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3 - Sistema periódico...

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QUÍMICA - 2º Bachillerato

Tema 3.- Sistema periódico [1]

1.- CRONOLOGÍA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS A lo largo de muchos años se fueron acumulando datos sobre las propiedades características, las masas atómicas y el comportamiento químico de los diferentes elementos. En el siglo XIX los químicos buscaron relaciones entre los elementos con el fin de ordenarlos de forma racional. Los intentos de clasificación más importantes han sido: Triadas de Döbereiner (1.829), Caracol telúrico de Chancurtois (1.862), Ley de las octavas de Newlands (1.866) y clasificación de Mendeleiev y Meyer (1.869). Todas estas clasificaciones relacionaban la masa atómica de los elementos con sus propiedades.

2.- LEY DE MOSELEY Moseley (1.913) demostró que lo que realmente caracteriza a un elemento no es su masa atómica sino su número atómico, es decir, el número de protones que tiene dicho elemento. Por esto, la tabla periódica actual está ordena según el número atómico (Z) de los elementos.

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Tema 3.- Sistema periódico [2]

3.- CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE LOS ÁTOMOS La configuración electrónica es una representación numérica de cómo están repartidos los electrones en los distintos orbitales de cada una de las capas de los átomos. Para escribir la configuración electrónica se ha de seguir el principio de construcción progresiva o principio de Aufbau, que nos dice que los electrones van ocupando los orbitales en orden de menor a mayor energía. Dicho orden viene dado por el diagrama de Moeller.

7s 6s

7p 6p

6d

5s

5p

5d

5f

4s

4p

4d

4f

3s

3p

3d

2s

2p

1s

4.- SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL Actualmente se conocen 118 elementos (el último es el Oganesón), los cuales están recogidos en una tabla, denominada sistema periódico, propuesta por Mendeleiev y corregida por Moseley, de manera que al ordenarlos por su número atómico se observa una variación periódica en sus propiedades. La tabla periódica está constituida por 7 filas o periodos y 18 columnas o grupos.

4.1.- Grupos o familias. Cada grupo es una columna vertical de la tabla periódica. Se deben numerar del 1 al 18. Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica de la capa de valencia por lo que presentan propiedades químicas parecidas. Estos grupos se clasifican en: * Elementos representativos (su configuración acaba en “s” o en “p”): 1 - Grupo 1: Son los metales alcalinos. Acaban en s . 2 - Grupo 2: Son los metales alcalinotérreos. Acaban en s . 1 - Grupo 13: Son los metales térreos. Acaban en p . 2 - Grupo 14: Son los carbonoideos. Acaban en p . 3 - Grupo 15: Son los nitrogenoideos. Acaban en p . 4 - Grupo 16: Son los anfígenos o calcógenos. Acaban en p . 5 - Grupo 17: Son los halógenos. Acaban en p . 6

- Grupo 18: Son los gases nobles. Acaban en p . 1s

1s

* Elementos de transición (su configuración acaba en “d”): 1

10

Grupos 3 al 12: Acaban desde d hasta d

2 p

2

s

3

s

4

s

3 d

4 p

5

s

4 d

5 p

6

s

5 d

6 p

7

s

3 p

6 d

* Elementos de transición interna o tierras raras (su configuración acaba en “f”).

4 f 5 f

- Lantánidos: Se sitúan a continuación 1

14

del lantano. Acaban desde 4f hasta 4f

1

14

- Actínidos: Se sitúan a continuación del actinio. Acaban desde 5f hasta 5f .

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4.2.- Periodos Cada periodo es una fila de la tabla periódica. Se numeran del 1 al 7. Los elementos del mismo periodo tienen el electrón más externo en la misma capa. Además, en la tabla aparece una separación con forma de “escalera” entre elementos metálicos y no metálicos Justificación del sistema periódico Existe una estrecha relación entre configuración electrónica, situación en la tabla periódica y propiedades químicas de un elemento.

