Estructura atómica y sistema periódico. 1.-...

Estructura atómica y sistema periódico.

Química 2º Bachillerato. IES Francés de Aranda. Teruel 1

1.- INTRODUCCIÓN En este tema vamos a estudiar distintos modelos o teorías para explicar la materia. Esto no es algo nuevo. También nos tenemos que plantear las siguientes cuestiones: ¿Qué es un modelo? ¿Se puede cambiar un modelo? Revisemos algunos antecedentes sobre la materia. a) Leucipo (Λεύκιππος), Demócrito (V-IV a. C. Abdera, Tracia). ATOMISTAS. b) Teoría atómica molecular de John DALTON (6 septiembre 1766- 27 julio 1844, Inglaterra) ● Modelo (1808) - la materia está formada por unas partículas indivisibles e inalterables que denominamos átomos - todos los átomos de un mismo elemento son iguales - todos los átomos de distintos elementos son distintos - las sustancias compuestas se forman por la unión de dos o más átomos. ● ¿Qué explica? Diferencia entre: - Sustancias simples, elementos - Sustancias compuestas, compuestos - Aparición de las primeras fórmulas ● ¿Qué hechos conocidos por nosotros no es capaz de explicar este modelo? - El átomo tiene electrones, protones, neutrones, es divisible - La formación de iones - La existencia de isótopos ● ¿Un modelo se puede cambiar? ¿Cuándo no nos sirve un modelo?

c) Descubrimiento del electrón. Se debe a Thomson. En los tubos de vidrio haciendo pasar por ellos la corriente eléctrica y presión baja se observaba unos rayos denominados rayos catódicos. Estos rayos se originan cuando los electrones procedentes del cátodo del tubo de vidrio chocan con los átomos del gas y les arrancan electrones que son los rayos catódicos. Cuando se estudiaron sus propiedades se determinó que estaban formados por partículas con masa, energía y carga negativa. Para cualquier gas que se introducía en el tubo de vidrio se observaban las mismas características, la misma carga y la misma masa. Estas partículas se denominaron electrones. - Thomson determinó la relación q/m en los rayos catódicos que valía 1,76 10 11 C/Kg y era constante fuera cual fuera el gas del interior del tubo - Millikan determinó la m= 9,11 10 -31 Kg y por lo tanto q= 1,6 10 -19 C.



d) Descubrimiento del protón. Se debe a Rutherford. En tubos de vidrio modificados, con cátodo perforado, y en las mismas condiciones del descubriendo de los rayos catódicos se observaba unos rayos denominados canales o positivos que están formados por los iones positivos que quedan al formarse los rayos catódicos. Cuando se estudiaron sus propiedades se determinó que estaban formados por partículas con masa, energía y carga positiva. Según el gas que se introducía en el tubo de vidrio modificado se observaba distinta carga y masa. Relación q/m no constante Cuando el gas era hidrógeno la carga era la misma que la de los electrones pero positiva y la masa unas 2000 veces mayor que la de los electrones. Estas partículas observadas en el caso del hidrógeno se denominaron protones. - Si el gas es el hidrógeno q/m = 9,58 10 7 C/Kg, 1835 veces menor que la relación q/m de los rayos catódicos, por lo tanto como la carga es la misma, la masa de las partículas (en los rayos canales para el hidrógeno) es 1835 veces mayor que la masa del electrón. m(hidrógeno)= 1,6725 10 -27 Kg Electrón Protón

Carga - Carga +

- 1,6 10 – 19 C + 1,6 10 -19 C

Menor masa 1835 veces mayor la masa que la del electrón

e) Descubrimiento del neutrón. Se debe a Chadwick (1931). Los científicos se encontraron muchas dificultades para su descubrimiento. Se utilizó un acelerador de partículas en el que se bombardeaba de átomos de Be con partículas α (núcleos de helio)

nCHeBe 10

126

42

94 +→+

La partícula que se detectó tenía masa y energía pero no tenía carga. Se denominó neutrón. Electrón Protón Neutrón

Carga - Carga + Sin carga

- 1,6 10 – 19 C + 1,6 10 -19 C ----

Menor masa 1835 veces mayor la masa que la del electrón

Similar a la del protón



f) Modelo atómico de THOMSON. ● Conocimientos previos: Existencia de electrones Modelo: - El átomo es una esfera maciza con masa y carga positiva - Diseminados en ella están los electrones - Los electrones están quietos - El átomo es estable por las fuerzas de atracción entre la carga positiva del átomo y los electrones

● ¿Qué explica el modelo?: Experimento del descubrimiento de los electrones, iones. g) Modelo de RUTHERFORD (1911) ● Conocimientos previos: Existencia de electrones y protones en el átomo, experimento de la lámina de oro. ● Resultados del experimento de la lámina de oro: - La mayor parte de las partículas α atraviesan la lámina sin dificultad - Algunas partículas α se desvían un poco - Algunas partículas α salen rebotadas

● Modelo: - El átomo tiene un núcleo y una corteza - En el núcleo están los protones - En la corteza están los electrones - El tamaño del átomo es 10 000 veces mayor que el tamaño del núcleo - Los electrones giran alrededor del núcleo - El átomo es estable por las fuerzas de atracción eléctrica entre los protones y los electrones.



● ¿Qué explica?: Descubrimiento de los protones, experimento de la lámina de oro, iones ● Rutherford intuyó la existencia de los neutrones. 2.- ESPECTROS ATÓMICOS Y CUANTIZACIÓN DE LA ENERGÍA La teoría electromagnética clásica dice que la luz es el resultado de la combinación de campos eléctricos y magnéticos del tipo de ondas electromagnéticas que pueden transportar energía, que se mueven a la velocidad de la luz, c =3 10 8 m/s Características de las ondas:

longitud de onda: λ, distancia entre 2 máximos sucesivos de una onda frecuencia: f, ν, número de oscilaciones en la unidad de tiempo periodo: T, tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda velocidad de propagación: v=λ /T = λ f Todas las ondas electromagnéticas que nos rodean están en el espectro electromagnético.



