UNIDAD III

TABLA PERIÓDICA

DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA.- A principios del siglo XIX se descubrió más y más elementos Químicos y se determinaron sus propiedades. Se observo que ciertos grupos de elementos tenían propiedades similares. Esto llevo a varios Químicos de esa época a tratar de clasificar en grupos a los elementos que fueran similares.

Lothar Meyer.- (1839-1895) Químico Alemán se ingenio la clasificación de los elementos en una tabla teniendo en cuenta las variaciones periódicas de sus propiedades. Su tabla incluyo 56 elementos.

Dimitri Mendeleev.- (1834 1907) Químico Ruso inventó una tabla similar, su tabla fue más avanzada que la de Meyer, sin embargo Mendeleev dejó espacios y predijo que se llenarían con nuevos elementos que se descubrieran en el futuro. También predijo las propiedades de estos elementos aún no descubiertos basándose en su posición en la tabla.

Estas dos tablas periódicas tenían un error y fue un hecho de que los elementos fueron clasificados en orden creciente de los pesos atómicos, esto causo que varios elementos quedaran mal colocados en la tabla periódica.

H. Q. Moseley.- (1887 1915) Determinó la carga del núcleo y concluyo que los elementos deberían clasificarse de acuerdo al incremento en su número atómico. Esto corrigió las discrepancias anteriores en la tabla periódica. Esta clasificación de los elementos de acuerdo al número atómico es la base de la ley periódica que establece que algunas de las propiedades físicas y algunas propiedades químicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. Hoy en día, sabemos que estas variaciones periódicas se deben a la configuración electrónica de los elementos.

Periodos, grupos o familias.- las filas horizontales en la tabla periódica se llaman periodos y en total hay 7 periodos y las columnas verticales se llaman grupos y en total hay 18 grupos. Estos grupos están divididos en subgrupos A y B. Los subgrupos A debido a sus similitudes dentro del grupo son llamados a menudo familias. Algunas de estas familias llevan nombres especiales tal como es el caso de:

Los metales alcalinos para el grupo IA., metales alcalinos Térreos para el grupo IIA Halógenos para el grupo VIIA, los otros grupos son algunas veces clasificados de acuerdo al primer miembro del subgrupo o familia. Así los elementos del subgrupo IIIA, algunas veces son llamados la familia del Boro, los elementos del subgrupo IVA como la familia del carbono, los elementos de subgrupo VA como la familia del Nitrógeno, los elementos del subgrupo VIA como la familia del Oxigeno. El ultimo grupo llamado cero o en algunas veces llamado Grupo VIIIA, contiene una serie de elementos con una configuración muy estables conocidos como Gases Nobles. Estos elementos tienen muy poca tendencia a reaccionar con otros. Por esta razón originalmente fueron denominados gases inertes (puesto que ellos son gases a temperatura ordinaria). Hoy sabemos que ellos reaccionan en condiciones apropiadas, aunque las condiciones son un poco drásticas. Por esta razón son llamados gases nobles. El término gas noble implica que estos elementos tienden a existir por ellos mismos o sea en estado libre.

CLASES DE ELEMENTOS.- Así como han sido clasificados los elementos en metales y no metales, los elementos también pueden dividirse en cuatro clases a saber: elementos representativos, gases nobles, elementos de transición y elementos de transición interna.

Clases de elementos en la tabla periódica en donde se localiza las 4 clases de elementos de los subgrupos A y B.

IA IIA VIIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

ELEMENTOS

REPRESENTATI

VOS

IIIUB IVB VBVIB VIIB IB IIB

ELEMENTOS DE TRANSICIÒN

ELEMENTOS

REPRESENTAT

IVOS

GASES

NOBLES

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

Elementos Representativos.- Los elementos representativos son los subgrupos A - IA hasta VI IA. En estos elementos. El nivel de energía más externa está incompleto y los electrones están ocupando los orbitales S o P, al pasar de un elemento representativo al próximo. Por tanto la configuración electrónica para estos elementos será desde ns1, np5 por ejemplo:

11Na (sódio) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.

