Clase tabla periodica

1. 1
LA TABLA PERIÓDICA.
Q.F. Javier Martinez

2. 2
Primeras clasificaciones
periódicas.
Cuando a principios del siglo XIX se midieron
las masas atómicas de una gran cantidad de
elementos, se observó que ciertas
propiedades variaban periódicamente en
relación a su masa.
De esa manera, hubo diversos intentos de
agrupar los elementos, todos ellos usando la
masa atómica como criterio de ordenación.
R
E
P
A
S
O
R
E
P
A
S
O

3. 3
H LiBeB C N O
F Mg AlSiP SNa
Cl CaCrTiMn FeK
Octavas de Newlands
© Ed ECIR.
Química 2º Bach.
Anillo de Chancourtois
Triadas de Döbereiner (1829) :
Buscaba tríos de elementos en los que la masa del
elemento intermedio es la media aritmética de la
masa de los otros dos. Así se encontraron las
siguientes triadas:
Cl, Br y I;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te…
Octavas de Newlands (1864).
Clasificación de Mendeleiev (1969).
Anillo de
Chancourtois (1862).
Coloca los
elementos en
espiral de forma
que los que
tienen parecidas
propiedades
queden unos
encima de otros.

4. 4
Clasificación de Mendeleiev
Clasificó lo 63 elementos → masa atómica.
Hasta bastantes años después no se definió el concepto
de número atómico puesto que no se habían descubierto
los protones.
Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba
de elementos que aún no se habían descubierto. (Ge).
Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que
algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de
masa atómica para que coincidieran las propiedades.
Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal
medidas. Así, por ejemplo, colocó (Te) antes que el (I) a
pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de
aquel.

5. 5
La tabla periódica actual
En 1913 Moseley ordenó los elementos de
la tabla periódica usando como criterio de
clasificación el número atómico.
Enunció la “ley periódica”: "Si los
elementos se colocan según aumenta su
número atómico, se observa una
variación periódica de sus propiedades
físicas y químicas".

6. 6

7. 7
Propiedades periódicas
Radio atómico
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad
Carácter metálico.

8. 8
Variación del radio atómico
en un periodo
En un mismo
periodo disminuye
al aumentar la carga
nuclear efectiva
(hacia la derecha).
Es debido a que los
electrones de la
última capa estarán
más fuertemente
atraídos.
Periodo 2
© Ed. Santillana. Química
2º Bachillerato.

9. 9
Variación del radio atómico
en un grupo.
En un grupo, el
radio aumenta al
aumentar el
periodo, pues
existen más capas
de electrones.
© Ed. Santillana. Química
2º Bachillerato.
Grupo 1

10. 10
explique otra vez¡
Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales
que están enlazados entre sí”.

11. 11
Radio iónico
Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o
ganado electrones, adquiriendo la estructura
electrónica del gas noble más cercano.
Los cationes son menores que
los átomos neutros por la mayor
carga nuclear efectiva (menor
apantallamiento o repulsión de e
-
).
Los aniones son mayores que
los átomos neutros por la dismi-
nución de la carga nuclear efecti-
va (mayor apantallamiento o
repulsión electrónica).
© Ed. Santillana.
Química 2º Bach.

12. 12
Comparación de radios atómicos e iónicos

13. 13
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
LA CANTIDAD MÍNIMA DE ENERGÍA QUE SE REQUIERE PARA
REMOVER AL ELECTRÓN ENLAZADO CON MENOR FUERZA EN
UN ÁTOMO PARA FORMAR UN IÓN CON CARGA 1+.

14. 14
AFINIDAD ELECTRÓNICA
ES LA CANTIDAD DE ENERGÍA ABSORBIDA O LIBERADA POR
UN ÁTOMO NEUTRO GASEOSO DE UN ELEMENTO CUANDO
CAPTA O SE LE ADICIONA UN ELECTRÓN PARA FORMAR UN
ION NEGATIVO.

15. 15ELECTRONEGATIVIDAD
DE UN ELEMENTO MIDE LA TENDENCIA RELATIVA DEL ÁTOMO
A ATRAER LOS ELECTRONES HACIA SÍ CUANDO COMBINA
QUÍMICAMENTE CON OTRO ÁTOMO

16. 16
ELECTRONES EN UN ATOMO
Los e
-
en un átomo no se encuentran al
azar en el espacio cercano a su núcleo
Están confinados en patrones definidos
El arreglo especifico de los e
-
alrededor
del núcleo → Configuración Electrónica

17. 17
ELECTRONES EN UN ATOMO
Los e
-
están confinados a niveles
principales de energía (1,2,3,4,5,6,7)
Existe un límite de e- en los niveles
principales de energía (capas de e
-
)
Número de nivel de energía1 2 3 4 5 6 7
Número máximo de e
-
2 8 18 32 32 18 8
R
E
P
A
S
O
R
E
P
A
S
O

18. 18
ORBITALES ATOMICOS
Los niveles principales de energía
tienen subniveles formados por
regiones llamadas orbitales atómicos
Capas de e
-
→ pequeño # de subniveles
Cada subnivel → # definido de orbitales
Cada orbital solo 2 e
-
si tienen spin
opuesto.