Tipos de espectros: - a) continuos, como el de la luz solar (que en la zona del visible va desde rojo, 750nm, hasta violeta, 400nm) o de otra, formado por ondas de distintas longitudes de onda.

- b) discontinuos, en los tubos de vidrio de los experimentos de los rayos catódicos, a bajas presiones, si se introduce un elemento en estado gaseoso, emite luz de diferente color. Cuando se analiza esta luz se obtiene el espectro del átomo. Esto se hace con un espectroscopio o espectrógrafo o espectrómetro.

Los espectros pueden ser de emisión o de absorción: Espectro de emisión: líneas brillantes de diferente longitud de onda, con distinta energía en un fondo negro.

Espectro de absorción: en todo el espectro electromagnético faltan algunas líneas brillantes de diferentes longitudes de onda, que corresponden a la energía absorbida por la muestra de gas.



Utilidad de los espectros: cada elemento excitado emite unas líneas brillantes determinadas y siempre las mismas, por lo tanto sirve para identificar los elementos, es una técnica de análisis. Descripción del espectro del átomo de hidrógeno. - Primero en determinarse (Balmer, 1885) - Conjunto de líneas brillantes que aparecen en distintas zonas del espectro electromagnético y que están agrupadas en series:



Serie Zona del espectro n1 n2

Lyman UV 1 >1 Balmer V 2 >2 Paschen IR 3 >3 Bracket IR 4 >4 Pfund IR 5 >5 - Las longitudes de onda de las líneas espectrales obedecen a la ecuación propuesta por

Rydberg (1900)

−=

22

21

111

nnRHλ

, donde la constante de Rydberg vale, HR = 1,09678 10 7

m -1 y los valores de n1 y n2 figuran en la tabla anterior. Cuantización de la energía a) Radiación del cuerpo negro. Cuando se calienta un sólido, este emite radiación electromagnética de todas las λ, como resultado de la excitación térmica de los átomos. Si la temperatura no es muy elevada el sólido emite radiación IR (calor) pero si se eleva la temperatura emite luz roja (de la zona del V la más intensa). Planck(1900) explica este fenómeno diciendo que los átomos del cuerpo negro oscilan con una determinada frecuencia e intercambian energía en forma de radiación electromagnética en cantidades que son múltiplos de h f, donde h es la constante de Planck y vale 6,6 10 -34 J s. Se llama cuanto de energía al incremento más pequeño de energía a una frecuencia dada y vale: E= h f Conclusión: la energía está cuantizada. (ley de Planck) b) Efecto fotoeléctrico. Einstein (1905). Cuando se hace incidir sobre un metal, luz de una determinada energía (una determinada frecuencia, llamada frecuencia umbral, distinta para cada metal y constante) el metal emite electrones. La energía con la que se incide se emplea en superar la frecuencia umbral (fuerza de atracción entre el metal y el electrón que se va a liberar) y en aumentar la energía cinética del electrón que se libera. La energía que incide y la necesaria para vencer la atracción entre el metal y el electrón cumplen la ley de Planck. Energía incidente= energía de la frecuencia umbral + energía cinética de los electrones liberados h f = h fo + ½ mv2 Conclusión: la energía está cuantizada. Se corrobora la ley de Planck. 3.- MODELO DE BOHR. (1913) Conocimientos previos: - Átomo formado por un núcleo donde están los protones y corteza en la que están los electrones (Modelo de Rutherford) - Intenta solucionar los inconvenientes del modelo de Rutherford: los electrones al girar en la trayectoria circular con MCU perderían energía y se precipitarían hacia el núcleo, cosa que no sucede. - Cuantización de la energía: Ley de Planck (experimentos de radiación del cuerpo negro y efecto fotoeléctrico) Postulados:



1) Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares llamadas estacionarias o estados estacionarios. En estas órbitas el electrón tiene una energía fija y no la emite. 2) Las únicas órbitas permitidas son aquellas en las que se cumple que el momento angular del electrón J, L es múltiplo entero de h/2π.

J= n h/2π m v r = n h/2π donde n vale 1, 2, 3,… y se llama número cuántico 3) Cuando el electrón pasa de una órbita permitida a otra emite o absorbe energía en forma de fotones (luz), cuya frecuencia viene determinada por la ley de Planck Desarrollo cuantitativo de los postulados: Radio de las órbitas permitidas: r = ao n2, ao = 0,529 Ǻ, n = 1, 2, 3,… Esta ecuación permite calcular los radios de las órbitas permitidas. - Si n=1, r1 = 0,529 Ǻ y es el radio de la menor órbita, cuando el electrón está en esta órbita se dice que está en su estado u órbita fundamental y en ella tiene la menor energía posible. Es el estado más estable para el átomo de hidrógeno. - Si n = 2, 3, 4,…, el electrón está en estados excitado, con más energía que en su estado fundamental.

Energía de las órbitas permitidas: 22

1

n

k

nKE −=−= , K = 2,18 10 -18 J

Esta ecuación permite calcular la energía de las órbitas permitidas. - Si n=1, E1 = - 2,18 10 -18 J y es la energía de la menor órbita, cuando el electrón está en esta órbita se dice que está en su estado u órbita fundamental y en ella tiene la menor energía posible. Es el estado más estable para el átomo de hidrógeno. - Si n = 2, 3, 4,…, el electrón está en estados excitados, con más energía que en su estado fundamental. - Si n = ∞ la energía del electrón es 0, está tan alejado del núcleo que ya no lo atrae, el electrón ha abandonado el átomo. (Se considera que en el ∞ la energía vale 0, por convenio, y al aproximarse al núcleo la energía va siendo cada vez menor y por lo tanto será negativa).



