República Bolivariana de Venezuela

Ministerio del Poder Popular para la EducaciónU.E. Colegio “Santo Tomás de Villanueva”

Departamento de CienciasCátedra: Química

4° Año

Prof. Luis E. Aguilar R.

TEMA X (Parte V)ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

Propiedades periódicas

Ley periódica

Las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a

repetirse sistemáticamente a medida que aumenta el numero atómico.

Los elementos están colocados en orden creciente al número atómico

La consecuencia natural del principio de Aufbau es la clasificación periódica de los elementos

PRINCIPLES OF CHEMISTRY, 1905, 2, 30

ENUNCIADO DE LA LEY PERIODICA

1. Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos muestran una evidente periodicidad en sus

propiedades.

2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas tienen pesos atómicos, que o bien tienen el

mismo valor, aproximadamente (Pt, Ir, Os), o aumentan con regularidad (K, Rb, Cs).

3. La ordenación de los elementos, o de grupos de elementos, por su peso atómico, se corresponde con

sus llamadas valencias.

4. Los elementos distribuidos con mayor abundancia en la naturaleza tienen pesos atómicos pequeños,

y….propiedades rigurosamente definidas. Son por consiguientes típicos.

5. La magnitud del peso atómico determina el carácter de un elemento.

6. Es de esperar el descubrimiento de muchos elementos desconocidos hasta ahora.

7. El peso atómico de un elemento puede corregirse a veces conociendo los pesos de los elementos

adyacentes.

8. Ciertas propiedades características de los elementos pueden predecirse por sus pesos atómicos.

La ley periódica puede enunciarse diciendo que las propiedades de los elementos son

función periódica de sus pesos atómicos.

s1 s2

f 2

d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d10

1211109876543

21

1

2

3

4

5

6

7

d 1

f 1

f 3

f 4

f 6N d

PmS m

ThPa

UNp

PuA m

Cm

G dE u

f 5

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

7s 6d 1 5f

6s 5d 1 4f 5d 6p

Li

Na

Be

K

Mg

Ca

Rb

Cs

Fr

Sr

Ba

Ra

Sc

Y

La

Ac

f 7

f 8

f 9

f 10

f 11

f 12

f 13

f 14

Lw

Tm

MdF m

Ti V

Zr

Hf

Nb

Ta

Cr

Mo

W

Mn

Tc

Re

Fe

Ru

Os

Co

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

Cu

Ag

Au

Zn

Cd

Hg

p2 p3 p4 p5 p 6

181716151413p1

H

1s1 1s2

1s

Al

Ga

In

Tl

C

Si

Sn

Pb

N

P

Bi

O

S

Po

F

Cl

Br

I

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Bloque d(Elementos de transición)

Bloque p(Elementos representativos)

He

METALES

NO METALES

B

AsGe

Sb Te

At

Se

SEMIMETALES

SISTEMA PERIÓDICO

Lu

N o

Yb

Er

EsCf

BkHo

DyTb

PrCe

(Ele

mento

s r

epre

senta

tivos)

Propiedades

Periódicas

Relaciones de

Tamaño

Relaciones de

Energía

Radio atómico

Radio covalente

Radio iónico

Potencial de ionización

Electroafinidad

Electronegatividad

Carácter del

elemento

Metálico

Reactividad

Tamaño del átomo

Radio atómico:

Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos

unidos mediante enlace covalente)

Radio metálico

Radio iónico

Energía de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad

Carácter metálico

Radio Atómico

Radios

covalentes

van der Waals

metálicos

iónicos

sencillos

dobles

triples

Radio atómicoLos radios atómicos son difíciles de de definir y más difícil de medir, se

determinan las distancias internucleares en compuestos o moléculas

gaseosas y de ahí se calculan los radios de los átomos individuales,

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se

encuentre, de su interacción con los átomos vecinos

Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de

la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se

realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y

los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m) picometro (pm, 10-12 m).

