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CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ" Viña del Mar Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia Departamento de Ciencias-Química Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia Temas a tratar: - Tabla Periódica - Propiedades Periódicas
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COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"
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Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia
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Temas a tratar:
- Tabla Periódica
- Propiedades Periódicas
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Tabla Periódica
La Tabla periódica de los elementos que actualmente empleamos
es similar a la de Mendeleiev, se ordena en función del número atómico (Z)
de acuerdo con la ley fundamental que rige la clasificación de los
elementos. Según esta, las propiedades periódicas de los elementos son
funciones periódicas de sus números atómicos, dando origen a
filas horizontales llamadas períodos, ,siete en total, y columnas verticales,
conocidas como grupos o familias, 18 en total, antiguamente
divididos en grupos “A” y “B”.
Historia de la Tabla Periódica
A principios de 1800 el químico alemán John W. Döbereiner intentó
una primera aproximación al construir las primeras tríadas. En esta
clasificación, Döbereiner ordenó los elementos en grupos de 3; de acuerdo
con su masa atómica creciente, resultando algunas asociaciones
elementales:
Li-Na-K S-Se-Te
De acuerdo con esta clasificación, los elementos pertenecientes a
una triada debían tener propiedades químicas semejantes y la masa
atómica del elemento central correspondía a la semisuma de las masas
atómicas de los elementos extremos de la tríada.
Primera triada y sus masa atómicas
En 1862, el geólogo francés Alexander Béguyer de Chancourtois,
construyó el llamado “caracol o anillo telúrico”, que ordenaba a los
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elementos en forma de hélice (respecto de su masa atómica), este
ordenamiento no tuvo aceptación, pues incluyó iones y algunos
compuestos.
En 1864, el químico inglés John A. Reina Newlands, ordenó los
elementos químicos en grupos de 7 elementos cada uno, también en
función creciente de sus masas atómicas. El octavo elemento presentaba
propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior. Esta forma
de clasificar fue conocida como las octavas de Newlands.
Ese mismo año, Julius Lothar Meyer publicó la primera versión de la
tabla periódica.
En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich
Mendeléiev se publicaron en la primera tabla periódica convencional con
el formato que conocemos en la
actualidad.
La capacidad visionaria de
Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la
ley de periodicidad química, también
ordenó los elementos encontrados y
guardó espacio para aquellos que aún no
habían sido descubiertos, incluso predijo las
propiedades físicas y químicas de éstos.
En 1913, el joven físico inglés Henry Moseley, descubrió una forma de
determinar el número atómico de un elemento y con ello, pudo explicar el
problema detectado en la tabla de Mendeleiev relacionado con la
ubicación del Argón (Ar) y el Potasio (K): El Argón (Ar) efectivamente iba
antes del Potasio (K) por tener un número atómico de 18, mientras que el
del potasio era de 19.
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Este descubrimiento dio paso a un nuevo ordenamiento periódico
basado en el número atómico y no más en la masa atómica. Con esto, se
explicaban y corregían las “irregularidades” que existían en el
ordenamiento de Mendeleiev, naciendo así la forma moderna que
tenemos de organizar los elementos.
Tabla Periódica y Configuración electrónica
Actualmente sabemos que las configuraciones electrónicas de los
elementos están relacionadas con su posición en la Tabla periódica pues
en ella los elementos que tienen un patrón similar de configuración de los
electrones de la capa externa están dispuestos en las mismas columnas,
mientras aquellos que tienen niveles energéticos muy similares y algunos
idénticos se encuentran en las mismas filas. Los grupos 1,2 y 13 al 18
(antiguas IA, IIA y IIIA al VIIIA) agrupan los elementos representativos, que se
caracterizan por terminar su configuración electrónica en los subniveles s o
sp. La notación antigua en los elementos representativos, permitía saber el
número de electrones presentes en el último nivel. Por ejemplo, IIIA
indica que los elementos ubicados en esa columna poseen 3 electrones de
valencia, que son los que participan en las reacciones químicas .El grupo 18
(VIIIA) corresponde a los gases nobles
Los grupos 3 al 12 (antiguos “B”), que concentran a todos los
elementos en cuya configuración electrónica los últimos electrones ocupan
los subniveles d y f, son denominados de transición. Estos últimos (elementos
de transición) tienen el subnivel d incompleto, o bien dan lugar a cationes
que tienen el subnivel d incompleto
El bloque s está formado por los elementos representativos de los
grupos 1 y 2. Los elementos del grupo 1, los metales alcalinos, tienen
configuración electrónica ns1. Los metales alcalinos térreos, situados en el
grupo 2, tienen configuración ns2.