Significado del tercer postulado: - Si un electrón pasa del nivel con energía E1 al nivel E2, el átomo de hidrógeno absorbe energía y según el tercer postulado se expresa: hfEE =− 12 , siendo E2 > E1, ∆E>0 - Si un electrón pasa del nivel con energía E2 al nivel E1, el átomo de hidrógeno desprende energía y según el tercer postulado se expresa: hfEE =− 21 , siendo E2 > E1, ∆E<0

- En general ∆E = h f

- Para dos niveles u órbitas n1 y n2 se expresaría:

−=+−=−=∆

22

21

21

22

12

11

nnK

n

K

n

KEEE nn

−=

22

21

11

nnKhf ;

−=

22

21

11

nnK

ch

λ;

−=

22

21

111

nnhc

K

λ; ecuación que comparada con la

ecuación de Rydberg, obtenida de medidas experimentales del espectro de hidrógeno,

coinciden y donde hc

K coincide con la constante de Rydberg, R. Es decir, el modelo de Bohr

interpreta el espectro de emisión del átomo de hidrógeno. Explicación del espectro del hidrógeno: ¿Cómo se obtienen las líneas brillantes del espectro? Al excitar los átomos de hidrógeno en los tubos de vidrio aportando energía, los electrones captan esa energía y pasan a órbitas de mayor energía. Cuando pasan los electrones a órbitas de menor n, porque tiende a ser más estables, los electrones emiten energía cuya f coincide con la de las líneas del espectro.

Según al nivel u órbita a la que se producta el salto se obtienen las distintas líneas de las series del espectro del átomo de hidrógeno.



Ventajas del modelo: - es la primera explicación cuantitativa - explicación muy sencilla del espectro del hidrógeno - explica muy bien el átomo de hidrógeno - es fácil y sencillo Limitaciones del modelo: - sólo explica el átomo de hidrógeno, no puede explicar átomos polielectrónicos ni el enlace. - el segundo postulado es semiempírico - mezcla la mecánica clásica (segundo postulado) con la mecánica cuántica (tercer postulado) 4.- INTRODUCCIÓN A LA MECÁNICA CUÁNTICA: HIPÓTESIS DE DE BROGLIE Y PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG. (Heisenberg, Schrödinger, Born, Dirac) Conocimientos previos:

- Ley de Planck - Dualidad onda-corpúsculo de De Broglie - Principio de incertidumbre de Heisenberg

Hipótesis de De Broglie: dualidad onda corpúsculo La luz tiene doble naturaleza:

- ondulatoria en fenómenos como: reflexión, refracción, difracción - corpuscular en fenómenos como: efecto fotoeléctrico

Por lo tanto la luz cumplirá: E= m c 2 = m c c = p c (partícula) E= h f = h c/λ (onda)

p c = h c/λ -----> λ = h/p = h/m v

es decir, un fotón con momento lineal p tendrá λ determinada por la ecuación anterior. La hipótesis de De Broglie fue que toda partícula (entre ellas los electrones) muestran esta dualidad. El electrón que es una partícula también se comportará como onda cuya y se cumplirá λ = h/p Se confirmó en 1927 por Davisson y Germen cuando al dirigir un haz de electrones a un cristal de níquel observaron un fenómeno de difracción característico del comportamiento como onda. (La consecuencia de esta experiencia fue la creación del microscopio electrónico)



Observar el ejemplo siguiente: - electrón: m = 9,1 10 -31 Kg

v= 3 10 6 m/s λ = 2,4 10 -10 m

-partícula cualquiera: m= 60 g v= 180 Km/h λ= 2,2 10 -34 m (imposible de detectar, es menor que las dimensiones de

la partícula) Es decir, este doble comportamiento sólo se observa en partículas de masa muy pequeña. Conclusión: el electrón tiene doble naturaleza: como onda y como partícula.

Principio de incertidumbre de Heisenberg. La trayectoria de una partícula se determina con su posición y su velocidad. En un electrón, para detectarlo es necesario observarlo con luz de una determinada λ , estos fotones tienen elevada energía que al interaccionar con el electrón modifican notablemente su velocidad. Así para determinar con exactitud la posición, la determinación del momento lineal p se hace imprecisa. Principio: es imposible conocer simultáneamente y con exactitud el momento lineal y la posición de un electrón. La determinación de ambas magnitudes está sujeta a errores que están relacionados con la ecuación: ∆ x .∆ p ≥ h/4π ∆x: incertidumbre o error en la determinación de la posición. ∆p: incertidumbre o error en la determinación del momento lineal. Si se conoce con precisión x, aumenta la imprecisión de p y al revés. Consecuencia: el concepto de trayectoria carece de sentido en la descripción del electrón en el átomo, sólo se habla de valores de probabilidad. El modelo de Bohr entra en contradicción con este principio ya que este modelo determina la posición y velocidad con exactitud.