Gases Nobles.- Los gases nobles forman el último grupo en la tabla. Cada elemento de este grupo tienen el conjunto de orbitales S y P completamente llenos, así la configuración electrónica para los electrones más externos en cada caso es PS (con excepción del helio). Esta es una configuración electrónica aparentemente muy estable por ejemplo la configuración electrónica para el Neon es la siguiente:

10 Ne 1s2, 2s2, 2p6.

Elementos de Transición.- Los elementos de transición son las series en las cuales un conjunto de orbitales d, esta lleno. En general el nivel de energía más externo tendrá una configuración de ns, (exceptuando los grupos VIB y IB). Además se presenta la configuración (n-1) d 1 hasta (n-1) d10. Por ejemplo la configuraciòn electronica para el Niquel es la siguiente

28 Ni ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8.

Elementos de transición Interna.- Las series de transición interna son las 2 series de los elementos desde el 58(Cesio Ce), hasta el 71 (Lutecio Lu), y desde 90 hasta el 103 en los cuales se esta llenando un conjunto de orbitales f. Algunas veces estas son llamadas series de transición largas. En general estos elementos tienen 3 niveles de energía incompletos ya que un electrón entra en un orbital d antes que el conjunto de los orbitales f empiece a llenarse, en consideración esta serie de transición interna se les conoce como Lantánidos y Actínidos, por ejemplo tenemos la configuración electrónica para el Uranio que es la siguiente:

92U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2,5f3,6d1.

ELECTRONES DE VALENCIA.-Los electrones en los niveles de energìa externos se denominan electrones de valencia y que seran utilizados en la formaciòn de compuestos. Para los elementos representativos el nùmero de electrones de valencia corresponde al nùmero del grupo, por ejemplo el sodio (Na) tiene un electron de valencia puesto que esta ubicado en el grupo IA, el Magnesio(Mg) tiene dos electrones de valencia puesto que se halla ubicado en el grupo IIA, el Aluminio tiene tres electrones de valencia, el Silicio cuatro electrones de valencia, el Fosforo tiene cinco, el Azufre tiene seis, el Cloro tiene siete etc. Para los elementos de transiciòn los electrones en el orbital s de los niveles de energìa mas externos son utilizados en la formaciòn de compuestos al igual que los electrones de orbitales d, siendo seis el nùmero màximo, por ejemplo el Escandio (Sc) del grupo IIIB tiene tres electrones de valencia, el Titanio ( Ti) tiene cuatro, el Vanadio ( V) tiene cinco, el Cromo (Cr) tiene seis y el Manganeso (Mn) tiene siete.

Para los elementos representativos, a menudo es conveniente presentar los electrones de valencia de un atomo utilizando la notaciòn denominada KERNEL o NOTACIÔN ELECTRONICA DE PUNTO. En esta notaciòn el simbolo para un elemento es usado para representar el nùcleo y todos los electrones internos y el punto representa el electron de valencia. Por ejemplo la notaciòn electronica para los 18 primeros elementos.

1

H°

2

He°

3 4 5 6 7 8 9 10

Li° °Be° °B° °C° °N ° °O° °F° °Ne°

11

Na°

12

°Mg°

13

°Al°

14

°Si°

15

°P°

16

°S°

17

°Cl°

18

°Ar°

NOTACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS.

ELECTRÓN DIFERENCIAL.- El electrón diferencial en un átomo es el electrón que hace que un átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede también decirse que es el último electrón que se va agregando al construir la tabla periódica siguiendo el orden de AUFAU. En general para los elementos representativos el electrón diferencial está en el orbital s o en el orbital p, para los elementos de transición el electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con excepción para los grupos VIB Y IB) y para los elementos de transición interna el electrón diferencial hasta en el orbital f.

Por ejemplo:

E=1

3 Li 1s2, 2s1 Electrón Diferencial

4Be 1s2, 2s2 Electrón Diferencial

19K1s2,2s2

3s2, 3p6, 4s1 E.D.

