La Tabla Periodica

5/16/2018 La Tabla Periodica - slidepdf.com

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LA TABLA PERI ÓDI CA

TABLA PERI ÓDI CA DE LOS ELEMENTOS QUÍ MI COS

El químico ruso Dmitri Mendeléiev es el creador de la t ab la pe r iód i ca. Estudió los elementosconocidos en su época y observó que al colocarlos siguiendo un determinado orden, se repetíanalgunas propiedades.Asimismo, predijo el descubrimiento de nuevos elementos. En la actualidad todos ellos han sidoaislados y tienen un nombre; el mendelevio se llama así en su honor. Mendeléiev aplicó susexperimentos a la producción agrícola basada en principios científicos, aumentando su rendimientode tal forma que sus métodos se utilizaron en muchas industrias rusas.

CU R S O : QU Í M I C A COMÚN

MATERI AL QC N° 0 5



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I NTRODUCCI ÓN

El gran número de elementos conocidos y sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente declasificarlos. Se descubre y enuncia como consecuencia, la ley periódica de los elementos químicos y producto de ella el año 1869 se conforma la tabla periódica .

J. Lothar Meyer en 1864 publica la primera versión de la tabla periódica. En 1869 los trabajos

realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev rinden frutos y es él quien con justiciala historia menciona como creador de lo que hoy conocemos como “tabla periódica ”.

La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidadquímica, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún nohabían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos.

LA TABLA PERI ÓDI CA

El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo ladistribución de los electrones en el nivel más externo la que determina principalmente su

reactividad y naturaleza química. Por esta razón, aquellos elementos que poseen una distribuciónelectrónica similar presentarán propiedades químicas similares.

Las prop iedades de los á tomos se rep i ten per iód icamente s i los e lementos qu ím icos seo r denan según su núm er o a t óm ico c r ecien t e ( Z ) .

Antiguamente la periodicidad en la clasificación de los elementos fue concebida como función desu masa atómica. Hoy se sabe ciertamente que la periodicidad; como propiedad, es función delnúmero atómico, vale decir, depende exclusivamente de la configuración electrónica.

CLASI FI CACI ÓN PERI ÓDI CA D E LOS ELEMENTOS

Entre las muchas clasificaciones que otorgamos a los elementos de la naturaleza, debemosdestacar la más importante; la c las i f i cac ión p er iód ica , trabajo realizado por J. Lotear Meyer yDimitri Mendeleiev en el año 1869, que entre otras cosas predijeron la existencia de elementosaún no encontrados.

Inicialmente la periodicidad en la clasificación de los elementos fue concebida de la siguienteforma: “muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica desus masas atómica”, en otras palabras, son dependientes de la masa de los elementos. Hoysabemos que esto no es así, más aún la periodicidad como propiedad es función del númeroatómico y por lo tanto, de su configuración electrónica.

La clasificación de los elementos que en la actualidad estudiamos está presentada en forma de

tabla, donde los elementos están dispuestos según orden creciente de sus números atómicos,ubicándose en columnas y filas respectivas. Las columnas son llamadas GRUPOS, en tanto las filasson denominadas PERÍODOS. Los elementos con número atómico superior a 92 son llamadost r ansu r án icos (Uranio, Z= 92) y todos son artificiales.



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Per íodo

La tabla periódica presenta 7 períodos, y cada uno de ellos ubica elementos con número atómicocreciente de izquierda a derecha. El período para cada elemento indica la cantidad de niveles deenergía que presenta. Así entonces, si un elemento presenta número atómico igual a 6, suconfiguración electrónica sería 1s2, 2s2 2p2, por lo tanto debemos ubicarlo en el período 2(segunda fila), puesto que posee sólo 2 niveles de energía donde ubica estos 6 electrones. Si

presenta Z= 16, su configuración es, 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p4 y por tanto, queda ubicado en elperíodo 3.