5.- EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO SEGÚN EL MODELO MECANOCUÁ NTICO. - Este modelo se desarrolla sólo para el átomo de hidrógeno. - Modelo matemático. El desarrollo matemático es bastante complicado por lo que nos limitaremos a la interpretación cualitativa. - El electrón es una partícula con comportamiento ondulatorio y para describir su movimiento se utilizan las ecuaciones características de las ondas. El comportamiento del electrón viene definida por la función de onda Ψ = f(r,t) y permite calcular valores de energía para los distintos valores de Ψ . - La ecuación que describe el modelo se denomina ecuación de ondas y la determinó Schrödinger y se expresa:

HΨ = EΨ



Y desarrollada: Ψ=Ψ+

Ψ+Ψ+Ψ− EVzyxm

h2

2

2

2

2

2

2

2

8 δδ

δδ

δδ

π

- Para poder resolver esta ecuación es necesario introducir unos parámetros que son los números cuánticos. - Ψ no tiene un significado físico real, sólo es una ecuación matemática. - Ψ2 mide la probabilidad de encontrar el electrón en una determinada zona del espacio, en un punto es proporcional a la densidad de carga en dicho punto. Se denomina orbital atómico a la zona del espacio donde hay una gran probabilidad de encontrar el electrón. - Cuando se representa Ψ2 para un electrón se obtiene: a) Si l=0: orbital s, nube de carga en forma esférica, no tiene carácter dirigido es decir existe la misma probabilidad de encontrar el electrón a igual distancia del núcleo.

b) Si l=1: orbital p, con dos lóbulos en la dirección de cada eje, con carácter dirigido

c) Si l=2: orbital d, carácter dirigido



d) Si l=3: orbital f, carácter dirigido

6.- ORBITALES ATÓMICOS Y NÚMEROS CUÁNTICOS. SIGNIFI CADO DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. Número cuántico

Símbolo Valores Significado con el modelo ondulatorio

Principal n 1, 2, 3, 4, … Energía y tamaño del orbital. Para el mismo tipo de orbital, al aumentar n la máxima probabilidad de encontrar el electrón está a distancias mayores del núcleo.

Secundario o azimutal

l desde 0 hasta (n-1)

Forma del orbital l=0 orbital s l= 1 orbital p l= 2 orbital d l= 3 orbital f l= 4 orbital g l= 5 orbital h

Magnético m, m l -l …0…+l Orientación del orbital Spin s, m s + ½ , - ½ Momento angular de giro (giro del electrón) Orbital: queda definido por n, l, m Electrón: queda definido por n, l, m, s



n capa o nivel

l n º subniveles por nivel

tipo orbital

m n º orbitales de cada subnivel

n º orbitales de cada nivel

1 0 1 s 0 1 1 2 0

1 2 s

p 0 -1 0 +1

1 3

4

3 0 1 2

3 s p d

0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2

1 3 5

9

4 0 1 2 3

4 s p d f

0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3-2-1 0 +1 +2 +3

1 3 5 7

16

n 2 l +1 n 2 7.- CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS: PRINCIPIOS DE MÍN IMA ENERGÍA Y DE EXCLUSIÓN DE PAULI, Y REGLA DE HUND. Principio de exclusión de Pauli. Para describir el comportamiento del electrón en el átomo de hidrógeno hace falta introducir un cuarto número cuántico, ms, s, número cuántico de spin, relacionado con el momento angular de giro, como hay dos posibilidades de giro sus valores serán: ½ y - ½. Para el orbital 1s, si vamos colocando electrones, sus números cuánticos serán: ↑ ↓ ↑ n 1 1 1 l 0 0 0 m 0 0 0 s 1/2 -1/2 1/2

Principio: no pueden existir en un átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por lo tanto, en un orbital sólo pueden existir como máximo dos electrones y con spines opuestos. Energía de los orbitales en el átomo de hidrógeno. Viene determinada por el valor de n y para un mismo valor de n todos los orbitales tienen la misma energía. El electrón se colocará en el orbital de menor energía 1s siempre que esté en su estado fundamental: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f …



Energía de los orbitales en átomos polielectrónicos. La energía de los orbitales se ve afectada por: a) las interacciones mutuas entre los electrones: la existencia de más electrones y por lo tanto la interacción entre ellos hace que la acción del núcleo sobre un electrón quede apantallada (afectada) por el resto de los electrones. La carga nuclear efectiva Z* es menor que la carga nuclear Z por este efecto de apantallamiento. b) el tipo de orbital que ocupa el electrón: según los electrones estén en s, p, d, f este apantallamiento es distinto. Cuanto más penetrante es un orbital (la probabilidad de encontrar el electrón está más cerca del núcleo) s>p>d>f menos afectado se ve ese electrón por el efecto de los otros electrones y por lo tanto menos apantallado está s<p<d<f y menos energía tienen. Como consecuencia, los valores de energía de menor a mayor energía vienen determinados por el menor valor de n + l: Principio de Aufbau (Principio de mínima energía) Si n + l es igual para dos orbitales, tiene menos energía el de menor valor de n: regla de Madelung. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 5 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 4 n+l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 9 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s El orden de llenado de los orbitales sería (de menos a más energía): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s ....



Regla nemotécnica de Möller

l=0 l=1 l=2 l=3 Principio de máxima multiplicidad de Hund. ¿Cuál de estas configuraciones tiene menos energía para el C? C: 1s2 2s2 2p2

Estos orbitales se llaman degenerados (tienen la misma energía, los p, los d, los f). Se llenan de forma que primero se semiocupan y luego se completan, los electrones ocupan los orbitales manteniendo el mismo spin hasta que semiocupan los orbitales degenerados. Configuraciones electrónicas. - Excepciones: Cr, Cu, Ag, Au - Capa de valencia: configuración electrónica externa de un átomo. H 1s1 He 1s2 Li [He] 2s1 Be [He] 2s2 B [He] 2s22p1 C [He] 2s22p2 N [He] 2s22p3 O [He] 2s22p4 F [He] 2s22p5

Ne [Ne] 2s22p6

Na [Ne] 3s1 Mg [Ne] 3s2 Al [Ne] 3s23p1 Si [Ne] 3s23p2 P [Ne] 3s23p3 S [Ne] 3s23p4 Cl [Ne] 3s23p5

