T6 Tabla Periodica

QUIMICA GENERAL I
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Uno de los aspectos más importantes de la teoría química es la ley periódica,
que en su forma moderna establece que las propiedades de los átomos no son
arbitrarias sino que dependen de su estructura y varían sistemáticamente con el
número atómico.
Durante el siglo XIX hubo numerosos intentos de clasificación de los elementos
que culminaron con la clasificación periódica de Mendeléyev, la que sólo ha
necesitado de pequeños retoques para convertirse en una clasificación natural casi
perfecta.
Mendeléyev tomó como base el peso atómico para clasificar los elementos y
estableció que:
“Las propiedades de los elementos y su valencia son funciones periódicas de
sus pesos atómicos”.
Esta tabla periódica fue formulada antes de que se tuviera conocimiento del
electrón, del protón, de la estructura atómica, de las configuraciones electrónicas y
del número atómico.
Antes de conocerse la mecánica cuántica, Mendeléyev descubrió la
periodicidad en las propiedades de los elementos.
La tabla de Mendeléyev era una tabla de doble entrada, de manera que
horizontalmente los elementos se sucedían por orden creciente de pesos atómicos y
valencia. Verticalmente los elementos se ordenaban por propiedades similares. Tenía
siete grupos verticales, divididos cada uno de ellos en dos subgrupos. Los metales Fe,
Co y Ni; Ru, Rh y Pd; Os, Ir y Pt figuraban aparte. Los gases nobles no estaban incluidos
porque en esa época no se conocían.
La tabla que utilizamos actualmente no está basada en los pesos atómicos
crecientes sino que los elementos están en orden de número atómico creciente. Esta
tabla es ligeramente diferente a la de Mendeléyev ya que se ha expandido y muestra
los elementos de transición como grupos.
La tabla periódica está formada por columnas verticales llamadas “grupos” y filas
horizontales llamadas “períodos”.
Los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica
externa y diferente valor de n.
Ejemplos:
Grupo IA
Grupo IIA
3Li:
[He]2 2s1
4Be:
[He]2 2s2
11Na:
[Ne]10 3s1
12Mg:
[Ne]10 3s2
19K:
[Ar]18 4s1
20Ca:
[Ar]18 4s2
37Rb:
[Kr]36 5s1
38Sr:
[Kr]36 5s2
55Cs:
[Xe]54 6s1
56Ba:
[Xe]54 6s2
75
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Las propiedades químicas de los elementos dependen de la configuración
electrónica externa y como los elementos de un mismo grupo tienen igual
configuración electrónica externa, las propiedades químicas también serán periódicas.
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
1
IA
18
VIIIA
1
2
2
H
1
13
IIIA
14
IVA
15
VA
16
17
VIA VIIA
4,0026
3
4
5
6
7
8
10
Be
B
C
N
O
F
Ne
6,939
9,0122
10,811
12,011
14,007
15,999
18,998
20,183
13
18
11
12
Mg
14
15
16
17
9
10
VIIIB
11
IB
12
IIB
Al
Si
P
S
Cl
22,989
Ar
26,981
28,086
30,973
32,064
35,453
39,948
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
54,938
55,847
58,933
58,71
63,54
65,37
69,72
72,59
74,922
78,96
79,909
83,80
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
92,906
95,94
(98)
101,07
102,90
5
106,4
107,87
112,40
114,82
118,69
121,75
127,60
126,90
131,30
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
138,91
178,49
180,95
183,85
186,2
190,2
192,2
195,09
196,96
200,59
204,37
207,19
208,98
(209)
(210)
(222)
88
89
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
117
118
Ra
Ac
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Cn
Uut Uuq Uup Uuh Uus
Uuo
(226)
(227)
(261)
(262)
(266)
(264)
(269)
(268)
(281)
(272)
(285)
(284)
(294)
5
VB
6
7
VIB VIIB
8
24,312
3
4
IIIB IVB
19
20
21
22
23
24
25
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
39,102
40,08
44,956
47,90
50,942
51,996
37
38
39
40
41
5 Rb
Sr
Y
Zr
Nb
85,47
87,62
88,905
91,22
55
56
57
Cs
Ba
La
132,90
137,34
87
Fr
(223)
6
7
9
Li
3 Na
4
He
1,0079
2
IIA
(289)
(288)
(293)
(291)
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
140,12
140,90
144,24
(145)
150,35
151,96
157,25
158,92
162,50
164,93
167,26
168,93
173,04
174,97
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
Th
Pa
U
Np
Pu
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lw
232,03
231,04
238,04
(237)
(244)
(243)
(247)
(251)
(252)
(257)
(258)
(259)
(262)
(247)
71
Los elementos en un determinado período tienen el mismo valor de n, pero
diferentes configuraciones electrónicas externas.