Grupo

La tabla periódica presenta 18 columnas, cada una de ellas ubica elementos con número atómicocreciente de arriba hacia abajo. Los elementos químicos en una misma columna tienencomportamiento químico similar , esto significa que presentarán el mismo tipo de reacción frentea otro elemento y por tanto enlazarán de manera similar.

Los grupos se designan con número romano y van del I al VII, existe un grupo muy particularllamado grupo VIII o grupo 0 y corresponde a la familia de los gases inertes. Para el resto de los

grupos existe una subclasificación llamada “familia de grupos”.

Grupo A: ELEMENTOS REPRESENTIATIVOS.

Grupo B: ELEMENTOS DE TRANSICIÓN EXTERNA.

NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS

GRUPO NOMBRE

I - B METALES DE ACUÑAR

I – A METALES ALCALINOS

II – A METALES ALCALINO – TÉRREOS

III – A TÉRREOS

IV – A CARBONOIDES

V – A NITROGENOIDES

VI – A ANFÍGENOS

VII – A HALÓGENOS

0 GASES INERTES



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ELEMENTOS METÁLI COS

• Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga).• Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica.• Tienen brillo metálico.• Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin

romperse (confección de hilos o alambres metálicos).• Son muy buenos conductores de calor.• Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la confección de

láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).

ELEMENTOS NO M ETÁLI COS

• Carecen de brillo metálico. • No son dúctiles ni maleables. • Son malos conductores de corriente eléctrica y calor. • Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema periódico.

ELEMENTOS METALOI DES

• Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio,metaloide semiconductor , con amplios usos tecnológicos.

Considerando los conceptos adquiridos respecto a la configuración electrónica y la tabla periódica,es necesario comprender y repasar algunas definiciones que serán de ayuda en futuros ejercicios:

Def in ic iones re levantes :

Electrón diferencial : es el último electrón de la configuración electrónica, el másenergético. Se ubica en cualquier orbital.

Electrones de valencia : son aquellos que se encuentran en el último nivel incompleto. Enalgunos casos, los electrones de valencia también se ubican en el penúltimo y/oantepenúltimo nivel energético.

Electrones desapareados : es aquel o aquellos que se encuentran “solos” en un orbital.

Ejercicio resuelto:

Resolvamos una configuración electrónica y ubiquemos al elemento dentro de un grupo:

Z = 1 2• Configuración electrónica:

1 s2 , 2 s2 2 p 6 , 3 s2

• Período y grupo al que pertenece:

P = 3 ; G= I I

• Clasificación del elemento: Re p r e se n t a t i v o ( I I – A )

• Naturaleza del elemento:

Meta l a lca l ino – t é r reo ( MAGNESI O)• Electrones de valencia:

2

• Electrones desapareados:0



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LAS PROPI EDADES PERI ÓDI CAS

Anteriormente, hemos visto que la configuración electrónica de los elementos indica una claraperiodicidad con el aumento del número atómico, por consiguiente otras propiedades mostrarántambién variaciones periódicas definiendo el comportamiento químico del elemento.

Examinaremos algunas de estas propiedades clasificándolas de acuerdo a su naturaleza y

magnitud.Para una mayor compresión, es conveniente separarlas en dos grupos;

Las primeras se refieren a r e laciones de t am año y son:

• el volumen atómico molar.

• los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos.

• la densidad

• el punto de fusión y ebullición

Las segundas; son de carác ter energét ico y se denominan pr op iedades m agné t i cas, entreellas destacan:

• el potencial de ionización o energía de ionización.

• la afinidad electrónica o electroafinidad.

• la electronegatividad.

Cabe mencionar que una propiedad no es per iód ica cuando los valores que presenta sons iem pr e c r ec ien t es o decr ec ien t es a m ed ida que aum en t a e l núm er o a t óm ico. Ejemplo deéstas son la m asa a t óm ica y el calor especí f ico .