Ar [Ne] 3s23p6

↑ ↑ � �

� � �



8.- INTRODUCCIÓN HISTÓRICA AL SISTEMA PERIÓDICO. LA EST RUCTURA DEL SISTEMA PERIÓDICO Y LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓ NICAS DE LOS ELEMENTOS 8.1.- Introducción histórica al sistema periódico. - El aumento en el número de elementos conocidos, llevó a distintos intentos por encontrar un orden o relación entre los mismos y posibles propiedades comunes. - El problema que se planteaba era que desde principios del s. XIX el número de elementos conocidos crecía y parecían tener propiedades muy diferentes. La base para esta relación la estableció Berzelius en 1826. - Los intentos por ordenar los elementos conocidos hizo aparecer nuevos elementos. Triadas de Döbereiner, 1829 Encuentra cierta relación entre las masas atómicas de algunos elementos y sus propiedades. Por ejemplo: Cl, Br, I; la masa atómica del bromo es la media aritmética de las masas atómicas del cloro y del yodo y sus propiedades también eran intermedias. Otros ejemplos: Ca, Sr, Ba; S, Se, Te; Li, Na, K Gráfico cilíndrico de Chancourtois, 1862 Ordena los elementos por masas atómicas crecientes y los distribuye en una gráfica cilíndrica sobre una línea helicoidal, donde elementos semejantes tendían a estar en columnas verticales. Octavas de Newlands, 1864 Ordena los elementos por masas atómicas crecientes de forma que los 7 primeros tienen propiedades diferentes pero el octavo tiene las mismas propiedades que el primero (ley de las octavas).

Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca.....

Tabla de Meyer y Mendeleiev, 1869 Trabajando por separado llegaron a la misma tabla, pero primero publicó sus conclusiones Mendeleiev, por lo que la tabla se conoce con su nombre.

Características: - Ordena los elementos según las masas atómicas crecientes y los distribuye en 12 filas horizontales y 8 columnas, atendiendo a las propiedades químicas de los elementos (Mendeleiev) o las propiedades físicas de los elementos (Meyer). Se observa que en una misma columna hay unos elementos entre paréntesis, tienen alguna propiedad diferente a los otros elementos de la misma columna. - Deja huecos para elementos desconocidos en ese momento y de ellos se aventura a decir que propiedades tienen, por ejemplo eka-boro (Sc), eka -aluminio (Ga), eka-silicio (Ge)



Ley de Moseley, 1912. Al analizar los espectros de RX de distintos elementos observa que la frecuencia, f, estaba relacionada con el valor de Z de los elementos: f = K (Z - s) 2 El valor de Z pasa a ser la ley periódica actual: (criterio de ordenación de los átomos) las propiedades de los átomos son función periódica del número atómico. Tabla periódica de Thomsen, 1895

8.2.- Estructura del Sistema Periódico, Werner y Paneth - Se ordenan los elementos según Z creciente. - Los 105-109 elementos de distribuyen en 18 columnas (grupos) y 7 filas (periodos) - Elementos representativos o grupos principales, situados a la derecha e izquierda de la tabla:

1, (IA): alcalinos 2, (IIA): alcalino-térreos 13, (IIIA): térreos o boroides



14, (IVA): carbonoideos 15, (VA): nitrogenoideos 16, (VIA): anfígenos 17, (VIIA): halógenos 18, (VIIIA ó 0): gases nobles

- Elementos de transición: del grupo 3 al 12, (IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (3), IB, IIB) situados en el centro de la tabla. - Elementos de transición interna: lantánidos y actínidos. - Número de elementos en cada periodo y nombre de los periodos:

Periodos cortos: 1) 2 elementos, 1s2 2) 8 elementos, 2s2 2p6 3) 8 elementos, 3s2 3p6

Periodos largos: 4) 18 elementos, 4s2 3d10 4p6 5) 18 elementos, 5s2 4d10 5p6 6) 32 elementos, 5s2 4f14 5d10 6p6 7) 19-24 elementos

El nombre del periodo coincide con el mayor valor de n de los elementos del periodo. - La línea en escalera que se establece en la tabla periódica es la separación metales- no metales. - Algunos elementos que están en esta línea en escaleras se denominan semimetales y tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. - La posición del hidrógeno es problemática pues no tiene propiedades similares ni a los elementos del grupo 1 ni a los elementos del grupo 17. 8.3.- Configuraciones electrónicas de los elementos Se puede generalizar las configuraciones electrónicas de la siguiente forma:

Alcalinos: ns1 Alcalino-térreos: ns2 Grupo del Boro: ns2 np1 Grupo del Carbono: ns2 np2 Grupo del nitrógeno: ns2 np3 Anfígenos: ns2 np4 Halógenos: ns2 np5 Gases nobles: ns2 np6 Transición: ns2 (n-1) d1—>10 Transición interna: ns2 (n-2) f1—>14

Estructuras de átomos muy estables: - Gas noble: ns2 np6 - Último orbital lleno - Último orbital semilleno

Excepciones: Cr, Cu, Ag, Au Relación entre las propiedades químicas de los elementos y la configuración electrónica. - Los elementos de un mismo grupo tienen análoga configuración electrónica y propiedades químicas similares (por ejemplo, la valencia). - Los electrones internos no están implicados en el comportamiento del átomo. - Los electrones externos (capa de valencia) son los responsables del comportamiento químico del átomo.



9.- VARIACIÓN PERIÓDICA DE ALGUNAS PROPIEDADES: RAD IOS ATÓMICOS E IÓNICOS, ENERGÍAS DE IONIZACIÓN, ELECTRONEGATIVID AD, CARÁCTER METÁLICO Y VALENCIA. 9.1.- Radios atómicos Dificultades para la determinación de radios atómicos: - Según el modelo ondulatorio, la distribución de la densidad electrónica (probabilidad de encontrar el electrón) no tiene un límite claro por lo que las dimensiones del átomo son difíciles de determinar. Pero consideraremos los átomos e iones como esferas perfectas de un tamaño determinado. - Imposibilidad de aislar un único átomo o un único ion. Determinación de radios atómicos: - En moléculas diatómicas X2 por difracción de RX o electrones se puede medir la distancia que hay entre dos núcleos y el radio será r = d/2. Se denominan radios covalentes porque el tipo de enlace existente entre estos átomos es covalente. - En una red metálica, midiendo la distancia entre dos átomos contiguos, se llaman radios metálicos.

