La Tabla Periódica de
los Elementos
Primeros Hallazgos
Elementos que no encontraban formando compuestos
Orígenes de la tabla periódica
• La mayoría de los elementos que se
encuentran en la naturaleza están formando
compuestos
• Se comenzó a investigar sobre las diversas
sustancias que se encuentran en nuestro
alrededor. Por ejemplo los elementos
radiactivos que son muy inestables, solo se
descubrieron gracias a los avances
tecnológicos del siglo XX.
• A medida que aumentaba el número de
elementos conocidos, se comenzó a estudiar
la posibilidad de clasificarlos de acuerdo a la
similitud de sus propiedades.
Johann Wolfgang Döbereiner
• Observó la relación
entre las masas de
algunos elementos y
sus propiedades,
clasificándolos a través
de triadas.
Alexandre-Emile Béguyer de
Chancourtois
• En 1862, observó por
primera vez la existencia
de cierta regularidad en
las propiedades de los
elementos a medida que
aumentaban sus masas
atómicas.
Alexandre-Emile Béguyer de
Chancourtois
• Dedujo que las propiedades se repetían cada
ocho elementos, surgiendo la idea de
periocidad
John Alexander Reina Newlands
• En 1868 realizó una tabla
periódica de los elementos
establecida según sus
masas atómicas, y que
señaló la 'ley de las
octavas' según la cual cada
ocho elementos se tienen
propiedades similares.
Julius Lothar Meyer -----Dimitri Mendeleev
• Ambos, independientemente, propusieron
una disposición mucho mas amplia para los
elementos, basada en la repetición periódica y
regular de las propiedades.
• Mendeleev a su vez, supero la clasificación
propuesta por Newlands, sobre todo en 2
aspectos:
1. Agrupo los elementos en forma mas exacta
de acuerdo a sus propiedades.
2. Hizo posible la predicción de las propiedades
de varios elementos que aun no había sido
descubiertos.
• Por ejemplo: propuso la existencia de un
elemento desconocido, al que denomino ekaaluminio ( eka es una palabra en sánscrito que
significa “ primero”, así, el eka- aluminio seria
el primer elemento bajo el aluminio, en el
mismo grupo).
• Cuando se descubrió el galio, cuatro años mas
tarde, se observo que sus propiedades
coincidían notablemente con las propiedades
predichas para el eka- aluminio.
¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev
al postular su ley periódica?
• Recordemos que en el siglo XIX, cuando los
químicos solo tenían una vaga idea de los
átomos y de las moléculas, y no sabían de la
existencia de los electrones y de los protones,
por esta razón, desarrollaron la tabla periódica
utilizando sus conocimientos de las masas
atómicas de algunos elementos
¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev
al postular su ley periódica?
• Las primeras versiones de la tabla periódica
mostraron algunas incongruencias. Por
ejemplo la masa atómica del argón ( 39, 95
uma) es mayor que la del potasio ( 39, 10
uma).
• Dichas discrepancias sugirieron que era otra la
propiedad fundamental para el ordenamiento
de los elementos .
Henry Moseley, en 1912 descubrió
que el número atómico coincide
con la carga eléctrica del núcleo.
llegando a la conclusión de que no
era la masa atómica el parámetro
fundamental en el ordenamiento
de los elementos químicos, sino el
numero atómico z.
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
 Se organizan según el orden creciente de sus
números atómicos.
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
20
PERÍODOS
GRUPOS
21
ESPECIES CON CARGA
ELÉCTRICA. IONES.
Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie
cargada, denominada ión
Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ión será negativo y se denomina
anión
Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina
catión
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
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Carácter metálico
• Los elementos se pueden dividir en tres grandes categorías:
metales no metales y metaloides.
• Hay una estrecha relación entre las configuraciones
electrónicas de los átomos y la forma como se presentan en la
naturaleza.
• Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son
metales y estos están situados en las secciones media e
izquierda de la tabla.
• Los no metales se localizan en la esquina superior derecha.
• Los metaloides se encuentran entre los metales y los no
metales
Metales y No Metales
Metales:
Buenos conductores del calor y
la electricidad.
Son maleables y dúctiles.
Sus puntos de fusión tienen valores
moderados o altos.
No metales:
No conducen
electricidad.
el
calor
ni
la
Son frágiles.