PROPI EDADES RELACI ONAD AS CON EL TAMAÑ O

Vo lumen A tóm ico Mo la r

Se refiere al volumen ocupado por un mol de átomos. Dicho de otro modo, el volumen atómicomolar corresponde a los centímetros cúbicos ocupados por un mol de átomos.

EL MOL

A diario utilizamos unidades para referirnos a un número determinado de objetos. Hablamos deun par de zapatos para referirnos a 2 unidades y de una docena de huevos para decir 12, pero¿cóm o podem os con t a r á t om os y m o lécu las? Dado que son partículas muy pequeñas, es indispensable disponer de una “unidad de conteo”. Launidad que los químicos utilizan es el Mol , del latín moles que significa montón. El mol representaun número definido de átomos, moléculas, iones, electrones o cualquier otro tipo de partículaelemental.

Un M o l es l a can t idad de sus t anc ia que con t iene 6 , 022 x 10 2 3 par t í cu las e lementa les.

“ 1 m o l de á t om os en es t ado gaseoso ocupa un vo lum en ( en cond ic iones no r m a les) de

22 , 4 l i t r os ” .



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Considerando lo anterior, el v o l u m e n a t ó m i co m o l ar (Vam ) se define por la relación:

Vam =PAd

donde PA = Peso atómico

d = Densidad

El v o l u m e n p a r a u n á t o m o viene dado por:

V = am

0VN donde V = Volumen de un átomo

N0 = N° de Avogadro = 6,02 x 1023 átomosMol

Var iac ión de l Vo lum en A tóm ico en e l Sis tem a Per iód ico .

Los volúmenes atómicos a u m e n t a n en los g r u p o s a medida que a u m e n t a e l n ú m e r oa t óm ico , es decir, con el aum en t o de l núm er o cuán t i co p r i nc ipa l.Por ejemplo: Gr u p o I - A; Li = 13,2; Na = 23,7; K = 46,5; Rb = 55,9 (cm3 /mol).

En los periodos los volúmenes atómicos d ism inuyen en e l i n t e r va lo qu e va desde losmeta les a lca l inos has ta los meta les de t rans ic ión y luego aum en t a has t a e l gasnob le correspondiente.

Los mayores volúmenes corresponden a los metales alcalinos (Grupo I-A) esto justifica susbajas densidades, su escasa dureza y sus bajos puntos de fusión.



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EL RADI O ATÓMI CO

Rad io A tóm ico en Me ta l es

Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos del metal .

Para el oro:144 pm

Radio a tóm ico en No Meta les

Para los no metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos

en las moléculas diatómicas de los elementos .

37 pm

Molécu la de H 2

Como el núcleo tiene carga positiva, atrae hacia sí a los electrones, sin embargo, los electrones serepelen por su carga negativa, ambas contribuciones de fuerza electrostática de t e r m inan e l

t a m a ñ o d e u n á t o m o .

Var iac ión de los Rad ios A tóm icos en e l Sis tem a Per iód ico .

En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hastael grupo de los halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes.

El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es e l aum en t o de l a ca r ganuc lear e fec t iva (Zef ) , es decir, los electrones más externos son atraídos fuertementehacia el núcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a loselectrones externos contra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor.

Así, por ejemplo: en el período 2 se observa que; Li = 1,52 Å; Be = 1,11 Å; B = 0,77 Å yC = 0,77 Å.

En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuantom ayor es e l núm er o cuán t i co p r inc ipa l de una capa , su r ad io es m ás g r ande .

De este modo: en el grupo I - A los radios observados son Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å;Rb = 2,44 Å.



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Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será:

Rad ios I ón i cos

Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando entonces especies químicas cargadas alas cuales se les denomina i ones. Por lo tanto, el radio iónico, es el tamaño de los iones, sea éstecatión o anión.Podemos preguntarnos como es el radio de un catión y de un anión con respecto al elementoneutro.

