la tabla periódica.

MAYOR DENSIDAD

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Energía de Ionización

PROPIEDADES MAGNÉTICAS Energía de Ionización o Potencial de Ionización (P.I.) La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar un electrón desde el estado fundamental o ión gaseoso. A diferencia de los átomos en los líquidos y en los sólidos, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos.

Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na está dada por el proceso siguiente:

+ -(g) (g)Na + P.I. Na + e→

“El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carga nuclear efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica”. El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la eliminación sucesiva de electrones adicionales.

Variación de la energía de ionización en el sistema Periódico.

� En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución entre los grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las configuraciones electrónicas.

� En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye.

Es necesario destacar que los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos y los mayores valores de PI a los gases nobles.

Gráfico de Potenciales de ionización para algunos metales y gases nobles

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Afinidad Electrónica o Electroafinidad (E.A.)

Los átomos no sólo pierden electrones para formar iones positivos, sino también los ganan para formar iones negativos. Como su nombre lo indica, la afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un átomo, es más probable que gane un electrón. Cuantitativamente, la afinidad electrónica se define, y se determina experimentalmente, como la energía requerida para separar un electrón de un anión gaseoso.

- -(g) (g)A + Energía A + e→

También se define como la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosa capta un electrón en su nivel más externo.

- -(g) (g)A + e A + Energía→

Tanto los factores que la condicionan como su variación en el sistema periódico son homologables al P.I., esto quiere decir que; al avanzar en los períodos, el radio atómico decrece y el electrón que se agregue a la capa externa está más cercano a una carga positiva, por consiguiente, se libera más energía cuando se agrega un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, los radios de las capas aumentan porque el número cuántico principal es mayor. El electrón agregado está más lejos de la carga positiva en el núcleo. En consecuencia, la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón es menor. Electronegatividad (E.N.) La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica. La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permite decidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula. La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlaces, postula una escala donde asigna el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien tiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para el cesio elemento que tiene la menor atracción por un par electrónico enlazado. En la tabla siguiente se presentan algunos elementos con su correspondiente electronegatividad.

H 2,1 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 Cl 3,0 K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Br 2,8

Variaciones Periódicas de la E.N.

� En los Períodos, la E.N. aumenta al aumentar Z. � Al aumentar Z en los grupos, la E.N. disminuye.

La E.N., el P.I. y la E.A se relacionan de la siguiente manera:

EN α (P.I. + E.A.)

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Variación de la Electroafinidad y Electronegatividad en el sistema periódico

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 05 1. El elemento con configuración electrónica 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p2 pertenece a Período Grupo

A) 1 IV – A B) 3 IV – A C) 3 VI – A D) 2 VI – A E) 5 II – A

2. El elemento con configuración electrónica 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2 I) es un metal. II) es un no –metal. III) presenta estado de oxidación +1. Lo correcto es

A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) sólo I y III E) sólo II y III

3. De las siguientes propiedades de los elementos, indique la que no es una propiedad

periódica

A) electronegatividad. B) electrones de valencia. C) electroafinidad. D) calor específico. E) radio atómico.

4. La configuración electrónica externa del tipo ns2 np4, corresponde a los

A) metales alcalino- térreos. B) anfígenos. C) gases nobles. D) halógenos. E) metales alcalinos.

5. Los estados de oxidación -3 y +5 se dan generalmente en elementos cuya configuración

electrónica externa es del tipo

A) ns2 np1 B) ns2 np2 C) ns2 np3 D) ns2 np4 E) ns2 np5

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6. De las siguientes afirmaciones, sólo una es errada, indique cual.

A) El elemento menos electropositivo es el flúor. B) El grupo de mayores potenciales de ionización es el de los gases nobles. C) El elemento menos electronegativo es el francio. D) El elemento hidrógeno es un metal. E) El elemento de mayor radio atómico es el francio.

7. Un elemento metálico presenta todas las siguientes características, excepto

A) tiene tendencia a perder electrones. B) es buen conductor de la electricidad. C) presenta sólo estado de oxidación positivo. D) tiene electronegatividad alta. E) posee bajo potencial de ionización.

8. Si un elemento presenta las siguientes características

• es estable electrónicamente. • cuesta mucho sacarle un electrón. • no presenta tendencia a ganar electrones.

Es casi seguro que se trata de un

A) metal. B) no- metal. C) anfótero. D) ión. E) gas noble.

9. Los iones 7N

-3 y 12Mg+2

A) son isoelectrónicos. B) tienen igual tamaño. C) presentan diferentes configuraciones electrónicas. D) tienen sus niveles incompletos. E) pertenecen al mismo grupo.

10. Al acercarse dos átomos para unirse, el comportamiento básico de cada unos de ellos se lo

dan fundamentalmente

A) todos los electrones de cada átomo. B) los electrones de valencia de cada uno. C) los núcleos de los átomos. D) la carga que adquieren. E) el período al que pertenecen.

DO-QC05

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