Variación del radio atómico en un grupo: el tamaño aumenta al aumentar Z. Al descender en un grupo los electrones de valencia ocupan orbitales de mayor tamaño (+ n) por lo que se encuentran en posiciones más alejadas del núcleo. Para los alcalinos cuyas configuraciones electrónicas son: Li 2s1 Na 3s1 K 4s1 Rb 5s1 Cs 6s1 Fr 7s1 El Fr será el de mayor tamaño al tener el último electrón en un nivel y orbital de mayor tamaño.



Variación en un periodo: el tamaño disminuye al aumentar Z. A lo largo de un periodo se produce un aumento de la carga nuclear efectiva, por lo que los electrones de la capa de valencia son más atraídos hacia el núcleo y el radio atómico diminuye, se denomina contracción a lo largo de un periodo. Para los elementos del segundo periodo cuya configuración electrónica de la capa de valencia es: Li 2s1 Be 2s2 B 2s22p1 C 2s22p2 N 2s22p3 O 2s22p4 F 2s22p5



Tabla de radios atómicos en Ǻ:

H 0,37

He 0,5

Li 1,52

Be 1,11

B 0,88

C 0,77

N 0,70

O 0,66

F 0,64

Ne 0,70

Na 1,86

Mg 1,60

Al 1,43

Si 1,17

P 1,10

S 1,04

Cl 0,99

Ar 0,94

K 2,31

Ca 1,97

Ga 1,22

Ge 1,22

As 1,21

Se 1,17

Br 1,14

Kr 1,09

Rb 2,44

Sr 2,15

In 1,62

Sn 1,40

Sb 1,41

Te 1,37

I 1,33

Xe 1,30

Cs 2,62

Ba 2,17

Tl 1,71

Pb 1,75

Bi 1,46

Po 1,5

At 1,4

Rn 1,4

Ver excepciones He, Ne, Ga. 9.2.- Radios iónicos. Los radios de los iones son distintos a los radios de los átomos. Catión: su tamaño es menor que el del átomo neutro. Se pierde uno o más electrones de valencia, por lo que aumenta la carga nuclear efectiva que atrae más a los electrones que hay, por lo que el tamaño disminuye, en ocasiones se pierde un nivel. Por ejemplo: Na 1s2 2s2 2p6 3s1; 11p, 11e Na + 1s2 2s2 2p6; 11p, 10e Anión: su tamaño es mayor que el del átomo neutro. Se incorpora un electrón de valencia o más con lo que: - hay más repulsiones entre los electrones de la capa de valencia.

- disminuye la carga nuclear efectiva que experimentan los electrones. Por ejemplo: Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; 17p, 17e Cl - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; 17p, 18e



Variación del tamaño de los iones en un grupo: igual que para los átomos. Variación del tamaño de los iones en un periodo: igual que para los átomos. Tabla de radios iónicos en Ǻ: Li+ 0,60

Be2+ 0,31

N3- 1,71

O2- 1,40

F - 1,36

Na+ 0,95

Mg2+ 0,65

Al 3+ 0,50

S2- 1,84

Cl - 1,81

K+ 1,33

Ca2+ 0,99

2Ga3+ 0,62

Se2- 1,98

Br - 1,85

Rb+ 1,48

Sr2+ 1,13

In3+ 0,81

Te2- 2,21

I - 2,16

Cs+ 1,69

Ba2+ 1,35

Tl3+ 0,95

9.3.- Comparación entre radios para isoelectrónicos (igual número de electrones).

O = > F - > Na+ > Mg++ > Al 3+ Z 8 9 11 12 13 e - 10 10 10 10 10 Para los cationes: al aumentar Z aumenta la carga nuclear efectiva por lo que atrae más a los electrones y el radio disminuye, también se pierde un nivel. Para los aniones: al disminuir Z, aumenta el número de repulsiones, disminuye la carga nuclear efectiva y el tamaño aumenta. 9.4.- Energía de ionización o potencial de ionización. Definición: (PI, EI) mínima energía necesaria para separar un electrón de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental para formar un ion positivo gaseoso Na (g) + Energía (EI1)� Na + (g) + e- Reacción endotérmica Unidades de energía: KJ/mol, Kcal/mol, eV/át. Segunda energía de ionización: energía necesaria para eliminar un electrón de un ion monopositivo gaseoso Na+ (g) + Energía (EI2) � Na ++ (g) + e- Tercera energía de ionización: energía necesaria para eliminar un electrón de un ion dipositivo gaseoso. Na (g) ++ + Energía (EI3) � Na +++ + (g) + e- Relación entre EI1, EI2, EI3: EI1 < EI2 < EI3 La carga nuclear efectiva aumenta (hay más carga positiva en el núcleo comparado con el número de electrones), por lo que el núcleo atrae más a los electrones que quedan y se necesita más energía para arrancar los electrones. Si el electrón arrancado es de un nivel inferior todavía hará falta más energía, porque está más cerca del núcleo, en niveles inferiores. Si el átomo o ion tiene configuración de gas noble también es más difícil arrancar electrones al ser más estable. Ejemplos:



Mg (g) + 738 KJ/mol (EI1)� Mg + (g) + e- Mg+ (g) + 1450 KJ/mol (EI2) � Mg ++ (g) + e- Mg ++ (g) + 7730 KJ/mol (EI3) � Mg +++ (g) + e- Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg+ 1s2 2s2 2p6 3s1 Mg++ 1s2 2s2 2p6 Variación de la energía de ionización en un grupo: al aumentar Z, menor PI porque disminuye la atracción del núcleo sobre los electrones que están cada vez más alejados del mismo. Para los alcalinos cuyas configuraciones electrónicas son: Li 2s1 Na 3s1 K 4s1 Rb 5s1 Cs 6s1 Fr 7s1