Por ejemplo:

Na: 10[Ne] 3s1 ; Na+: 10[Ne] (tiene 2 niveles de energía)

Se deduce r Na+ < r Na

Cl: 10[Ne] 3s23p5 ; Cl-: 18[Ar] (al llegar un electrón, la nube electrónica se expande).

Se deduce r Cl- > r Cl

Sintetizando:

“ E l r ad io de un ca t i ón es m enor que e l r ad io de l á t om o neu t r o , pa r a un m ism oe lem en t o ”

“ El r ad io de un an ión es m ayo r que e l r ad io del á t om o neu t r o , pa r a un m ism o e lem en t o ”

I ones I soelect r ón i cos

Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuraciónelectrónica.

La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) ysus respectivos radios iónicos.

F-1

Na+

Mg+2

Al+3

1.36 Å 0.95 Å 0.65 Å 0.50 Å

Para lo anterior se cumple que:

r Al+ 3 < r Mg

+ 2 < r Na+ < r F

- 1

RADIO ATÓMICO



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Dens idad en la tab la per iód ica

En un período (fila) la densidad aumenta desde los extremos hacia el centro. En el caso de losgrupos, la densidad aumenta con el aumento del número atómico. Los elementos más densosestán en el centro inferior de la tabla periódica.

Los Punt os de Fus ión y Ebu l l i c ión

Las tendencias en los puntos de fusión y ebullición se justifican en parte por la medida de lasfuerzas de atracción entre átomos o moléculas.

Tomando como ejemplo el grupo de los halógenos en el sistema periódico, los 2 primeros (flúor ycloro) son gases a temperatura ambiente, el bromo (con mayor número atómico) es un líquido

rojizo y el yodo es un sólido de color oscuro. La tendencia observada de gas a líquido y luego asólido permite concluir que la atracción entre los átomos es mayor conforme aumenta el númeroatómico (Z). La tendencia general para el aumento de ambas propiedades es la que sigue

MAYOR DENSI DAD



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Ener g ía de I on izac ión

PROPI EDADES MA GNÉTI CAS

Energ ía de I on i zación o Po tenc ia l de I on i zación ( P. I . )

La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar unelectrón desde el estado fundamental o ión gaseoso. A diferencia de los átomos en los líquidos yen los sólidos, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos.

Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na estádada por el proceso siguiente:

+ -(g) (g)Na + P.I. Na + e→

“ El va lo r de l a ene r g í a de p r im er a i on i zación depende de u na com b inac ión de l a ca r ganuc lea r e f ect i va , e l r ad io a t óm ico y l a con f igu r ac ión e lect r ón i ca” .

El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para laeliminación sucesiva de electrones adicionales.

Var iac ión de la energ ía de ion izac ión en e l s i s tem a Per iód ico .

En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución entrelos grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las configuracioneselectrónicas.

En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye.

Es necesario destacar qu e los menor es valores de PI corresponden a los m etales alcalinos y

los may ores valores de PI a los gases nobles.

Gráf ico de Potenc ia les de ion izac ión para a lgu nos m eta les y gases nob les



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Af in idad Elec t rón ica o Elec t roa f in idad ( E.A .)

Los átomos no sólo pierden electrones para formar iones positivos, sino también los ganan paraformar iones negativos. Como su nombre lo indica, la afinidad electrónica es una medida de latendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un átomo,es más probable que gane un electrón.

Cuantitativamente, la af in idad e lec t rón ica se define, y se determina experimentalmente, comol a ene r g í a r eque r ida pa r a sepa r a r u n e lec t r ón de un an ión gaseoso .

- -(g) (g)A + Energía A + e→

Tam b ién se de f i ne com o la ene r g í a l i ber ada cuando un á t om o de un a m ues t r a gaseosacap t a un e lect r ón en su n i ve l m ás ex t e r no .