RADIO ATÓMICO“la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”

El radio depende de:

Orden de enlace

El grado del carácter iónico o covalente del enlace

El carácter metálico

El estado de oxidación

El tamaño de los átomos vecinos

La estructura cristalina o molecular

En un periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la

derecha). Debido a que los electrones de la última capa estarán más

fuertemente atraídos.

En un grupo, aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de

electrones.

Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo

periodo los electrones más externos ocupan niveles que

están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor

energía son cada vez más grandes, y además, el efecto

de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente

muy lentamente de un período a otro).

Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos

electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y

tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El

aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los

electrones y el átomo es más compacto).

En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los

electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos

inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes

atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones

en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen

importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.

El radio aumenta al descender por un grupo, pues aumenta el número de capas llenas.

El radio disminuye a lo largo del período, pues aumenta la carga nuclear efectiva (Z*) que

soportan los electrones externos. Este aumento se debe a que la carga nuclear (Z) aumenta

una unidad al pasar de un elemento al siguiente pero el apantallamiento lo hace mucho más

débilmente ya que los electrones de una misma capa se apantallan muy mal entre sí.

El comportamiento anterior se invierte en los metales de transición a partir del quinto

elemento, ya que los electrones internos (n–1)d apantallan bien a los más externos ns.

La contracción de los lantánidos es la responsable de que los metales de transición externa

de la segunda serie tengan tamaño similar a los de la tercera serie.

Resumen

Radios atómicos calculados teóricamente

Radios de Bragg-Slater

Estos radios reproducen las distancias internucleares observadas en unos

cientos de cristales, tanto covalentes como iónicos

RADIOS ATOMICOS

RADIOS COVALENTES

0 20 40 60 80

0,5

1

1,5

2

I

II

III

IV

V

VI Período

Número atómico

Tl

Yb

Eu

La

Xe

Sb

In

Ba

Cs

Rb

K

Sr

Ca

Y

Sc

Ga

Kr

He

H

Li

Ne

Ar

Na

2,5

0

VARIACIÓN PERIÓDICA DE LOS RADIOS COVALENTES-METÁLICOS

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

0

0,5

1

1,5

2

2,5

3

H

Li

Na

K

Rb

Cs

He

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Sc

Ti

VCr Mn Fe Co Ni Cu

Zn

BC

N O F Ne

Ar

Kr

Xe

Cl

Br

I

S

Se

Te

Po

Al

In

TlY

La

Zr

Hf

Nb

Ta

Mo

W

Tc

Re

Ru

Os

Si

Ge

Sn

Pb

P

As

SbRh

Ir

Pd

PtAg

AuCd

Bi

Grupo

III

IIIIV

VVI

10

Radio Covalente

A

U

M

E

N

T

A

Disminuye

RADIOS COVALENTES-METÁLICOS E IÓNICOS

Pe

rio

do

Radio Metálico

Covalente

Metálico

Radio Metálico

Por lo tanto, los radios metálicos

generalmente son mayores que los

radios covalentes sencillos;

aproximadamente, entre un 10% y un

15%, y son menores que los radios de

van der Waals.

Radio metálicoPara los átomos metálicos existe, el radio metálico, definido como la

mitad de la distancia entre vecinos cercanos en el seno del metal

Estructura cristalina de los m

etales

31

Carácter metálico

Es una propiedad relacionada con las propiedades físicas y químicas de los

elementos.

El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en un

grupo.

Radio Metálico

A

U

M

E

N

T

A

Disminuye

Radios de van der Waals

Johannes Diderik van der Waals (1837-1923)

• Cuando las distancias internucleares, entre átomos deelementos no metálicos, se miden por técnicas dedifracción de rayos X, en sólidos se observan dos tiposde distancias.

• La más corta se relaciona con el enlace covalente y lamás larga se conoce como la distancia de Van derWaals.