Ejemplo
Período 2
76
3Li:
[He]2 2s1
4Be:
[He]2 2s2
5B:
[He]2 2s2 2p1
6C:
[He]2 2s2 2p2
7N:
[He]2 2s2 2p3
8O:
[He]2 2s2 2p4
9F:
[He]2 2s2 2p5
10Ne:
[He]2 2s2 2p6
QUIMICA GENERAL I
De acuerdo a la configuración electrónica externa, los elementos se clasifican en
cuatro clases:
1.
Elementos representativos o principales:
Son los elementos de los grupos “A”, desde el IA hasta el VIIA.
Estos elementos tienen una configuración electrónica externa del tipo ns o una
combinación de ns y np.
Por ejemplo:
IA
19K:
[Ar]18 4s1
IIA
20Ca:
[Ar]18 4s2
IIIA
31Ga:
[Ar]18 3d10 4s2 4p1
IVA
32Ge:
[Ar]18 3d10 4s2 4p2
VA
33As:
[Ar]18 3d10 4s2 4p3
VIA
34Se:
[Ar]18 3d10 4s2 4p4
VIIA
35Br:
[Ar]18 3d10 4s2 4p5
Para los elementos de los grupos IIIA al VIIA, los orbitales d están completos.
Estos orbitales son de valencia pero no se incluyen en la configuración electrónica
externa.
2.
Gases nobles:
Son los elementos del grupo VIIIA. Se considera que pertenecen a los grupos A
porque tienen configuración electrónica externa del tipo ns o ns np. Tienen los
orbitales externos totalmente ocupados. Esta es la configuración electrónica más
estable posible, a la cual tienden todos los elementos.
Por ejemplo:
2He:
1s2
18Ar:
[Ne]10 3s2 3p6
3.
Elementos de transición:
Son los elementos de los grupos “B”, desde el IIIB hasta el II B. Presentan una
configuración electrónica de valencia del tipo ns (n-1)d. Estos elementos presentan un
subnivel d parcialmente ocupado.
Por ejemplo:
26Fe:
[Ar]18 3d6 4s2
22Ti:
[Ar]18 3d2 4s2
77
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
4.
Elementos de transición interna. Lantánidos y Actínidos:
Aparecen fuera de la tabla, aunque por sus números atómicos pertenecen al
grupo IIIB. Estos elementos presentan un subnivel f parcialmente ocupado. En los
lantánidos, números atómicos del 58 al 71, se están ocupando los orbitales 4f,
mientras que en los actínidos, números atómicos del 90 al 103, se están ocupando los
orbitales 5f.
TENDENCIAS OBSERVADAS EN LA TABLA PERIODICA
1.La mayoría de los elementos a la izquierda del grupo VA de la tabla periódica
son metales, incluyendo lantánidos y actínidos. Notables excepciones son hidrógeno,
carbono y boro, que son no metales.
2.Aquellos elementos que están a la derecha de la escalera que comienza en el
boro y termina en el astato, incluyendo el grupo VIIA (halógenos) y VIIIA (gases nobles)
son no metales.
3.En cualquier grupo de la tabla periódica, el carácter metálico aumenta de
arriba hacia abajo y en cualquier período aumenta de derecha a izquierda.
aumento del carácter metálico
4.El paso de carácter metálico a no metálico no es definido, sino que se hace a
través de los elementos llamados semimetales. Estos elementos presentan
características tanto de metales como de no metales.
Los semimetales son silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y
astato. Algunos autores incluyen al boro dentro de los semimetales.
5.Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA tienen en el último nivel 1, 2 y 3
electrones respectivamente. Estos elementos pierden fácilmente esos electrones y
forman iones positivos (excepto Be y B). Poseen número de oxidación igual al número
de grupo. Al perder los electrones, toman la configuración electrónica del gas noble
más próximo.
IA
Na
Na+ + 1 e11Na :
11Na
IIA
78
Mg
+:
[Ne]10 3s1
[Ne]10
Mg2+ + 2 e-
QUIMICA GENERAL I
IIIA
12Mg :
[Ne]10 3s2
2+
12Mg :
[Ne]10
Al3+ + 3 e-
Al
13Al:
3+:
13Al
[Ne]10 3s2 3p1
[Ne]10
6.Los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen 5, 6 y 7 electrones,
respectivamente, en el último nivel y tienen tendencia a ganar electrones para tomar
la configuración del gas noble más próximo, en cuyo caso poseen número de
oxidación negativo (-3, -2 y -1, respectivamente). Cuando se combinan con otro
elemento que tiene mayor tendencia que ellos a atraer electrones, actúan con
números de oxidación positivos, con un valor máximo igual a su número de grupo.