Variación de la energía de ionización en un periodo: al aumentar Z, aumenta PI porque aumenta la carga nuclear efectiva, los electrones están más atraídos y es más difícil separarlos. Para los elementos del segundo periodo cuya configuración electrónica de la capa de valencia es: Li 2s1 Be 2s2 B 2s22p1 C 2s22p2 N 2s22p3 O 2s22p4 F 2s22p5

Ne 2s22p6

En general aumenta del Li al Ne pero hay excepciones:

B: 1s2 2s2 2p1: el 2p tiene más energía que el 2s y además está desapareado, por lo que se perderá más fácilmente que el electrón 2s del Be. O: 1s2 2s2 2p4: el último electrón es más fácil de arrancar que el del N por las repulsiones entre los dos electrones que ocupan el mismo nivel y el N tiene el orbital 2p semiocupado, por lo tanto es más estable.



Valores más bajos de PI: alcalinos, es fácil arrancar un electrón pues alcanzan la configuración del gas noble anterior que es muy estable. Valores más altos de PI: gases nobles. Elementos de transición: en general, tienen valores de PI bajos por el apantallamiento de los electrones frente al núcleo. Es más fácil perder un electrón del orbital s que de los d (sobretodo se está semiocupado o completo). Ver Zn y Cd.

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Periodo

1 H 1.312

He 2372.3

2 Li 520.2

Be 899.5

B 800.6

C 1086.5

N 1402.3

O 1313.9

F 1681.0

Ne 2080.7

3 Na 495.8

Mg 737.7

Al 577.5

Si 786.5

P 1011.8

S 999.6

Cl 1251.2

Ar 1520.6

4 K 418.8

Ca 589.8

Sc 633.1

Ti 658.8

V 650.9

Cr 652.9

Mn 717.3

Fe 762.5

Co 760.4

Ni 737.1

Cu 745.5

Zn 906.4

Ga 578.8

Ge 762

As 947.0

Se 941.0

Br 1139.9

Kr 1350.8

5 Rb 403.0

Sr 549.5

Y 600

Zr 640.1

Nb 652.1

Mo 684.3

Tc 702

Ru 710.2

Rh 719.7

Pd 804.4

Ag 731.0

Cd 867.8

In 558.3

Sn 708.6

Sb 834

Te 869.3

I 1008.4

Xe 1170.4

6 Cs 375.7

Ba 502.9

Lu 523.5

Hf 658.5

Ta 761

W 770

Re 760

Os 840

Ir 880

Pt 870

Au 890.1

Hg 1007.1

Tl 589.4

Pb 715.6

Bi 703

Po 812.1

At 920

Rn 1037

7 Fr 380

Ra 509.3

Ac

Ku

Ha

Nt

Gp

Hr

Wl

Mv

Pl

Da

Tf

Eo

Me

Nc

El

On

Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol

9.5.- Afinidad electrónica o electroafinidad. Definición: (AE, EA) energía que desprende o absorbe un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental cuando capta un electrón transformándose en un ion negativo X (g) + 1 e- -------> X - (g) Unidades: eV/át, KJ/mol, Kcal/mol Si en el proceso se desprende energía es exotérmica (fácil ganar electrones):

X (g) + 1 e- -------> X - (g) + Energía



Si en el proceso se absorbe energía es endotérmica (difícil ganar electrones): X (g) + 1 e- + Energía -------> X - (g)

Para que un ion negativo capte otro electrón habrá que aportar energía (endotérmica) ya que los electrones que ya tiene el ion ejercen repulsiones sobre los nuevos electrones y la carga nuclear efectiva es menor. O (g) + 1 e- -------> O - (g) AE= -141 KJ/mol O - (g) + 1 e- -------> O= (g) AE= 843 KJ/mol Variación en un grupo: al aumentar Z disminuye AE ya que como el tamaño de los átomos es mayor el nuevo electrón está muy alejado del núcleo y menos atraído. Excepción del flúor: ¿Porqué el valor de AE del F es menor que el esperado? Su tamaño es muy pequeño y las fuerzas repulsivas hacia el nuevo electrón son grandes. Elemento AE (KJ/mol) F -328 Cl -349 Br -324 I -295 Variación en un periodo: al aumentar Z aumenta AE ya que aumenta la carga nuclear y atrae más al nuevo electrón y así se puede alcanzar la configuración electrónica del gas noble siguiente. Mayores valores de AE: (desprendida) halógenos. Mayores valores de AE: (aportada) g.n., alcalino-térreos, N, alcalinos. Esta propiedad es muy difícil de medir, se determina por métodos indirectos (tema siguiente).

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 H

-73

He 21

2 Li -60

Be 19

B

-27 C

-122 N 7

O -141

F -328

Ne 29

3 Na -53

Mg 19

Al -43

Si -134

P -72

S -200

Cl -349

Ar 35

4 K

-48 Ca 10

Sc -18

Ti -8

V -51

Cr -64

Mn

Fe -16

Co -64

Ni -112

Cu -118

Zn 47

Ga -29

Ge -116

As -78

Se -195

Br -325

Kr 39

5 Rb -47

Sr

Y -30

Zr -41

Nb -86

Mo -72

Tc -53

Ru -101

Rh -110

Pd -54

Ag -126

Cd 32

In -29

Sn -116

Sb -103

Te -190

I -295

Xe 41

6 Cs -45

Ba

Lu

Hf

Ta -31

W -79

Re -14

Os -106

Ir -151

Pt -205

Au -223

Hg 61

Tl -20

Pb -35

Bi -91

Po -183

At -270

Rn 41

7 Fr -44

Ra

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol



9.6.- Electronegatividad. No se trata de una propiedad sino de un concepto. Definición: la electronegatividad de un elemento es la capacidad relativa de un átomo de ese elemento para atraer electrones hacia sí, cuando forma parte de un enlace, se representa E, EN Sólo se puede medir en relación a otro elemento que se toma como patrón. Variación: igual que PI y AE Escalas: a) Mulliken: PI + AE EN = ------------- 2 b) Pauling: relacionada con las energías de enlace. Se considera EN(F) = 4, EN(Fr) =0,7 Orden de electronegatividades: F> O > N > halógenos Aplicación: - metales: electronegatividad < 2