20Ca1s

2p6, 3s2, 3p6, 4s2 E.D.

PROPIEDADES DE LA TABLA PERIÓDICA

Propiedades Metálicas.- Dentro de cada periodo en la tabla periódica los elementos tienden a disminuir su carácter metálico o aumentar su carácter no metálico de izquierda a derecha a lo largo de dicho periodo. Dentro de un grupo o familia, las propiedades metálicas aumentan a medida que descendemos en el grupo, esto es especialmente notable en los subgrupos IIIA, IVA, y VA en donde cada elemento a medida en que descendemos en el grupo varía de un elemento no metálico a metálico.

Tamaño Atómico.- A lo largo de cualquier periodo en la tabla hay decrecimiento pequeño aunque generalizado en el tamaño del radio atómico.

Esto se debe al hecho de que ha medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va aumentando de uno en uno en cada elemento, a pesar de esto, hay también un incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacia el núcleo.

Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien considerable en el tamaño atómico, el tamaño atómico se da en ángstrom (0A).

RADIOS ATÓMICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS

3

Li

1,23

4

Be

0,90

5

B

0,82

6

C

0,77

7

N

0,75

8

O

0,73

9

F

0,72

10

Ne

0,71

11

Na

1,54

12

Mo

1,36

13

Al

1,18

14

Si

1,11

15

P

1,06

16

S

1,02

17

Cl

0,99

18

Ar

0,98

19

K

2,03

20

Ca

1,74

31

Ga

1,26

32

Ge

1,22

33

As

1,20

34

Se

1,16

35

Br

1,14

36

kr

1.12

Tamaño (°A)

Amgstron

Tamaño Iónico.- El Ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones puesto que el electrón tiene carga negativa, cuando un átomo pierde un electrón adquiere una carga positiva. Por ejemplo cuando un átomo de Sodio pierde un electrón, se convierte en ion +Na

Na -1e Na 1+

Ca -2e Ca 2+

De igual manera cuando un átomo gana un electrón o más electrones este se convierte en un ion con carga negativa, como por ejemplo del caso del Azufre.

S + 2e S – 2

Cuando un átomo de Cloro gana un electrón para forma el ion cloruro, hay un aumento en tamaño, el radio del ion cloruro es mayor que el átomo de cloro.

El radio iónico se da en ángstrom

RADIOS IÓNICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS. (0A)

3

Li+

0.60

4

Be2+

0.31

5

B3+

0.20

11

Na+

0.95

12

Mg2+

0.65

3

Al3+

0.50

19

K+

1.33

20

Ca2+

0.99

21

Sc3+

0.81

22

Te3+

23

V3+

0.74

24

Cr3+

0.69

25

Mn2+

0.80

26

Fe2+

0.76

27

Co2+

0.75

28

Ni2+

0.72

31

Ga3+

1.13

Energía de Ionización.- Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo o un ion. La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo, la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y la tercera energía es igualmente mayor que la segunda.

Una vez adquirida la configuración de gas noble, como en el caso del Na +, Be2+, y Mg2+ la próxima energía de ionizaciòn es muy alta.

Esto explica por que una vez que se ha obtenido la configuración de gas noble, no se pueden remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química. Si comparamos la primera energía de ionización entre los elementos de un periodo, hay un incremento general. Al igual que en la comparación del tamaño atómico, esto se debe al hecho de que el electrón removido en cada caso está en el mismo nivel de energía pero hay mayor carga nuclear ejerciendo atracción sobre dicho electrón. La energía de ionizaciòn se da en Kilocalorías/mol.Ejemplo

Seleccionar el átomo o ion con mayor energía de ionización entre los siguientes ejemplos:

a) Na, Al, Cl, Br.

b) Na+, Mg2+.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE ALGUNOS ELEMENTOS (EN KILOCALORÍAS/ MOL) EN EL ORDEN DE PRIMERO, SEGUNDO, Y TERCERO ENERGÍA DE IONIZACIÒN.