Por ejemplo:
17Cl :
[Ne] 3s2 3p5
Cuando gana un electrón para formar el ión cloruro, adquiere la configuración
electrónica del argón y tiene número de oxidación -1. Cuando se combina con otro
elemento más electronegativo como el oxígeno, puede tener números de oxidación
+1, +3, +5 y +7. El máximo número de oxidación es igual al número de grupo.
7.Los elementos del grupo IVA tienen 4 electrones en el último nivel y tienden a
compartirlos en sus combinaciones con otros elementos. El número de oxidación
puede ser positivo o negativo.
Por ejemplo:
6C :
[He] 2s2 2p2
Cuando comparte los electrones con el hidrógeno formando el metano, su
número de oxidación es - 4 y si los comparte con el cloro para formar tetracloruro de
carbono, su número de oxidación es + 4.
8.Los elementos de los grupos B (elementos de transición) son metálicos, tienden
a ceder electrones formando iones positivos. El número de grupo no indica el número
de electrones de valencia. Su carga iónica mas común es + 2 (pierden los electrones
ns2). Su número de oxidación es positivo y variable, con un valor máximo igual al
número de grupo.
9.Los lantánidos y actínidos son metálicos y ceden un número de electrones igual
al número de grupo al que pertenecen (IIIB). En consecuencia la carga iónica más
común es + 3.
10.-
Los elementos del grupo VIIIA (gases inertes) son generalmente no reactivos.
79
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
POTENCIAL DE IONIZACION
Se define potencial de ionización (PI) como la energía requerida para eliminar
un electrón de un átomo neutro al estado gaseoso y transformarlo en un ión positivo.
Se elije el estado gaseoso por ser el más simple. El potencial de ionización se mide
para un mol.
M(g) + E
M(g)+ + 1e-
E = PI
El PI se mide en electrón voltios (eV) o en kilocalorías (kcal).
1 eV = 23,06 kcal
Definimos el eV como la energía que gana un electrón cuando se lo acelera en
un campo eléctrico de 1 volt de diferencia de potencial.
Una caloría es la cantidad de calor que hay que suministrar a un gramo de agua
para elevar su temperatura en un grado centígrado entre 14,5° C y 15,5° C.
El PI es una medida cuantitativa de la energía con que el átomo liga a sus
electrones.
Hay varios potenciales de ionización para cada elemento, que corresponden a
la eliminación sucesiva de electrones.
Li(g) + 5,39 eV
Li (g) + + 1 e-
La energía que se requiere para eliminar el primer electrón es relativamente
baja en el Li, esto se debe a que toma la configuración del He que es muy estable. El
litio es más estable como ión que como átomo neutro por lo que no se lo encuentra
libre en la naturaleza, sino combinado formando compuestos iónicos.
Para eliminar el segundo electrón hay que romper esa estructura estable por lo
que hay que suministrarle mucha energía. Por otra parte, el tamaño se ha reducido al
no estar ocupado el subnivel 2s, es decir que los dos electrones son atraídos más
fuertemente por los tres protones del núcleo, por lo que están más fuertemente
ligados (aumento de la carga nuclear efectiva).
Para el Li, el segundo potencial de ionización es de 50 eV y el tercero es de 122
eV.
TENDENCIAS EN EL POTENCIAL DE IONIZACION
El PI aumenta a lo largo del período de izquierda a derecha y esto se debe al
aumento de la carga nuclear efectiva (Zef) a medida que aumenta el N° atómico. Al
pasar de un elemento al que sigue en el período, el núcleo aumenta su carga positiva
en una unidad, mientras que los electrones que se van agregando entran en la misma
capa de valencia. Esto trae como consecuencia un aumento del Zef.
80
QUIMICA GENERAL I
Potencial de ionización
En otras palabras, a lo largo del período, el efecto de pantalla es el mismo pero
el número de protones aumenta y como consecuencia aumenta la fuerza de atracción
sobre los electrones externos.
Si hacemos una gráfica de PI vs. número de grupo, (las líneas unen elementos
del mismo período) se observa que el PI dentro del mismo grupo disminuye con el
aumento número atómico. Esto es lógico pues al aumentar el tamaño por aumento de
n, el efecto de pantalla es mayor.
He
Ne
F
N
H
C
Be
Li
Mg
Na
IA
IIA
Ar
O
Cl
B
P
S
VA
VIA
Si
Al
IIIA
IVA
VIIA VIIIA
Grupo
Ejemplos:
3Li :
1s2 2s1
11Na:
1s2 2s2 2p6 3s1
19K:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Los electrones encerrados en los rectángulos de puntos son los responsables
del efecto de pantalla en cada caso.