19. 19
Orbítales tienen forma definida
Nivel principal 1 → un subnivel s (1 orbital)
Nivel principal 2 → 2 subniveles: s
(1 orbital) y p (3 orbitales) px,py,pz
Nivel principal 3 → 3 subniveles: s
(1 orbital) ; p (3 orbitales) px,py,pz; d (5
orbitales)
Nivel principal 4 → 4 subniveles: s
(1 orbital) ; p (3 orbitales) px,py,pz; d (5
orbitales); f (7 orbitales)
R
E
P
A
S
O
R
E
P
A
S
O

20. 20
Tipos de orbitales en
la tabla periódica
p
1
p
2
p
3
p
4
p
5
p
6
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s
1
s
2
d
1
d
2
d
3
d
4
d
5
d
6
d
7
d
8
d
9
d
10
f
1
f
2
f
3
f
4
f
5
f
6
f
7
f
8
f
9
f
10
f
11
f
12
f
13
f
14
H He

Relación directa entre el último orbital ocupado por
un e
–
de un átomo y su posición en la tabla periódica

Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)

Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)

Bloque “d”: (En el centro de la tabla)

Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

21. 21
PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
un orbital tiene hasta
dos electrones, pero
solo si tienen spin
opuesto

22. 22
CONFIGURACION ELECTRONICA
LA FORMA COMO ESTAN DISTRIBUIDO LOS
ELECTRONES ENTRE LOS DISTINTOS
ORBITALES ATÓMICOS.
EXPRESA EL # DE e
-
EN ORBITAL O SUBNIVEL
NIVELES PRINCIPALES 1 S
1
DE ENERGÍA EXPRESA SUBNIVEL

DIAGRAMA DE ORBITAL (MUESTRA EL SPIN DEL ORBITAL)
H 1 S
1
­
R
E
P
A
S
O
R
E
P
A
S
O

23. 23
CONFIGURACION ELECTRONICA
REGLA DE HUND
ESTABLECE QUE LA DISTRIBUCIÓN MÁS
ESTABLE DE ELECTRONES EN LOS SUBNIVELES
ES AQUELLA QUE TENGA EL MAYOR NÚMERO
DE ESPINES PARALELOS
C (z = 6) 1S
2
2S
2
2P
2
que significa: 2p ↑ ↑
2s ↑ ↓
1s ↑ ↓

24. 24
Configuración electrónica
Para obtener la configura-
ción electrónica de un
elemento se van rellenan-
do los orbitales siguiendo el
orden de las flechas.
Subcapa nº orbit. nº elect.
s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
g 9 18
h 11 22
REPASOREPASO

25. 25
REGLAS DE AUFBAU
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
(orden de AUFBAU)
El Z indica cuantos e- hay para distribuir
Los e- se colocan en los orbítales disponibles
con menor energía siempre que:
a) no puede haber + de dos e- dentro del
mismo orbital y en tal caso, solo si tienen
espín opuesto (PRINCIPIO DE EXCLUSION
DE PAULI)
b) los e- se dispersan tanto como sea posible,
conservando el mismo espín, cuando los
orbitales del mismo subnivel estén abiertos
(REGLA DE HUND)

26. 26 Ejemplo: Escribir la
configuración electrónica del oro.
Miramos en la tabla periódica el nº atómico
(Z) del oro (Au) y vemos que es 79.
El nº de electrones si el átomo es neutro será
el mismo.
Vamos rellenando los orbitales teniendo en
cuenta el esquema anterior:
1 s
2
2 s
2
p
6
3 s
2
p
6
d
10
4 s
2
p
6
d
10
f
14
5 s
2
p
6
d
9
6 s
2
REPASOREPASO

27. 27 Ejemplo: Dados los elementos A y B de
números atómicos 19 y 35 respectivamente:
a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de
ellos. b) Indique su situación en el sist. periódico. c) Com-
pare tres propiedades periódicas de ambos elementos.
d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.
a) A (Z=19): 1s
2
2s
2
p
6
3s
2
p
6
4s
1
B (Z= 35): 1s
2
2s
2
p
6
3s
2
p
6
d
10
4s
2
p
5
b) A (4s
1
) Grupo 1 (alcalinos) Periodo 4
B

(4s
2
p
5
) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4
c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la
variación de izquierda a derecha:
radio atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha)
EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha)
c: A < B (la c aumenta hacia la derecha)
27

28. 28
Ejemplo: Dados los elementos A y B de
números atómicos 19 y 35 respectivamente:
a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de
ellos. b) Indique su situación en el sistema periódico.
c) Compare tres propiedades periódicas de ambos
elementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen al
unirse.
(Viene de la diapositiva anterior)
d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal
halógeno formarán un enlace iónicoenlace iónico ya que A
tenderá a ceder el electrón 4s con facilidad (baja
EI) y B tenderá a capturarlo (alta c):
A – 1 e
–
® A
+
;

B + 1 e
–
® B
–
Þ Fórmula: AB (KBr)
28