1

Sistema Sistema periódico periódico

de los de los elementoelemento

ss

2

Primeras clasificaciones• Cuando se midieron las masas atómicas se

observaron que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa.

• Triadas de Döbereiner (1829): La masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos.– Cl, Br y I; Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te.

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• Anillo de Chancourtois(1862)

• Octavas de Newlands (1864)

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Clasificación de Mendeleiev

• La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.

• Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces.

• Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.

• Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.

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Clasificación de Mendeleiev • Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el

germanio (Ge).• En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las

propiedades previstas• Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos

elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades.

• Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

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Clasificación de Mendeleiev

Lothar Meyer

1870. Ese año se publicó una versión de la tabla periódica ideada por el químico alemán Lothar Meyer que era muy parecida a la de Mendeleiev, sin embargo el químico alemán la creó sin conocer el trabajo de Mendeleiev.

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1894. William Ramsay descubrió el argón, no predicho por Mendeleiev.

1914. Moseley ordenó los elementos de acuerdo con el número atómico.

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9

Periodos y grupos.•Periodos:Son las filas. Hay 7.Se identifican con los números 1....7 o con las letras K, L, M, N, O, P, Q. Son los niveles de energía de los átomos (número cuántico principal, n).

•Grupos: son las columnas. Hay 18.a) Grupos Principales: IA-IIA-IIIA-IVA-VA-VIA-VIIA-VIIIA (0)b) Grupos Secundarios: IIIB-IVB-VB-VIB-VIIB-VIII-IB-IIB

Los elementos se clasifican en:– Metales (a la izquierda).– No metales (a la derecha).– Gases nobles (grupo 18).

– Tierras raras: Lantánidos y Actínidos

•Números romanos, indican los é de valencia o é externos.

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Organización de los elementos en la tabla periódica

Metales alcalinos (Grupo 1) Todos tienen un solo electrón en su último nivel de energía. Al reaccionar con el agua forman soluciones alcalinas o básicas, de allí su nombre.La sal que usas en los alimentos contiene sodio, el más común de los elementos de este grupo.El potasio es un ingrediente importante de los fertilizantes de las plantas.El litio es usado por los médicos para tratar enfermedades depresivas. El litio también se mezcla con el aluminio para fabricar una aleación liviana, pero fuerte, usada en los aviones.

Li = Litio Rb = RubidioNa = Sodio Cs = CesioK = Potasio Fr = Francio

Reacción del sodio con el agua

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Metales alcalino-térreos (Grupo 2)

Be = Berilio Sr = EstroncioMg = Magnesio Ba = BarioCa = Calcio Ra = Radio

Contienen 2 electrones en el último nivel que, en condiciones apropiadas, pueden ceder o compartir con otros elementos. De allí que en la naturaleza se nos presenten en forma de iones con 2 cargas positivas.Los más comunes son el calcio y el magnesio que, por encontrarse en muchos minerales, son disueltos por los ríos y lagos, siendo, por ejemplo, la concentración de sus iones (Ca2+ y Mg2+) lo que se denomina dureza del agua. El calcio es muy común en nuestras vidas ya que se encuentra, por ejemplo, en la leche, en los huesos y en la tiza.

Quema de una cinta de magnesio

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Metales de transición (Grupos 3 al 12)

Son utilizados en la construcción de diversos objetos de nuestra vida cotidiana: el cobre de los cables de electricidad; el hierro que, junto a otros elementos, constituye al acero de diversos utensilios; el mercurio de los termómetros; La plata y el oro usados en joyerías.La mayoría de sus compuestos son coloreados.

Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re,Bh, Fe, Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir, Mt,Ni, Pd, Pt, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg.

Cables de cobre

Los hermanos Elhuyar descubrieron en 1783 el Wolframio (Z= 74), en el mineral wolframita, el nombre procede del alemán wolf (“lobo”) y rahm (“sucio”). Los suecos lo llaman tungsteno, del sueco tung (“pesado”) y sten(“pedra”).

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Grupo 13: Térreos

B = Boro In = IndioAl = Aluminio Tl = TalioGa = Galio

De este grupo forman parte elementos de tipo no metálico, semimetálico y metálico. Tienen puntos de fusión relativamente bajos y son muy útiles en diversos tipos de aleaciones y materiales semiconductores. El aluminio (Al) es muy versátil como material de construcción debido a que es muy liviano y no se corroe fácilmente, por lo cual se utiliza, por ejemplo, en los arcos de las ventanas de vidrio, puertas para duchas y en la construcción de aviones.