5.- PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Son aquellas propiedades químicas (y algunas físicas) de los elementos que se repiten secuencialmente en función de la posición del elemento en el sistema periódico. Para explicarlas consideraremos que las fuerzas de atracción entre el núcleo y los electrones dependen sólo de la carga del núcleo y de la distancia entre núcleo y electrón. Sin embargo, existen anomalías que se pueden explicar debido al efecto de apantallamiento (σ). Este efecto consiste en la disminución de la fuerza atractiva neta sobre un electrón externo, debido a la presencia de otros electrones en capas internas. El efecto pantalla es una barrera de electrones, los cuales ejercen fuerzas de repulsión sobre electrones más externos, lo cual origina que para dichos electrones externos exista una carga nuclear efectiva inferior a la carga nuclear real: Zef = Z - σ

5.1.- Radio atómico y radio iónico El radio atómico se define como la distancia que existe entre el centro del núcleo y el electrón más externo. H Veamos cómo varía éste con el número atómico - Dentro de un grupo al aumentar Z (al desplazarnos 32 Li Be B C N O F hacia abajo) aumenta el radio pues crece el número de niveles o capas con electrones. 152 112 98 91 92 73 72 Al Si P S Cl - Dentro de un periodo al aumentar Z (al Na Mg desplazarnos a la derecha) disminuye el radio, 186 160 143 132 128 127 99 pues al tener todos los elementos el mismo K Ca Ga Ge As Se Br número de niveles, los electrones que se van 227 197 135 137 139 140 114 añadiendo ocupan orbitales muy próximos a los (Los valores de la tabla están en pm (10-12 m)) anteriores, y sin embargo, como también aumenta el número de protones del núcleo, los electrones se ven atraídos cada vez con mayor fuerza por él, por lo cual se va provocando una contracción del tamaño y por tanto del radio. En el comportamiento general aparecen anomalías que se justifican mediante el efecto de apantallamiento del que hemos hablado antes. Por otra parte, si en lugar de átomos tratamos con iones, hablaremos de radios

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iónicos. Es fácil deducir que se cumple:

Radio del catión < Radio átomo neutro < Radio del anión puesto que un catión tiene los mismos protones que el átomo neutro pero menos electrones, y un anión tiene los mismos protones pero más electrones que el átomo neutro. +

2-

Así, el radio del Na será menor que el del Na y el radio del S

será mayor que el del S.

5.2.- Potencial o energía de ionización Se define como la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado neutro y gaseoso en su estado fundamental.

X(g) + E.I.

+

X (g) + e─

Cuanto más fácil sea arrancar el electrón menor será la EI. La energía de ionización toma tantos valores como electrones tiene el átomo, por lo que se habla de 1ª, 2ª, 3ª.... energía de ionización según se trate del 1º, 2º, 3º.... electrón que se arranque del átomo (contando del más externo al más interno). Las sucesivas energías de ionización de un átomo son cada vez mayores porque, al haber cada vez menos electrones disminuyen las repulsiones entre ellos y el efecto de apantallamiento es menor, por lo cual el núcleo atrae a los que quedan con más intensidad.

Las sucesivas energías de ionización de un elemento explican la carga habitual de sus iones. Veamos dos ejemplos: * Las energías de ionización del litio son: 1ªEI=520 kJ/mol y 2ªEI=7298 kJ/mol Como vemos: 2ªEI >> 1ªEI es decir que arrancar el segundo electrón cuesta mucha más energía que el primero, por lo cual el litio pierde fácilmente el primer electrón . + pero no el segundo. Esto implica que se forme fácilmente Li y no Li2+ * Algo parecido ocurre con magnesio. Sus tres primeras energías de ionización son: 1ªEI=738 kJ/mol , 2ªEI=1451 kJ/mol y 3ªEI=7733 kJ/mol

También observamos como 3ªEI >> 2ªEI > 1ªEI con lo cual es relativamente fácil perder los dos primeros electrones pero muy difícil perder el tercero. Esto hace .