Muchos son gases a temperatura
ambiente.
Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya
que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa
electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo
Por ejemplo, los elementos del grupo 17:
Configuración electrónica
Elemento
Flúor
1s2 2s2 2p5
Cloro
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Bromo
Yodo
1s2
2s2
2p6 3s2
3p6 3d10 4s2
4p5
Configuración
más externa
ns2 np5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un
elemento están relacionadas con la configuración electrónica de
su capa de valencia
25
Los elementos de un mismo periodo, tienen propiedades diferentes, pero masas
similares. El elemento se distribuye según su configuración electrónica.
Por ejemplo: en el primer periodo el H y el He, poseen en su
configuración electrónica el orbital 1s.
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración
electrónica típica de la capa de valencia
A) Elementos representativos
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)
 Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18
del sistema periódico
B) Metales de transición
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)
 Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema
periódico
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Elementos Representativos
Grupo
Nombre
Configuración
Electrónica
IA
Alcalinos
ns1
IIA
ns2
IIIA
Alcalinos
térreos
Térreos
IVA
Carbonados
ns2np2
VA
Nitrogenados
ns2np3
VIA
Calcógenos
ns2np4
VIIA
Halógenos
ns2np5
VIIIA
Gases nobles ns2np6
ns2np1
C) Metales de transición interna
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)
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Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la
siguiente forma
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Metales alcalinos
Tabla Periódica
Alcalinotérreos
Halógenos
Metales de transición
Grupo principal
Lantánidos y actínidos
Gases nobles
Grupo principal
Propiedades periódicas de los elementos
• Radio atómico
• Radio iónico
(tamaño atómico) • Radio catiónico
Relaciones de
tamaño
Relaciones de
energía
• Energía de ionización
• Afinidad electrónica
• electronegatividad
CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y EFECTO PANTALLA
• La carga nuclear de un átomo está dada por el número de
protones que tiene el núcleo, es decir el número atómico.
• Ejemplo: La carga nuclear del 11Na es 11.
• A) carga nuclear efectiva: es la fuerza de atracción ejercida por
el núcleo sobre el electrón mas alejado del núcleo en un átomo
determinado.
• B) efecto pantalla:
• Se dice que los electrones interiores escudan a los electrones
exteriores respecto a la carga total del núcleo, este efecto
recibe el nombre de efecto pantalla.
Electrones interiores
Efecto pantalla
N
Núcleo
e-
Electrón exterior
Para el caso de un grupo o familia química:
• A medida que se desciende dentro de un grupo, cada
elemento sucesivo tiene su electrón externo en un nivel con
mayor valor de n (nivel de energía) .
• La carga nuclear efectiva sobre los electrones externos es la
misma, de manera que el efecto neto es un aumento de
tamaño del átomo al aumentar el número atómico del grupo.
• 3Li [ He] 2S1 carga nuclear efectiva +1
• 11Na [ Ne] 3S1 carga nuclear efectiva +1
• 19K [ Ar] 4S1 carga nuclear efectiva +1
• 37Rb [ Kr] 5S1 carga nuclear efectiva +1
• 55Cs [ Xe] 6S1 carga nuclear efectiva +1
Para el caso de elementos de un mismo período:
• Para los elementos representativos, a medida que se va de
izquierda a derecha a lo largo de un periodo, se agregan
electrones al mismo nivel y simultáneamente aumenta la
carga nuclear.
Elementos del Tercer periodo
•
•
•
•
•
•
•
[ Ne] 3S1
2
Mg
[
Ne]
3S
12
2
1
13Al [ Ne] 3S 3P
2
2
14Si [ Ne] 3S 3P
[ Ne] 3S2 3P3
15P
[ Ne] 3S2 3P4
16S
2 3P5
Cl
[
Ne]
3S
17
11Na
carga nuclear efectiva +1
carga nuclear efectiva +2
carga nuclear efectiva +3
carga nuclear efectiva +4
carga nuclear efectiva +5
carga nuclear efectiva +6
carga nuclear efectiva +7
Tamaño atómico
• Se ve en función del radio atómico, porque no
se puede medir la distancia entre el núcleo y
el electrón, debido a que el electrón siempre
esta en movimiento. Por lo tanto se calcula la
distancia entre los núcleos de dos átomos
vecinos.