El bloque p lo forman los elementos representativos de los grupos del
13 al 18, cuyos electrones de valencia ocupan los orbitales p. Los elementos
del grupo 13, del grupo térreos, tienen configuración externa ns2np1. Los
elementos del grupo 14, del grupo carbonoides, tienen
configuración electrónica ns2np2. Los elementos del grupo 15, del
grupo nitrogenoides, tienen configuración electrónica ns2np3. Los
elementos del grupo 16, del grupo de los calcógenos, tienen configuración
electrónica ns2np4. Los elementos del grupo 17, halógenos, tienen
configuración electrónica ns2np5. Los elementos del grupo 18, gases nobles,
tienen la capa de valencia completa, siendo su configuración
electrónica ns2np6.
Los elementos del bloque d, denominados elementos de transición
externa, están en el centro de la tabla, ocupando los grupos del 3 al 12. Los
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electrones externos ocupan los orbitales d correspondientes al nivel n-1.Las
configuraciones varían desde (n-1) d1ns2 en el grupo 3, hasta (n-1) d10ns2
en el grupo 12.
El bloque f comprende los elementos de transición interna.
Está formada por dos series de 14 elementos cada una, ocupando los
electrones orbitales f del nivel (n-2). La configuración electrónica, con
algunas excepciones, puede escribirse de forma general como (n-2)f 1–14
(n-1)d1ns2, tomando n un valor de 6para los lantánidos y 7 para los
actínidos.
Finalmente los gases nobles, son aquellos que tienen todos sus niveles
electrónicos completos. Su configuración electrónica termina en ns2 np6 y
conforman el grupo VIII A (8A), también llamado grupo cero (0). Además
son estables y gases inertes.
Propiedades Periódicas
Existe una serie de propiedades en los elementos que varían
regularmente en la Tabla periódica: son las llamadas propiedades
periódicas. Entre ellas se encuentran la afinidad electrónica o
electroafinidad, la energía o potencial de ionización, la electronegatividad,
el radio atómico, el volumen atómico y la afinidad electrónica .Estas
propiedades, tanto
físicas como
químicas,
dependen
fundamentalmente
de la configuración
electrónica del
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elemento. La corteza electrónica de un átomo, contiene los electrones
(que orbitan en torno al núcleo) y al estar en la misma cantidad que los
protones presentes en su núcleo, hace que el átomo sea eléctricamente
neutro.
En general, podemos clasificar las propiedades más importantes por
relaciones de tamaño y de energía de la siguiente manera:
Radio Atómico e Iónico: Se define el radio atómico para átomos de
un metal como la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos
del mismo elemento que están adyacentes. Para los elementos que
existen como moléculas diatómicas, es la mitad de la distancia entre
dos núcleos de los
átomos que forman la
molécula. Este último
también es
denominado radio
covalente. Dentro de
cada grupo, el radio atómico (al igual que el volumen atómico),
conforme aumenta el número atómico, se baja por la columna.
Dicha tendencia es el
resultado del incremento
en el número cuántico
principal delos electrones
externos, pues estos se
encontrarían cada vez
más lejos del núcleo, lo
que provoca un aumento
en el radio total del
átomo. Por otra parte, en
cada período disminuye de izquierda a derecha, esto por el aumento
de la carga nuclear efectiva que atrae a los electrones más cerca
del núcleo, disminuyendo el radio
Carga Nuclear Efectiva: Se define Zef como la carga con que el
núcleo atrae los electrones más externos. El Zef depende de 2
factores: el número atómico (Z) y del efecto pantalla (S). Los
electrones que están
más cerca del núcleo
(primeros niveles de
energía) apantallan
(bloquean) la carga
positiva del núcleo sobre
el resto de electrones.
Esto implica que los
electrones del último
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nivel son atraídos con menos fuerza, por lo tanto, la carga total real
del núcleo sobre los electrones siempre es menor que la carga
teórica.
Potencial o Energía de Ionización: Es la energía necesaria para retirar
el electrón más débilmente retenido en un átomo gaseoso desde
su estado fundamental. De
izquierda a derecha
aumenta en los periodos y
de abajo hacia arriba en los
grupos.
Afinidad Electrónica o Electroafinidad: Es la energía relacionada con
la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión
negativo. Las
electroafinidades pueden
ser negativas, cuando
se libera energía, o
positivas, cuando
se absorbe energía, y son
inversamente
proporcionales al tamaño del átomo.
Electronegatividad: Es la tendencia o capacidad de un átomo, en
una molécula, para atraer
hacia sí los electrones de
otro átomo en un enlace
covalente. Aumenta de
derecha a izquierda en los
periodos y de abajo hacia
arriba en los grupos.
Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo para ceder
electrones, razón por la cual esta propiedad es inversamente
proporcional a
la electronegatividad.
Aumenta de derecha a
izquierda en los periodos y
de arriba abajo en los
grupos.
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