Tabla periódica y
propiedades periódicas
de los elementos
1
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de
forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódico
Dimitri Ivánovich Mendeléyev
2
Propiedades periódicas de los elementos
Cuando los elementos se ordenan en orden creciente de su número
atómico, aparece una repetición periódica de algunas propiedades
físicas y químicas
Las propiedades químicas de los elementos se deben en gran parte a
la configuración de la última capa electrónica (capa de valencia).
Por este motivo se ordenan los elementos en la tabla periódica.
oColumnas: grupos (misma configuración de la capa de valencia)
oFilas: períodos (mismo número de capas n)
3
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de
forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódico
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z)
Se denominan
GRUPOS
PERÍODOS
a las columnas de la tabla
a las filas de la tabla
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de
un mismo grupo poseen propiedades químicas similares
4
Propiedades periódicas de los elementos
5
PERÍODOS
GRUPOS
6
Propiedades periódicas de los elementos
Bloque Grupo
s
p
d
f
Nombres
Config. Electrón.
Alcalinos
Alcalino-térreos
n s1
n s2
17 (VII)
18
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos (o calcógenos)
Halógenos
Gases nobles
n
n
n
n
n
n
3-12
Elementos de transición
n s2(n–1)d1-10
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
1
2
13 (III)
14 (IV)
15 (V)
16 (VI)
s2
s2
s2
s2
s2
s2
p1
p2
p3
p4
p5
p6
7
Especies con carga eléctrica, iones.
Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una
especie cargada, denominada ion
Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se
denomina anión

Cl  1e 
 Cl
Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se
denomina catión
Na  1e 
 Na

Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para
perder o ganar electrones:
Tipo de elemento
Ejemplo
Facilidad para formar iones
Metales
Li, Be, Re, Ag
Forman fácilmente iones positivos
No metales
O, F, I, P
Forman fácilmente iones negativos
Semimetales
Si, Ge
Forman con dificultad iones positivos
Gases nobles
He, Ne, Ar
No forman iones
8
No metales
Semimetales
No metales
PERÍODOS
GRUPOS
Metales
9
Propiedades periódicas: Apantallamiento y carga nuclear efectiva
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef):
Es
la carga real que mantiene unido a cada e– al núcleo.
Depende
de dos factores contrapuestos:
Carga nuclear (Z). A mayor ”Z” mayor ”Zef”, pues habrá mayor atracción
por parte del núcleo al haber más protones.
o
Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión
electrónica (es como si estos e- interiores “tapasen”, “cubriesen” al nucleo
parcialmente). A mayor apantallamiento menor ”Zef”.
o
Así consideraremos que:
Z ef  Z  a
Los electrones interiores (dentro
del circulo) “tapan” -apantallan- el
efecto –la carga- del núcleo
10
Propiedades periódicas: Apantallamiento y carga nuclear efectiva
Variación de Zef en la tabla:
En un mismo grupo la Zef en los e– de valencia varía poco.
(Al bajar en el grupo aumenta Z pero aunque hay una mayor carga
nuclear también hay un mayor apantallamiento).
(Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de
contrarrestar el efecto de un protón).
En un periodo la Zef aumenta al avanzar hacia la derecha
(porque Z aumenta pero en cambio el apantallamiento casi no
varía).
Z ef  Z  a
11
Propiedades periódicas: El tamaño atómico
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus
orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados.
Se define como: “la mitad de la distancia entre dos átomos
iguales que están enlazados entre sí” (en una molécula, etc).
Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace
que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los
metales. (se habla de radio covalente, metálico, etc)
El radio atómico varía
periódicamente según nos
movemos por la tabla
periódica.
Tamaño relativo de los átomos de los
elementos representativos. Los radios están
12
expresados en nm (1 nm = 10-9 m)
El tamaño atómico
En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo
Dentro de cada período, los átomos
de los metales alcalinos son los más
grandes.
La variación se debe a dos efectos contrapuestos:
Efecto de contracción: Al descender en el grupo aumenta el número atómico
y, por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y
por consiguiente disminuye el tamaño
 Al descender en el grupo, aumentan el número de capas electrónicas, con
lo que el tamaño aumenta . Además las capas interiores apantallan a las más
externas (Efecto de apantallamiento).
Este efecto es más fuerte que el anterior
13
El tamaño atómico
En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un
período
 Al aumentar el número de electrones en la misma capa (capa de
valencia) el apantallamiento casi no cambia, en cambio al aumentar la
carga nuclear aumenta la atracción (Zef) y los electrones se acercan más
al núcleo
14
El tamaño iónico
 En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño
que el del átomo neutro
(al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son
atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo)
 En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que
el del átomo neutro.
(Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos
electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos)
15
ENERGÍA DE IONIZACIÓN (o potencial de ionización).
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para
arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso
Ca (g) + EI
Ca+ (g) + e-
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para
arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado:
Ca+ (g) + 2ªEI
Ca2+ (g) + e-
16
ENERGÍA DE IONIZACIÓN. (o potencial de ionización).
La energía de ionización crece al avanzar en un período
(ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y
aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar
atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos)
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad
que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que
los
17
electrones son más difíciles de extraer.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN. (o potencial de ionización).
La energía de ionización
grupo
disminuye al descender en un
(ya que aunque la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de
capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel
energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear
(por estar más apantallado y más lejos) y necesita menos energía para
ser separado del átomo)
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad
que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que
los
18
electrones son más difíciles de extraer.
AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD.
La mayoría de los átomos neutros, al
añadir un electrón, desprenden
energía*, siendo los halógenos los que
más desprenden y los alcalinotérreos
los que absorben más energía
*A mayor energía desprendida mayor estabilidad del
íón negativo que se ha formado (es una medida de
cuanto quiere un electrón ese átomo)
La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin
embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos
19
se desconoce
AFINIDAD ELECTRÓNICA (o electroafinidad).
Afinidad electrónica es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición
de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se
consideran, normalmente, para 1 mol de átomos
Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
F (g) + e-
F- (g) + 328 KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol
Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol)
La mayoría de los átomos neutros, al añadir un electrón, desprenden energía*, siendo
los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más
energía
La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin
embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos
se desconoce
La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento.
Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor
será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante,
al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante
*A mayor energía desprendida mayor estabilidad del íón negativo que se ha formado (es una medida de cuanto quiere un
electrón ese átomo)
20
Propiedades periódicas: Electronegatividad (x) y carácter metálico
ELECTRONEGATIVIDAD (X) :
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de
un elemento a atraer hacia sí los electrones de átomos de otro
elemento cuando se combinan.
Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados (Es una
combinación entre los conceptos de EI y AE).
22
Propiedades periódicas: Electronegatividad (x) y carácter metálico
ELECTRONEGATIVIDAD (X) :
La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos
(pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias
y aumenta hacia la derecha en los periodos
(ya que hay mayor “Zef” y una menor distancia. (Pauling estableció
una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F).)
Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en metales, nometales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos
primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con
características intermedias ya que la mayor o menor tendencia a perder
23
o capturar electrones es gradual a lo largo de la tabla.
Propiedades periódicas de los elementos
ELECTRONEGATIVIDAD (escala Pauling):
24
Propiedades periódicas de los elementos
ELECTRONEGATIVIDAD (X) Y CARÁCTER METÁLICO:
3.0
25
Carácter metálico
Carácter metálico
Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando
cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos; es decir, los
metales son muy poco electronegativos.
Un no-metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene
tendencia a ganarlos; es muy electronegativo.
Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico.
La línea quebrada que empieza en el boro (B) y termina en el astato (At) marca
la separación entre los metales, que se encuentran por debajo de ella, y los no
metales, que se sitúan en la parte superior (ver tabla periódica en páginas
anteriores).
Los semimetales son los elementos que no tienen muy definido su carácter
metálico o no metálico y se sitúan bordeando esta línea divisoria.
26
Metales y no metales
Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
Metales:
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes
• Bajas energías de ionización
• Bajas afinidades electrónicas
• Bajas electronegatividades
• Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales
•Se oxidan fácilmente
No Metales:
• Ganan fácilmente electrones para formar aniones
• Elevadas energías de ionización
• Elevadas afinidades electrónicas
• Elevadas electronegatividades
• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
•No se oxidan fácilmente
Semimetales o metaloides:
• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)
27
Metales y no metales
PROPIEDADES FÍSICAS:
Metales:
• Tienen brillo metálico
•Buenos conductores del calor (Q)
• Buenos conductores electricidad
• Maleables y dúctiles
•En estado sólido presenta enlace metálico
•A temperatura ambiente son sólidos (excepto el mercurio)
No Metales:
•No tienen brillo metálico
•Malos conductores de Q y electricidad
•Quebradizos
• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
Semimetales o metaloides:
• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)
28
Propiedades periódicas: Carga nuclear efectiva y reactividad.
Carga nuclear efectiva y reactividad.
La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de:
o la carga nuclear efectiva (Zef),
o de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb).
Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores.
Los metales serán tanto más reactivos cuanto menor sea Z* y mayor
distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad.
Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.
 Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y
menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más
atraídos.
Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.
29
REACTIVIDAD.
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su
energía de ionización serán más reactivos. La reactividad:
 Disminuye al avanzar en un período
 Aumenta al descender en el grupo
Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su
afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad:
 Aumenta al avanzar en un período
 Aumenta al ascender en el grupo
En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a
que poseen configuraciones electrónicas muy estables
30
31
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE
LA SIGUIENTE MANERA
32
Enlaces interesantes para este tema:
http://100ciaquimica.edv3.net/tabla/
http://www.juntadeandalucia.es/averroes/~jpccec/tablap/index1.html
33
Descargar

ppt