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

1

H

313

2

He

567

1,250

3

Li

124

1,744

4

Be

215

420

3,550

5

B

191

580

875

6

C

260

560

1.100

7

N

335

680

1,100

8

O

314

811

1.270

9

F

402

805

1,450

10

Ne

497

950

1,500

11

Na

1,090

12

Mg

176

347

1,850

13

Al

138

435

656

Afinidad Electrónica.- La cantidad de energía liberada cuando un átomo gana un electrón se llama afinidad electrónica, por ejemplo la afinidad electrónica desde el nitrógeno hasta el oxígeno y hasta el flúor la electronegatividad se incrementa, al igual que el tamaño atómico y la energía de ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es mayor.

De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos grupo VIIA la afinidad electrónica disminuye.La afinidad electrónica se da en Kilocalorías/mol.

AFINIDAD ELECTRÓNICA PARA ALGUNOS NO METALES (KILOCALORÍAS / MOL).

Electronegatividad.-La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia general de ese átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta determinada a partir del electro-afinidad y de la energía de ionización.

Sin embargo, no es una medida de energía, pero si una simple tendencia de los átomos para atraer electrones. Hay diferentes escalas de electronegatividad para la mas común es la escala que realizo LINUS PAULING.

N

Casi Cero

O

35

F

85

S

53

Cl

87

Br

82

La electronegatividad aumenta a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un periodo y disminuye a medida que bajamos en un grupo. El concepto de Electronegatividad es muy útil para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos para predecir el tipo de enlace del mismo y para la polaridad de enlace y moléculas. La electronegatividad no tiene unidades.

ELECTRONEGATÍVIDAD PARA ALGUNOS ELEMENTOS COMUNES,

(ESCALA DE PAULIN).

Iones Monoatómicos.- Los conceptos de energìa de IONIZACIÒN, Electroafinidad y Electronegatividad con relación a los metales y no metales a dado lugar a predecir que clase de iones pueden formar varios elementos, para llegar a adquirir la configuración electrónica de Gas Noble al formar los compuestos. Al formar los iones solo se ganan o pierden electrones. Hay algunos casos que se conocen iones +3 (Al +3) y –3 (N 3- ) pero estos son casos muy raros.

No se conoce casos en los cuales la carga sea mayor que tres. Se va a considerar solo iones monoatómicos simples. Así el grupo IA puede perder un electrón de valencia para formar iones +1

H

21

Li

1

B

2

C

2.5

N

3

O

3.5

F

4

Na

0.9

Al

1.5

Si

1.8

P

21

S

2.5

Cl

3

K

0.8

Ca

1

Sc

1.3

Ti

1.5

V

1.6

Cr

1.6

Mn

1.5

Fe

1.8

Co

1.8

N

1.8

Cu

1.9

Zn

1.6

Ga

1.6

Ge

1.8

As

2

Se

2.4

Br

2.8

como el Na +. En el grupo IIA se forman iones +2 como el Ca2+. Y la formación de iones monoatómicos negativos en este caso gana electrones. Así tenemos el grupo VIIA Halógenos que forman iones –1 como el Cl-1 el grupo VIA forman iones –2 como el S-2, el N ocasionalmente forman iones –3 N-3, los elementos que están colocados en la parte superior de cada grupo tienen mayor tendencia a formar iones.

Especies Isoelèctricas.- Sustancias tales como àtomos, iones o moléculas que tienen el mismo nùmero de electrones se denomina Isolèctricas. Los elementos del grupo IA solo pierden un electrón de valencia.

Ejemplo:

El Na -1 Na +1 y de esta manera este sodio resultante tiene la misma configuración del Ne 1S2, 2S2, 2P6

Ne y Na son Isoèlectricas. También el Mg2+, Al3+, F-, O2-, N3-, son Isoèlectricas con el Ne.

Ejercicios: Escribir las fórmulas para los cuatro iones Isolèctricos con el Argòn 3S2, 3P6.

S2- , Cl- , K+, Ca2+ .