2rcovalente

2rvdW rvdW > rcov

Elemento Símbolo Radio

Atómico

Efectivo (en

Å)

Radio de Van

der

Waals (en Å)

Hidrógeno H 0.32 1.20

Nitrógeno N 0.70 1.50

Oxígeno O 0.66 1.40

Cloro Cl 0.99 1.80

Azufre S 1.04 1.85

Arsénico AS 1.21 2.00

Radio Iónico

Los elementos pueden perder o ganar electrones para formar iones positivos (cationes) o

iones negativos (aniones). El radio de un catión es siempre menor que el átomo que lo

genera, mientras que el ión negativo tendrá siempre un radio mayor.

A A+ + e A + e A-

Radio iónico cationesRadio iónico aniones

Radio Iónico

Radio Iónico

Radio Iónico

Número atómico

0 10 20 30 40 50 60 70 800

0,5

1

1,5

2

2,5

3

C

Si Ge

SnGrupo 4 (-4)

Grupo 5 (-3)

Grupo 6 (-2)

Grupo 7 (-1)

N

PAs

Sb

O

S

Se

Te

F

Cl

Br

I

Be

Na

K

Cs

Rb

Grupo 1 (+1)

Li

O

C

NBF

Mg

Ca

Y

BaGrupo 2 (+2)

Grupo 3 (+3)Grupo 4 (+4)

Grupo 5 (+5)Grupo 6 (+6)

Grupo 7 (+7)

Grupo 11 (+1)

Grupo 12 (+2)

Grupo 3 (+3)

Hg

La

Cu

Au

Al

Sr

Si

Zn

Cd

Ag

Cl

Br

I

S

TiVCrMn

P

Sc

Se

In

As

GaGe

RADIOS IÓNICOS

Radio Iónico

Ión Radio Covalente

en Å

Radio Iónico en Å (carga

del ión)

Sodio 1.54 0.95 (+1)

Potasio 2.03 1.33 (+1)

Rubidio 2.16 1.47 (+1)

Flúor 0.64 1.36 (-1)

Cloro 0.99 1.81 (-1)

Bromo 1.14 1.96 (-1)

»ENERGÍA DE IONIZACIÓN«

Es la energía necesaria para remover

un electrón de un átomo gaseoso.

La energía necesaria para remover el primerelectrón de un átomo se denomina primeraenergía de ionización, la energía necesariapara remover el segundo electrón del unátomo es la segunda energía de ionización yasí sucesivamente.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Es la

energía necesaria para desprender un electrón de su nivel de energía

dando un ión, Se tienen diferentes tipos de energías para extraer

electrones de un mismo átomo; el potencial de ionización depende de:

a) La carga nuclear

b) El tamaño del átomo

“Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso y formar un catión”.

Es siempre positiva (proceso endotérmico).

Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído.

La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y

disminuir el radio.

La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.

Energías de ionización sucesivas para los elementos del periodo 2

ElementoElectrones de

valencia

Energía de ionización (KJ/mol*)

1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª 9ª

Li 1 520 7300

Be 2 900 1760 14850

B 3 800 2430 3660 25020

C 4 1090 2350 4620 6220 37830

N 5 1400 2860 4580 7480 9440 53270

O 6 1310 3390 5300 7470 10980 13330 71330

F 7 1680 3370 6050 8410 11020 15160 17870 92040

Ne 8 2080 3950 6120 9370 12180 15240 20000 23070 115380

TENDENCIAS EN LA

PRIMERA IONIZACIÓN

Generalmente aumenta

Gen

eral

men

te d

ism

inuye

52

Esquema de variación de la Energía de ionización (EI)

Aumento en la Energía

de ionización

http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/gr

aficos/ionizacion.jpg

http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/graficos/ionizacion.jpghttp://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/graficos/ionizacion.jpg

La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol) requerida para

remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.