- no metales: electronegatividad > 2 H

2.20

Li 0.98

Be 1.57

Escala Mulliken N

3.04 O

3.44 F

3.98 Ne

Na 0.93

Mg 1.31

P

2.19 S

2.58 Cl

3.16 Ar

K 0.82

Ca 1.0

Sc 1.36

Ti 1.54

V 1.63

Cr 1.66

Mn 1.55

Fe 1.83

Co 1.88

Ni 1.91

Cu 1.90

Zn 1.65

As 2.18

Se 2.55

Br 2.96

Kr 3.00

Rb 0.82

Sr 0.95

Y 1.22

Zr 1.33

Nb 1.6

Mo 2.16

Tc 1.9

Ru 2.2

Rh 2.28

Pd 2.20

Ag 1.93

Cd 1.69

Sb 2.05

Te 2.1

I 2.66

Xe 2.60

Cs 0.79

Ba 0.89

*

Hf 1.3

Ta 1.5

W 2.36

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.2

Pt 2.28

Au 2.54

Hg 2.00

Bi 2.02

Po 2.0

At 2.2

Rn 2.2

Fr 0.7

Ra 0.9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uup

Lv

Uus

Uuo

*

La 1.1

Ce 1.12

Pr 1.13

Nd 1.14

Pm 1.13

Sm 1.17

Eu 1.2

Gd 1.2

Tb 1.1

Dy 1.22

Ho 1.23

Yb 1.1

Lu 1.27

**

Ac 1.1

Th 1.3

Pa 1.5

U 1.38

Np 1.36

Pu 1.28

Am 1.13

Cm 1.28

Bk 1.3

Cf 1.3

Es 1.3

No 1.3

Lr 1.3

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

H 2.1

Escala Pauling He

Li 1.0

Be 1.5

B

2.0 C

2.5 N 3.0

O 3.5

F 4.0

Ne

Na 0.9

Mg 1.2

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

Ar

K 0.8

Ca 1.0

Sc 1.3

Ti 1.5

V 1.6

Cr 1.6

Mn 1.5

Fe 1.8

Co 1.9

Ni 1.8

Cu 1.9

Zn 1.6

Ga 1.6

Ge 1.8

As 2.0

Se 2.4

Br 2.8

Kr

Rb 0.8

Sr 1.0

Y 1.2

Zr 1.4

Nb 1.6

Mo 1.8

Tc 1.9

Ru 2.2

Rh 2.2

Pd 2.2

Ag 1.9

Cd 1.7

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Te 2.1

I 2.5

Xe

Cs 0.7

Ba 0.9

Lu Hf 1.3

Ta 1.5

W 1.7

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.2

Pt 2.2

Au 2.4

Hg 1.9

Tl 1.8

Pb 1.9

Bi 1.9

Po 2.0

At 2.2

Rn

Fr 0.7

Ra 0.7

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo



9.7.- Carácter metálico y no metálico. Observar en la tabla la distribución de los metales, no metales y semimetales. El carácter metálico depende de la configuración electrónica y varía a lo largo de la tabla periódica. Propiedades de los metales: - fácil perder electrones para formar cationes, con ello alcanzan la configuración del gas noble anterior. Los elementos de transición primero pierden los s y luego los d (ejemplo Fe). - PI bajos - radios atómicos altos - reaccionan con los no metales para formar compuestos iónicos - agentes reductores - forman sales en la naturaleza: NaCl, Ca CO3, excepto los menos activos que se encuentran libres en la naturaleza (Ag, Au, Pt, Hg) - con oxígeno forman óxidos metálicos. Propiedades de los no metales: - tienen muchos electrones en su nivel más externo y tienden a ganar electrones para alcanzar la configuración del gas noble siguiente. Forman iones negativos. - PI altos - reaccionan con metales para formar compuestos iónicos - los elementos no metálicos entre sí forman sustancias covalentes.

10.- ELABORACIÓN EXPERIMENTAL DE LA ESCALA DE REACT IVIDAD DE ALGUNOS METALES. La reactividad de un elemento mide la tendencia a combinarse con otros. Variación de la reactividad en los períodos. Son más reactivos los grupos de la izquierda que los de la derecha dado que resulta más fácil perder un electrón de la última capa que dos, tres,... Cuando llegamos a cierto grupo la tendencia se invierte dado que resultará más fácil ganar los electrones que le faltan para parecerse al gas noble más cercano. Por tanto, en un período

- La reactividad de los metales aumenta cuanto más a la izquierda en el período (menos electrones a quitar).

- La reactividad de los no metales aumenta al avanzar en el período (menos electrones a coger).

Variación de la reactividad en los grupos. A medida que descendemos en un grupo, los electrones de la última capa se encuentran más lejos del núcleo y, por tanto, resultará más fácil quitárselos y, en el caso de los no metales, más difícil el coger electrones.

- La reactividad de los metales aumenta al avanzar en un grupo (mayor tendencia a perder electrones).

- La reactividad de los no metales aumenta cuanto más arriba en el grupo (mayor tendencia a coger electrones)

Estructura atómica y sistema periódico. 1.-...

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