Como podemos ver, el efecto de pantalla sobre el electrón de valencia es cada
vez mayor y la fuerza con que es retenido por el núcleo cada vez disminuye más (por
otra parte las fuerzas coulómbicas, como ya sabemos, disminuyen con el cuadrado de
la distancia).
Como ya se mencionó, la tendencia general a lo largo del período es que el PI
aumenta de izquierda a derecha por aumento de la Z ef, pero si observamos la gráfica
vemos que aparecen dos picos a la largo del segundo período, que corresponden a los
elementos berilio y nitrógeno que presentan un mayor PI al esperado, es decir que
tienen mayor estabilidad.
En el caso del berilio se explica por la estabilidad adicional que le confiere un
subnivel de valencia completo.
81
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Be : 1s2 2s2
Y en el caso del nitrógeno se debe a la estabilidad adicional que le confiere un
subnivel de valencia semicompleto.
N : 1s2 2s2 2p3
Esquemáticamente:
aumento del potencial de ionización
El PI es el factor más importante para determinar el poder reductor de un
elemento. Cuando el PI es bajo (es decir que cede electrones fácilmente), el elemento
es un buen agente reductor.
AFINIDAD ELECTRONICA
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad es la energía requerida para
eliminar un electrón de un ión negativo al estado gaseoso y transformarlo en átomo
neutro. La afinidad electrónica se mide para un mol y se expresa en eV o en kcal.
X(g)- + E
X(g) + 1e-
E = AE
En general los elementos no metálicos de los grupos VIA y VIIA tales como los
halógenos, el oxígeno y el azufre tienen afinidades electrónicas relativamente
elevadas y son más estables como iones negativos que como átomos neutros. Esto se
debe a que ocho electrones ns2 np6 representan configuraciones estables.
TENDENCIAS EN LA AFINIDAD ELECTRONICA
Se observa que la AE aumenta de izquierda a derecha en el período, debido al
aumento de la carga nuclear efectiva. Las tendencias dentro del grupo son erráticas,
pero en general, las AE de los elementos de mayor número atómico de un grupo son
menores que las de los elementos que están más arriba.
82
QUIMICA GENERAL I
aumento de la afinidad electrónica
La AE es la propiedad más importante para determinar el poder oxidante de un
elemento. En general, a mayor AE el elemento tiene mayor tendencia a retener o
tomar electrones y por lo tanto mayor es su poder oxidante. Así los no metales de los
grupos VA, VIA y VIIA actúan como oxidantes, mientras que los metales de los grupos
IA, IIA y IIIA actúan como reductores.
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es la capacidad que posee un elemento para atraer
electrones de un enlace cuando se encuentra unido a otro elemento formando un
compuesto.
La electronegatividad es una medida del grado de atracción que tiene un
átomo por los electrones de un enlace.
Bajo PI
Metales
Poca tendencia para atraer electrones
Baja AE
Elevado PI
No Metales
Elevada tendencia para atraer electrones
Elevada AE
El Cloro tiene siete electrones de valencia y puede unirse a otro átomo de cloro
para formar una molécula.
Representando sólo los electrones de valencia
El par de electrones es compartido por igual por ambos átomos ya que tienen
igual electronegatividad y la molécula de cloro es no polar.
Si la molécula se forma con átomos distintos, los electrones del enlace no son
compartidos por igual y estarán más próximos al átomo más electronegativo.
Por ejemplo, cuando se forma la molécula de cloruro de hidrógeno. El cloro es
más electronegativo que el hidrógeno y el par de electrones del enlace estará más
próximo al átomo de cloro que al de hidrógeno, es decir que no lo comparten por
igual. En este caso la molécula es polar.
83
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
molécula polar
Cuando la diferencia de electronegatividades es muy grande hay una
transferencia de electrones del elemento menos electronegativo hacia el elemento
más electronegativo.
molécula par iónica
En este caso se forma un ión positivo y un ión negativo. Posteriormente estos
iones se atraen por fuerzas coulómbicas, formando una molécula par iónica.
TENDENCIAS EN LA ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período
y de abajo hacia arriba en un grupo.
aumento de la electronegatividad
TAMAÑO ATOMICO
La naturaleza difusa de la distribución de carga electrónica en un átomo hace
imposible definir el volumen ocupado por el mismo.