que el ion más estable del magnesio sea Mg2+

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Al representar la primera energía de ionización en función de Z obtenemos las siguientes gráficas, en las que observamos que: Ei (kJ/mol)

550 2000

Ei (kJ/mol) 500

1500 450 1000 400

350

500

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

- En cada periodo aumenta al aumentar Z, pues al ir aumentando la carga nuclear los electrones son más fuertemente retenidos. Las anomalías se explican por la estabilidad adicional de los átomos con subniveles llenos (caso del Be) o semillenos (caso del N). - En cada grupo tiende a disminuir al aumentar Z, pues los electrones periféricos están cada vez más alejados del núcleo y por tanto son atraídos más débilmente.

Li

Na

K

Rb

Cs

Tabla de energías de ionización (en kJ/mol)

5.3.- Afinidad electrónica o electroafinidad Se define como la energía desprendida (a veces absorbida) cuando un átomo neutro gaseoso y aislado en su estado fundamental captura un electrón.

X(g) + e─

X─(g) + A.E.

Esta tendencia es propia de elementos con el nivel externo casi completo, los no metales, por lo que para ellos su valor será muy negativo, mientras que para los metales será pequeño o incluso positivo (se precisará energía para que se forme un ion negativo; es el caso de los metales alcalinotérreos). Para los gases nobles su valor sería muy positivo, pues al ser muy estables no presentan ninguna tendencia a ganar electrones. La afinidad electrónica varía en función del número atómico. Aunque presenta muchas excepciones, en general aumenta (en valor absoluto) cuando nos desplazamos hacia la derecha por un periodo (exceptuando los gases nobles) o cuando nos desplazamos hacia arriba por un grupo, pues en ambos casos el núcleo va teniendo una mayor fuerza atractiva. Este comportamiento se observa en la siguiente tabla y gráficas:

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H -73

He 21

Li Be -60 19

B C -27 -122

N 7

O F Ne -141 -328 29

Na Mg -53 19

Al Si P S Cl Ar -43 -134 -72 -200 -349 35

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr -48 10 -18 -8 -51 -64 -16 -64 -112 -118 47 -29 -116 -78 -195 -325 39 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe -47 -30-41 -86 -72 -53 -101 -110 -54 -126 32 -29 -116 -103 -190 -295 41 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn -45 -31 -79 -14 -106 -151 -205 -223 61 -20 -35 -91 -183 -270 41

A (eV)

4 3 2 1 0 · Na Mg Al Si -1

A (eV)

Tabla de afinidades electrónicas, en kJ/mol

P

S Cl

1,0 0,5 0,0 Li Na

K

Rb

Cs

5.4.- Electronegatividad y carácter metálico La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos que están formando enlace con otro átomo. Esta propiedad está en estrecha relación con las dos anteriores: un elemento muy electronegativo tiene gran tendencia a retener sus electrones, y por ello debe tener una energía de ionización y una afinidad electrónica elevadas; es decir, se debe necesitar gran cantidad de energía para arrancarle un electrón y debe tender a estabilizarse, perdiendo energía, cuando capte un electrón. De hecho en la escala de Mulliken, se obtiene mediante la media aritmética de ambas magnitudes: E.N. = (E.I. + A.E.) / 2 Pauling construyó otra escala de electronegatividades comprendida entre 0 (para los gases nobles) y 4 (para el flúor), que es la más utilizada actualmente. La electronegatividad aumenta al desplazarnos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica, según se desprende de la siguiente tabla de valores: Los metales tienen bajas electronegatividades, por lo que se les llama electropositivos, y a los no metales se les llama electronegativos. Esta propiedad es la que se suele tomar como referencia para determinar el carácter metálico o no metálico de un átomo y, como acabamos de ver, varían de forma inversa: a menor electronegatividad mayor carácter metálico y viceversa.

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Actividades del Tema 3: SISTEMA PERIÓDICO.

Del libro:

Páginas 88 y 89.

os

N : 4, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 16 y 18.