E1 + X (g) X+

(g) + e-

E2 + X+

(g) X2+

(g) + e-

E3 + X2+

(g) X3+

(g) + e-

EI1 primera energía de ionización

EI2 segunda energía de ionización

EI3 tercera energía de ionización

E1 < E2 < E3

Incr

emen

tode

la p

rimer

aen

ergí

ade

ioni

zaci

ón

Incremento de la primera energía de ionización

H He Li Be B C

Z 1 2 3 4 5 6

N O F Ne Na Ca

Z 7 8 9 10 11 12

Se puede observar que la variación está de acuerdo con la configuración

electrónica de los elementos.

0 20 40 60 80 100

500

1000

1500

2000

2500

Número atómico

I II III IV V VI Período VIIHe

Ne

Ar

Kr

Xe

RnHg

CdZn

N

B

Al Ga In

H

Li NaK Rb Fr

Tl

Cs

As

Lu

P

VARIACIÓN PERIÓDICA DE LOS PRIMEROS POTENCIALES DE IONIZACIÓN

0

500

1000

1500

2000

2500

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

H

BeB

C

N

As

He

Ne

Kr

Xe

RnK

Rb

Cs

Na

LiMg

Ca

Sr

Ba

Sc

Y

La

Ti V Cr Mn

TcMoNbZr

HfTa W Re

Fe

Ru

Os

Co Ni Cu

Zn

CdPdRh

Ir Pt AuHg

Ga

In

Tl

Ge

Sn

Pb

Sb

BiPo

At

I

Al

Si

O

S

F

Cl

Se

Br

P

Ar

TeII

III

IV

V

VI

I

Grupo

Ag

Primer potencial de ionización, I1 (kJ/mol)

VARIACIÓN PERIÓDICA DEL SEGUNDO Y TERCER POTENCIALES DE IONIZACIÓN

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

0

1000

2000

3000

4000

5000

6000

7000

8000

II

III

IV

V

VI

I

Grupo

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 170

2

4

6

8

10

12

14

16

II

III

IV

V

VI

Grupo

0

500

1000

1500

2000

2500

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

H

BeB

C

N

As

He

Ne

Kr

Xe

RnK

Rb

Cs

Na

LiMg

Ca

Sr

Ba

Sc

Y

La

Ti V Cr Mn

TcMoNbZr

HfTa W Re

Fe

Ru

Os

Co Ni Cu

Zn

CdPdRh

Ir Pt AuHg

Ga

In

Tl

Ge

Sn

Pb

Sb

BiPo

At

I

Al

Si

O

S

F

Cl

Se

Br

P

Ar

TeII

III

IV

V

VI

I

Grupo

Ag

Primer potencial de ionización, I1 (kJ/mol)

VARIACIÓN DE LOS POTENCIALES DE IONIZACIÓN SUMA

kJ/mol (miles)

0 10 20 30 40 50 60

0

2

4

6

8

10

12

Si

Ti

GeSe

Zr

Sn

B

Al

Sc

FeGa As

Y

InSb

Ca

Mg

Be

Io , [-Afinidad]

I1+I2+I3+I4

I1+I2+I3

I1+I2

I1

Número atómico

Ba

Sn

Sr

Zn

Li Na K

F Cl Br

Rb Ag

I

Cs

60

Afinidad electrónica (AE)

• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e–

y forma un anión”.

• Se suele medir por métodos indirectos.

• Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE

suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales

alcalinotérreos.

• Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha

del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por aumentar Z* y disminuir

el radio).

Afinidad electrónica o electroafinidad es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es

aceptado por un átomo en estado gaseoso para formar un anión.