Bloque de aluminio para motor

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Grupo 14: Carbonoideos

C = Carbono Sn = EstañoSi = Silicio Pb = PlomoGe = Germanio

Este grupo está conformado por elementos no metálicos (C y Si), semimetálicos (Ge) y metálicos (Sn, Pb). Entre ellos destacan el silicio por su abundancia en la corteza terrestre en forma de sílice y silicatos y el carbono por su relación con la vida y sus componentes. El carbono es la base de toda una especialidad: la química orgánica.

Piedra de carbonato de silicio

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Grupo 15: Nitrogenoideos

N = Nitrógeno Sb = AntimonioP = Fósforo Bi = BismutoAs = Arsénico

Aquí destacan el nitrógeno, el gas más abundante en el aire y de gran versatilidad química, y el fósforo, constituyente de los huesos y del ATP, molécula fundamental en los procesos energéticos de los organismos vivo

Nitrógeno líquido

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Grupo 16: Anfígenos

O = Oxígeno Te = TelurioS = Azufre Po = PolonioSe = Selenio

Está liderado por el oxígeno que respiramos (O2), el cual también se presenta en forma de ozono (O3) que protege a la Tierra de las radiaciones de alta energía. Otro elemento, el azufre, es básico para la formación del ácido sulfúrico, uno de los compuestos químicos de mayor producción mundial anual, además de ser constituyente de aminoácidos

Emanación volcánica sulfurosa

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Grupo 17: Halógenos

F = Flúor I = IodoCl = Cloro At = AstatoBr = Bromo

Ha conservado su nombre primigenio: los halógenos. Son los típicos no metales que tienden a formar iones negativos (F-, Cl-, ...), pues, al contrario de los metales, les es fácil capturar electrones. Aquí podríamos destacar al flúor, tan importante para preservar en buen estado nuestra dentadura; al cloro, uno de los elementos de mayor producción y uso industrial, y al yodo, el cual tiene, entre otros, múltiples usos en el campo de los productos farmacéuticos

Cloro

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Gases nobles (Grupo 18)

He = Helio Kr = KriptónNe = Neón Xe = XenónAr = Argón Rn = Radón

Se llaman gases nobles porque sus átomos al tener completamente llena la última capa de electrones, tienen poca tendencia a formar compuestos.Efectivamente, el número de compuestos formados por estos elementos, en relación a los demás de cada período, es bastante limitado. Aquí podríamos mencionar al helio que, por su escasa densidad y gran estabilidad, permite que los globos se eleven.

Globo de helio

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Interesante: Las tierras raras

El descubrimiento de los lantánidos fue tortuoso:las cantidades en que aparecían en las muestras sometidas a análisis, eran pequeñas, por lo que se les denominó tierras raras; también eran muy difíciles de separar y como tienen ciertas propiedades químicas semejantes entre sí, algunos químicos llegaron a sugerir que se les ubicara a todos en una sola casilla, lo que rompía con una norma básica del sistema de clasificación: una casilla para cada elemento. Así que se resolvió sacarlos de la tabla y colocarlos más abajo en filas anexas. La primera es la serie de los lantánidos que comprende los elementos del lantano al lutecio

Lantano

Lutecio

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En 1944, Glenn Seaborg, señaló que publicaría una tabla periódica en la que propondría una nueva serie de elementos. Algunos de sus colegas y amigos, según sus propias palabras, le advirtieron: “No lo hagas, arruinarás tu reputación científica”. Para, luego, el gran científico agregar: “Yo tenía una gran ventaja: no gozaba de ninguna reputación científica para aquel entonces, así que seguí adelante y la publiqué”.Así nació la serie de los actínidos.La segunda fila al final de la tabla periódica corresponde a la serie de los actínidos. Glenn Seaborg

(1912-1997)1951

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Relación entre el tipo de orbital del último electrón y la posición en

la Tabla periódica.

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• 1. Elementos Representativos: el é diferencial se acomoda en orbitales s ó p. Son IA al VIIIA.

• 2. Elementos de Transición Corta: el é diferencial se acomoda en orbitales d. Son IB al VIIIB(1B, 2B y 3B).

• 3. Elementos de Transición Larga: el é diferencial se acomoda en orbitales f. Son 68Ce al 71Lu y 90Th al 102 Lw.

De acuerdo a las semejanzas y diferencias entre las configuraciones electrónicas, los elementos se pueden clasificar en:

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Carga nuclear efectiva (z*)

CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*) Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de dos factores contrapuestos:

• Carga nuclear (Z). A mayor ”Z” mayor ”Z*”, pues habrá mayor atracción por parte del núcleo al haber más protones.