Radio atómico
• El radio atómico es la mitad de la distancia entre los
núcleos de dos átomos adyacentes.
• Para elementos que existen como moléculas
diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de
la distancia entre los núcleos de los dos átomos en
una molécula específica.
• Al estudiar las tendencias conviene tener en mente
que los radios atómicos están determinados en gran
medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los
electrones.
Radio atómico
Variación del radio atómico
Radio iónico
• El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del
número de electrones que posee y de los orbitales en los
que residen los electrones de la capa exterior.
• Los iones positivos se forman quitando uno o más
electrones de la región externa del átomo, dejando
orbitales
vacíos,
reduciendo
las
repulsiones
electrostáticas, por lo que el catión es de menor tamaño
que el átomo original
Na
•
11Na
1s2 2s2 2P6 3S1
Na+
Na+ 1s2 2s2 2P6
• Cuando se agregan electrones para formar un anión, el
aumento de las repulsiones electrón - electrón hace que
los electrones se extiendan más en el espacio, por lo
tanto los aniones son más grandes que el átomo original.
F
•
F-
2 2s2 2p5
F
1s
9
F - 1s2 2s2 2p6
• Los iones que tienen igual número de electrones se
llaman isoelectrónicos, no tienen el mismo tamaño.
• Na + 1s2 2s2 2p6
• F - 1s2 2s2 2p6
0.97 Å
1.33 Å
RADIO IONICO
ENERGIA DE IONIZACION
• La energía de ionización de un átomo, es la energía mínima
necesaria para eliminar un electrón de un átomo gaseoso
aislado.
• La energía de la primera ionización (I1), es la energía
requerida para quitar un electrón a un átomo neutro.
Na(g)
Na+ (g) + e - I1 = 496KJ/mol
• La segunda energía de ionización (I2), es la energía
requerida para quitar el segundo electrón.
Na+ (g)
Na2+ (g) + e - I2 = 4560KJ/mol
• La energía de ionizacion disminuye con el aumento del radio
atómico, es decir en un grupo o familia, por ejemplo en el
grupo 1A, la energía de ionización del Cesio es menor que la
del Litio.
• En un periodo, la energía de ionización aumenta de
izquierda a derecha, porque en ese sentido, disminuye el
radio iónico.
•
Aumenta la energía de ionización
• A
1A 2B
3A 4A 5A 6A 7A
•
•
•
•
u
m
e
n
t
a
Li
Na
K
Rb
Be
Mg
Ca
Sr
B
Al
Ga
In
C
N
Si
P
Ge As
Sn Sb
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica
Es la energía relacionada con la adición de un electrón
a un átomo gaseoso para formar un ion negativo.
Las electroafinidades pueden ser negativas cuando
se libera energía o positivas cuando se absorbe energía, y
son inversamente proporcionales al tamaño del átomo.
Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica
Al descender en el grupo los electrones se encuentran
en niveles energéticos superiores, están más alejados
de los núcleos, los núcleos atraen menos a los electrones y
por tanto desprenden menos energía al aceptar
un nuevo electrón.
Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo,
al existir más electrones en los mismos orbitales
estos están más atraídos por el núcleo y por tanto
es más fácil que atraigan a un nuevo electrón.
Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica
El Berilio y el Nitrógeno tienen sus orbitales ocupados y
semiocupados respectivamente, esto hace que sean
muy estables y desprendan poca o ninguna energía
al aceptar un nuevo electrón.
Electronegatividad
• La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo
para atraer electrones hacía sí mismo cuando forma parte de
un enlace covalente.
• Linus Pauling, químico norteamericano fue el primero en
desarrollar el concepto de electronegatividad.
• Cada periodo de la tabla presenta un incremento uniforme en
la electronegatividad de izquierda a derecha, es decir de los
metales hacia los no metales.
• La electronegatividad disminuye cuando aumenta el número
atómico en cualquiera de los grupos.
Propiedades Periódicas: Resumen
QUIZ
1. Considere los elementos A (z=20) y B (z= 38), Indique:
a) ¿cuál tiene un menor radio atómico?
b) ¿A+3 y B-3 son isoelectrónicos?, justifique su respuesta.
c) ¿cuál tiene mayor energía de ionización?
d) ¿cuál tiene mayor carácter metálico?
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La Tabla Periódica de los Elementos