H = -328 kJ/mol AE= +328 kJ/mol

H = -141 kJ/mol AE = +141 kJ/mol

X (g) + e- X-(g)

F (g) + e- X-(g)

O (g) + e- O-(g)

Be (g) + e- + 240 KJ / mol → Be- (g) se absorbe energía AE 0 (AE=+ 240 KJ /mol)

La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden

energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los

alcalinotérreos los que absorben más energía

Variación de la afinidad electrónica con el número atómico (H – Ba)

AFINIDAD ELECTRÓNICA

0 20 40 60 80

-200

-100

0

100

200

300

400

I II III IV V VI PeríodoF Cl Br

IAt

Au

Cs

Ba Rn

SrCa

Ar

MgBe

He

H

C

N

Si

As

KrNe Xe

LiNa K Rb

AgCu

Fe InTl

Número atómico

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

-200

0

200

400

Grupo

I

II

III

IV

V

VIB e

M g

S r

B a

WRb Zr

NbM o

Cr

Re

Os

Ru Ir

P tA u

Cu

In

Tl

C

Ge

S n

P b

B i

Te

P o

A t

I

F

Cl

B r

Os

Li

Na

K

Cs

S c

Y

Ta

Tc

S

HS i

La

Electronegatividad, X

Tendencia de un determinado átomo a atraer un par de electrones compartido en un

enlace. Escala estandarizada a (F)=4

Escala de Mulliken:

𝜒 =I+AE

2

Mulliken; La semisuma del valor del

primer potencial de ionización (tendencia

a dar el último electrón de valencia) y de

la afinidad electrónica (tendencia a

aceptar un electrón externo) es una

medida de la tendencia del núcleo del

átomo a atraer los electrones cercanos

Electronegatividad ( )

66

Electronegatividad ( )

y carácter metálico

• Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa).

• mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí.

• es un compendio entre EI y AE.

• Pauling fue el primero que estableció una escala de electronegatividades

entre 0’7 (Fr) y 4 (F).

• aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

VARIACIÓN PERIÓDICA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD

0 20 40 60 80 100

0

0,5

1

1,5

2

2,5

3

3,5

4

Li NaK Rb FrCs

F

I II III IV V VI Período VII

Número atómico

Cl Br

I

At

H

Zn

Ele

ctr

onegativid

ad

Grupo1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

0

1

2

3

4

Cs

H

Li

Na

K

Rb

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Sc

Y

La

TiV

Cr MnFe Co

Zr

Hf

Nb

Ta

Mo

W

Tc

Re

Ru

Os

Rh

Ir

Ni

Pd

Pt

CuZn

Ag

Au

Cd

Hg

B

Ga

In

Tl

C

Ge

Sn

N

P

As

Sb

S

Se

Te

Po

Cl

Br

I

At

O

F

PbBi

I

II

III

IV

VI

0 20 40 60 80 100

0

0,5

1

1,5

2

2,5

3

3,5

4

Li NaK Rb FrCs

F

I II III IV V VI Período VII

Número atómico

Cl Br

I

At

H

Zn

VARIACIÓN PERIÓDICA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD

Ele

ctr

onegativid

ad

Elemento o ión de PaulingF 4.0

Li 0.98

Na 0.93

K 0.82

Rb 0.82

Cs 0.79

Sc 1.36

Ti(2+) 1.54

V(2+) 1.63

Cr(2+) 1.66

Mn(2+) 1.55

Fe(2+) 1.83

Fe(3+) 1.96

Ni(2+) 1.91

Mo(2+) 2.16

Mo(3+) 2.19

Mo(4+) 2.24

Mo(6+) 2.35

Zn(2+) 1.65

Cd 1.69

Hg 2.00

Co(2+) 1.88

Rh 2.28

Ir 2.20

Electronegatividades de algunos elementos o iones

71

Aumento de

en la tabla periódica

Los elementos con bajos potenciales de ionización y bajas afinidades

electrónicas son electropositivos y tienen carácter metálico

Los elementos con altos potenciales de ionización y altas afinidades

electrónicas son electronegativos y tienen carácter no metálico

El Flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica

El Francio es el elemento más electropositivo de la tabla periódica

Tendencia de Z* sobre el

electrón de valencia

Aumenta

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS EN EL

SISTEMA PERIÓDICO