• Apantallamiento o efecto pantalla (a) de e– interiores o repulsión electrónica. A mayor apantallamiento menor ”Z*”.

Así consideraremos que:

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Variación de Z* en la tabla.

• Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo, pues 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.

Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo, debido al menor apantallamiento de los e– de la última capa y al mayor “Z”, de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha crece más “Z” que “a”, pues el apantallamiento de los e– de ultima capa es inferior a 1.

Ejemplo:Z Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 – 2 = 1, mientras que en el caso del Na sería: 11 – 10 = 1, es decir apenas varía.

Ejemplo: Z* sobre uno de los e– exteriores del Be sería: 4 – (2 + 0,8) = 1,2 mientras que en el caso del Li era: 3 – 2 = 1. Nota: el valor 0,8 de apantallamiento del e– de la segunda capa es orientativo; lo importante es que es un número inferior a 1.

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Carga nuclear efectiva y reactividad. La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de la carga nuclear efectiva, sino también de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores. Así, los metales serán tanto más reactivos cuanto menor 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.

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•Prestaremos nuestra atención al Sistema periódico como herramienta para conocer las propiedades de los átomos y por ende de los elementos para entender adecuadamente sus reacciones químicas.

•Las propiedades que representan regularidades en el S.P. son:

a) Radio Atómico b) Radio Iónicoc) Potencial de Ionizaciónd) Afinidad electrónica

e) Electronegatividadf) Carácter metálico

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Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. 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.

a) Radio atómico

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29

Aumento en el radio atómico

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b) Radio iónico

Iones isoelectrónicos

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c) Potencial de ionización

Aumento en la Energía de ionización

Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica(absorbe energía)

GRUPO: Los electrones del último nivel cada vez están menos atraídos por el núcleo al estar más alejados, esto hace que se necesite menos energía para arrancar los electrones.

PERIODO: De izquierda a derecha los átomos son más pequeños, los electrones están más atraídos, por lo que la energía para arrancarlos es mayor

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100

200

300

400

600

500

kca

l mol

-1

hidrógeno

litio

berilioboro

carbono

nitrógeno

oxígeno

flúorneon

helioprimer periodo

segundo periodo

PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION

100

200

300

400

600

500

kca

l mol

-1 periodo 1

periodo 2

periodo 3

HeNe

ArH

Li

Na

Be

Mg

B

Al

C

SiP

N O

SCl

F

PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION

+3

Primer electrón

PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION PARA EL LITIO

124 kcal mol-1

Li Li+ + e-

+3

Segundo electrón

SEGUNDA ENERGIA DEIONIZACION

1740 kcal mol-1

Li+ Li2+ + e-

+3

Tercer electrón

TERCERA ENERGIA DEIONIZACION

2806 kcal mol-1

Li2+ Li3+ + e-

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d) Afinidad electrónicaEnergía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental

+9F(g) + 1e F (g)

Al tratarse de energía liberada o desprendida, es negativa, un valor alto indica que el proceso de formación del anión es muy favorable.

Cuanto MAYOR sea la electroafinidad , más fácil es el proceso, MAYOR tendencia tendrá el átomo a convertirse en anión

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AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

-400

-300

-200

-100

0

100

200

300

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90

Número Atómico (Z)

A.E

. (kJ

/mol

)

BeMg

Ca Sr

Ba

Cuidado con

los signos

Aumento de la afinidad electrónica en valor negativo

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e) Electronegatividad ( )La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea mayor será su capacidad para atraerlos.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. Sus valores basados en datos termodinámicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al Flúor, y el valor más pequeño es 0,7 valor asignado al Cesio

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H

Li Be B C N O F

Na0.9

Al1.5

Si1.8

1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Rb0.8

Cs0.7

Ba0.9

Ca1.0

Sr1.0

Ga1.6

In1.7

Tl1.8

Pb1.8

Sn1.8

Ge1.8

As2.0

Sb1.9

Bi1.9

Po2.0

Te2.1

Se2.4

Br2.8

I2.5

Xe3.1

Mg1.2

2.1

1.0

Valores de Electronegatividad Valores de Electronegatividad para los elementos para los elementos

representativosrepresentativos

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g) Carácter metálico

Se entiende por metal un elemento con pocos electrones en su última capa ( 1 ó 2) y excepcionalmente (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos.El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones.

Por tanto a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más libres” , menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará.

Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad electrónica al aumentar , hace que el átomo tenga tendencia a captar electrones (mayor electronegatividad), y por tanto el carácter metálico disminuirá

38

fin