1.- Se dispone de información acerca de los tres elementos siguientes: el elemento A se encuentra en el 5º periodo y grupo 2 de los elementos representativos. El elemento B presenta la configuración electrónica del gas noble del tercer periodo cuando se encuentra en forma de ión (2-). El elemento C tiene en su núcleo 49 protones. a) Escribir las configuraciones electrónicas fundamentales de los elementos B y C, indicando grupo y periodo en el que se hallan. b) Indicar cuál de ellos tiene mayor carácter no metálico y ordenarlos en orden decreciente de su primer potencial de ionización. 2.- El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es, respectivamente, 2, 9, 11, 12 y 13. Señalar cuál de ellos: a) corresponde a un gas noble. b) es el más electronegativo. c) es un metal alcalino. d) presenta valencia 3. e) puede formar un nitrato cuya fórmula es X(NO3)2. 3.- Los elementos Na, Al, y Cl tienen de números atómicos 11, 13 y 17, respectivamente. a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento. + 3+ – b) Escriba la configuración electrónica de los iones Na , Al y Cl . c) Ordene, de forma razonada, los radios de los iones anteriores. 4.- Dados los elementos C, He, O y B: a) Ordenarlos de menor a mayor electronegatividad. b) Ordenarlos de menor a mayor energía de ionización. c) Razone cuantos electrones desapareados tendrá cada átomo en estado fundamental. 5.- La tabla adjunta nos da las diferentes energías de ionización expresadas en electrón-voltios del litio, sodio y potasio: a) ¿Por qué la primero energía de ionización disminuye del 1ª E.I. 2ª E.I. 3ª E.I. 4ª E.I. Li al K?. Li 5,4 75,6 122,5 --Na 5,1 47,3 71,9 99,1 b) ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada 4,3 31,8 46,1 61,1 K elemento es mucho mayor que la primera? c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del Li?. 6.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros: 22626 226251 224 X: 1s 2s p 3s p Y: 1s 2s p 3s p 4s Z: 1s 2s p

a) El radio de X es igual al radio de Y. b) La primera energía de ionización de X es mayor que la de Z.. c) La mayor afinidad electrónica corresponde a Z. d) El elemento de mayor carácter metálico es Y. e) ¿A qué grupo o familia pertenecen X y Z?.

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7.- Señalar justificadamente cuáles de las siguientes proposiciones son correctas y cuáles no: + a) El número atómico de los iones K es igual al del gas noble Ar. + b) Los iones K y los átomos del gas noble Ar son isótopos. + c) El radio de los iones K es igual que el de los átomos de Ar. (Datos: Números atómicos: Ar=18 ; K=19) 2

2

6

2

2

6

1

8.- a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s 2s 2p y 1s 2s 2p 3s . La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigne cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones electrónicas y justifique la elección. b) La segunda energía de ionización del átomo de helio ¿será mayor, menor o igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno? Razone la respuesta. 9.- Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los números cuánticos (2, 1, 0, 1/2). b) Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al carbono tiene de 2 2 configuración electrónica de su capa de valencia ns np . c) Si un elemento químico que pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere en su capa de valencia una configuración electrónica correspondiente al grupo 18. 10.- Razone qué gráfica puede representar: a) El número de electrones de las + +2 +3 especies: Ne, Na , Mg y Al . b) El radio atómico de los elementos: F, Cl, Br y I. c) La energía de ionización de: Li, Na, K y Rb. 11.- El electrón diferenciador de un elemento tiene los siguientes números cuánticos: (4, 0, 0, 1/2). a) ¿Qué clase de elemento es? b) ¿En qué grupo y período se encontrará? c) Escribe la posible configuración electrónica de dicho elemento. 12.- Disponemos de la siguiente información de dos elementos X e Y. El elemento X tiene la misma + configuración electrónica que la especie Ar . Por otro lado, Y es un elemento del tercer período cuyo ion más frecuente tiene carga 2+. a) Indica de qué elementos se trata. b) Justifica cuál de ellos tendrá mayor carácter metálico. + c) ¿Sería posible la existencia del ion Ar en un compuesto químico?...