- -(g) (g)A + e A + Energía→

Tanto los factores que la condicionan como su variación en el sistema periódico son homologablesal P.I., esto quiere decir que; al avanzar en los per íodos, el radio atómico decrece y el electrónque se agregue a la capa externa está más cercano a una carga positiva, por consiguiente, sel ibera más energ ía cuando se agrega un e lec t rón . En cambio, al bajar por un g r u p o , losradios de las capas aumentan porque el número cuántico principal es mayor. El electrón agregadoestá más lejos de la carga positiva en el núcleo. En consecuencia, la cant idad de energ íal i be r ada cuando se ag r ega un e lect r ón es m enor .

Elec t ron egat i v idad ( E.N. )

La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidoshacia su nube o densidad electrónica.

La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permitedecidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula.

La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlaces,postula una escala donde asigna el valor de 4 , 0 a l f l úo r , elemento más electronegativo, quientiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0 . 7 pa r ael ces io elemento que tiene la menor atracción por un par electrónico enlazado.

En la tabla siguiente se presentan algunos elementos con su correspondiente electronegatividad.

H 2,1Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 F 4,0

Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 Cl 3,0K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Br 2,8



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Variaciones Periódicas de la E.N.

En los Períodos, la E.N. aumenta al aumentar Z. Al aumentar Z en los grupos, la E.N. disminuye.

Var iac ión de la Elec t roa f in idad y E lec t r onegat i v idad en e l s i s tem a per iód ico



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TEST DE EVALUACI ÓN MÓDULO 05

1. El elemento con configuración electrónica 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p2 pertenece a

Período Grupo

A) 1 IV – A

B) 3 IV – AC) 3 VI – AD) 2 VI – AE) 5 II – A

2. El elemento con configuración electrónica 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2

I) es un metalII) es un no –metalIII) presenta estado de oxidación +1

Lo correcto es

A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) I y IIIE) II y III

3. “Capacidad de los átomos para atraer uno o más electrones externos”, el enunciado se refierea la propiedad periódica denominada

A) electronegatividad.B) energía de ionización.C) densidad atómica.

D) volumen molar.E) radio iónico.

4. La configuración electrónica externa del tipo ns2 np4, corresponde a los

A) metales alcalino- térreos.B) anfígenos.C) gases nobles.D) halógenos.E) metales alcalinos.

5. Los estados de oxidación -3 y +5 se dan generalmente en elementos cuya configuraciónelectrónica externa es del tipo

A) ns2 np1 B) ns2 np2 C) ns2 np3 D) ns2 np4 E) ns2 np5



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6. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es errónea?

A) El elemento menos electropositivo es el flúor.B) El grupo de mayores potenciales de ionización es el de los gases nobles.C) El elemento menos electronegativo es el francio.D) El elemento hidrógeno es un metal.E) El elemento de mayor radio atómico es el francio.

7. Un elemento metálico presenta todas las siguientes características, excep t o

A) tiene tendencia a perder electrones.B) es buen conductor de la electricidad.C) presenta sólo estado de oxidación positivo.D) tiene electronegatividad alta.E) posee bajo potencial de ionización.

8. Si un elemento presenta las siguientes características

• es estable electrónicamente.• cuesta mucho sacarle un electrón.• no presenta tendencia a ganar electrones.

Es casi seguro que se trata de un

A) metal.B) no- metal.C) anfótero.D) ión.E) gas noble.

9. Los iones 7N-3 y 12Mg+2

A) son isoelectrónicos.B) tienen igual tamaño.C) presentan diferentes configuraciones electrónicas.D) tienen sus niveles incompletos.E) pertenecen al mismo grupo.

10. Al acercarse dos átomos para unirse, el comportamiento básico de cada unos de ellos se lodan fundamentalmente

A) todos los electrones de cada átomo.B) los electrones de valencia de cada uno.C) los núcleos de los átomos.D) la carga que adquieren.E) el período al que pertenecen.

DMNQC05

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