Ninguna esfera de radio definido puede envolver todo la nube electrónica. Por
este motivo, el tamaño atómico se expresa en función del radio atómico. Para
elementos que forman moléculas diatómicas homonucleares, el tamaño atómico se
define en función del radio covalente. Para elementos metálicos con uniones
metálicas, el tamaño atómico se define en función del radio de van der Waals.
84
QUIMICA GENERAL I
Radio covalente
Se define radio covalente como la mitad de la distancia que existe entre los
núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente.
Se mide la distancia entre los núcleos en moléculas gaseosas de átomos
idénticos, por ej. H2, Cl2, N2.
Esta distancia internuclear se denomina longitud de enlace covalente. La mitad
de la distancia internuclear es el radio covalente.
radio covalente
Radio de van der Waals
Se define radio de van der Waals como la mitad de la distancia que existe entre
los núcleos de dos átomos iguales que se encuentran juntos pero no enlazados.
radio de van der Waals
TENDENCIAS EN EL TAMAÑO ATOMICO
Los elementos del grupo IA muestran los valores más altos de cada período y
los elementos del grupo VIIA los más bajos.
A lo largo de un período el tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha,
esto se debe a que la carga nuclear efectiva aumenta progresivamente y como los
electrones se van agregando en el mismo nivel, son atraídos más fuertemente
haciendo que disminuya el tamaño del átomo.
Dentro de un grupo, el tamaño atómico aumenta de arriba hacia abajo porque
al pasar de un elemento al siguiente descendiendo en el grupo, aumenta el número
cuántico principal en una unidad.
85
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
aumento del tamaño atómico
RADIO IONICO
Podemos calcular los radios iónicos a partir de mediciones de la distancia entre
los iones en los cristales. Esto se realiza mediante difracción de rayos X.
Por ejemplo, las dimensiones de los iones Na+ y Cl– pueden calcularse de la
información obtenida de un cristal de cloruro de sodio.
Las medidas por difracción de rayos X dan una distancia interiónica de 2,36 Å.
Sin embargo, la dificultad consiste en decidir qué parte de esa distancia corresponde
al ión Cl– y qué parte al ión Na+, ya que es seguro que ambos iones no tienen el mismo
tamaño.
11Na :
1s2 2s2 2p6 3s1
+
11Na :
1s2 2s2 2p6
El ión Na+ es más pequeño que el átomo de sodio, ya que al sacarle un
electrón, queda vacío el nivel n=3 y los electrones son atraídos con más fuerza por el
mismo núcleo.
17Cl :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
–:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
17Cl
86
QUIMICA GENERAL I
Radio iónico
El ión Cl– es más grande que el átomo de cloro, ya que al entrar un electrón, la
repulsión de los siete electrones del último nivel hace que el átomo se expanda.
Tomando en cuenta el cambio de la carga nuclear efectiva y el efecto de
pantalla, los investigadores han calculado los radios iónicos que aparecen en las redes
cristalinas.
Si graficamos los radios iónicos en función del número de grupo (las líneas
unen los elementos de un mismo período):
3-
As
2-
3-
Se
P
2-
S
-
Br
-
Cl
3-
N
2-
+
K
2+
+
Ca
+
Mg
Na
Li
O
F
VIA
VIIA
-
3+
Ga
2+
3+
Al
2+
Be
IA
IIA
3+
B
IIIA
IVA
VA
Grupo
Dentro de un grupo el tamaño iónico aumenta cuando descendemos en el
grupo, al aumentar n. En el período el tamaño disminuye al aumentar la carga positiva
del ión por aumento de la carga nuclear efectiva. Pero como a lo largo del período los
elementos a partir del quinto grupo tienden a formar iones negativos, hay un
aumento brusco del radio iónico, éste luego disminuye por aumento de la carga
nuclear efectiva.
No se representan los elementos de grupo cuatro porque los mismos tienden a
compartir electrones y no a formar iones.
SERIES ISOELECTRONICAS
Son series de iones (positivos o negativos) y átomos neutros que presentan el
mismo número de electrones y por consiguiente la misma configuración electrónica.
Por ejemplo:
3– :
[He] 2s2 2p6
2–
8O :
[He] 2s2 2p6
– :
[He] 2s2 2p6
7N
9F
87
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
10Ne :
[He] 2s2 2p6
+
11Na :
[He] 2s2 2p6
2+
2
6
12Mg :[He] 2s 2p
13Al
3+ :[He] 2s2 2p6
otro ejemplo:
2– :
[Ne] 3s2 3p6
–:
[Ne] 3s2 3p6
18Ar :
[Ne] 3s2 3p6
+:
[Ne] 3s2 3p6
16S
17Cl
19K
20Ca
88
2+:
[Ne] 3s2 3p6