Propiedades De Los Elementos
peterguch3 de Mayo de 2013
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4.1.- LA TABLA PERIÓDICA
La Tabla Periódica es una ordenación lógica y racional de todos los elementos químicos.
Hay diferentes versiones, las primeras se deben a D.I. Mendeleev y J.L. Meyer elaboradas en
1869; ambas estaban basadas en las repeticiones periódicas de las propiedades físicas y
químicas de los elementos conocidos en aquella época. La versión moderna se basa en la
configuración electrónica de los elementos químicos y se denomina “Forma Larga”. Los
elementos se disponen en:
• 18 familias o grupos : Son columnas numeradas de izquierda a derecha.
• 7 períodos
: Son filas numeradas de arriba abajo.
Forma Larga de la Tabla Periódica
:
Orden de disposición de los
electrones a lo largo de la tabla
periódica.
1
er
periodo: 1s (2 elementos)
2
3
o
o
periodo: 2s 2p (8 elementos)
periodo: 3s 3p (8 elementos)
4
o
periodo: 4s 3d 4p (18 elementos)
5
o
periodo: 5s 4d 5p (18 elementos)
6
o
periodo: 6s 4f 5d 6p (32 elem.)
7
o
Repaso: Elementos químicos, configuración electrónica, formulación, estados de oxidación
periodo: 7s 5f 6d (7p
*
) (32
*
elem.)
La tabla periódica es una ordenación de los elementos químicos en disposición creciente del
número atómico (Z), que pone de relieve la periodicidad del comportamiento químico, es
decir, que pasando un determinado número de elementos se vuelve a encontrar un elemento
con propiedades químicas semejantes.
- 1 -
Tema 4: Propiedades periódicas de los elementos
En un átomo los electrones más externos, más energéticos, se denominan electrones de
valencia, el resto de electrones dispuestos en niveles internos constituyen el núcleo
electrónico del átomo. Cada periodo o fila comienza con un elemento que tiene un electrón de
valencia (de la capa externa) en un orbital s.
Las familias o grupos de la tabla periódica se pueden agrupar en dos subgrupos:
• Subgrupo A
: Elementos con los niveles internos llenos y el nivel externo incompleto.
• Subgrupo B
: Elementos de transición.
También se pueden agrupar en cuatro bloques de acuerdo con los orbitales que se van
llenando:
* Bloque s: Se llena el orbital s del número cuántico n del mismo periodo, grupos 1 y 2.
* Bloque p: Se llenan los orbitales p del número cuántico n, grupos 13 a 18.
* Bloque d: Se llenan los orbitales d del número cuántico n-1, grupos 3 a 12.
* Bloque f: Se llenan los orbitales f del número cuántico n-2, lantánidos y actínidos.
Gru
po
Periodo
1º (1s)
2º (2s 2p)
3º (3s 3p)
4º (4s 3d 4p)
5º (5s 4d 5p)
6º (6s4f5d6p)
7º (7s 5f 6d)
1a
1
H
1
Li
3
Na
11
K
19
Rb
37
Cs
55
Fr
87
2a
2
3b
3
4b
4
5b
5
6b
6
7b
7
8
8b
9
1
0
1b
11
2b
12
3a
1
3
4a
14
5a
1
5
He
2
Be
4
Mg
12
Ca
20
Sr
38
Ba
56
Ra
88
B
5
Sc
21
Y
39
La *
57 58-71
Ac *
89 90-103
Ti
22
Zr
40
Hf
72
Ku
104
Elementos de transición
Al
13
V
23
Nb
41
Ta
73
Ha
105
Cr
24
M
o
W
74
M
n
Tc
43
Re
75
Fe
26
Ru
44
Os
76
Co
27
Rh
45
Ir
77
Ni
28
Pd
46
Pt
78
Cu
29
Ag
47
Au
79
Zn
30
Cd
48
Hg
80
Ga
31
In
49
Tl
81
C
6
Si
14
Ge
32
Sn
50
Pb
82
N
7
P
15
As
33
Sb
51
Bi
83
Bloque s
Bloque d
Bloque p
* Lantánidos
Bloque f
** Actínidos
Ce
58
Th
90
Pr
59
Pa
91
Nd
60
U
92
Pm
61
Np
93
Sm
62
Pu
94
Eu
63
Am
95
Gd
64
Cm
96
Tb
65
Bk
97
Dy
66
Cf
98
Ho
67
Es
99
Er
68
Fm
100
Tm
69
Md
101
Las configuraciones electrónicas de los elementos químicos y las regularidades
encontradas en las mismas a lo largo de la tabla periódica, permiten explicar
satisfactoriamente una buena parte del comportamiento químico y reactividad de los
elementos.
Representativos: ns
De transición: (n-1)d
1
, ns
1-10
2
, ..., ns
ns
2 ó 1
2
p
5
Gases raros: ns
2
p
6
De transición interna: (n-2)f
Yb
70
6a
16
O
8
S
16
Se
34
Te
52
Po
84
No
102
1-14
7a
17
F
9
Cl
17
Br
35
I
53
At
85
Lu
71
Lr
103
( n-1)d
- 2 -
0
1
8
Ne
10
Ar
18
Kr
36
Xe
54
Rn
86
1 ó 0
ns
2
Tema 4: Propiedades periódicas de los elementos
4.2.- ENERGÍAS DE IONIZACIÓN
Energía de ionización: “Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más
externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un átomo en estado gaseoso y convertirlo
en un ión gaseoso con carga positiva, en condiciones de presión y temperatura estándar”.
En un átomo polielectrónico pueden arrancarse varios electrones, por lo que se pueden definir
tantas energías de ionización como electrones tiene el átomo.
* Primera energía de ionización (I
): “Es la energía mínima necesaria para arrancar el
electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un átomo neutro en estado
gaseoso y convertirlo en un ión monopositivo gaseoso, en condiciones de presión y
temperatura estándar”. M
(g)
1
+
(g)
M
+ e
-
I
1
= ∆E
0
= E
0
(M
+
(g)
) + E
)
E
0
es la energía del estado fundamental del sistema (átomo neutro o ión). Como se habla de
mínima energía necesaria E
0
(e
-
) = 0 (E
c
= E
= 0)
El átomo neutro en estado gaseoso es más estable (menos energético) que el catión
p
correspondiente, por lo que para arrancar un electrón al átomo neutro habrá que aportar
energía (proceso endotérmico). I
1
es siempre positiva ya que: E
0
(M
).
Variación de I
1
(g)
) < E
2
o
- 3 -
Periodo
Periodo
Gr 2
Gr 13
Gr 15
2
Gr 16
o
Periodo
Periodo
Gr 2
Gr 13
0
0
(e
Gr 15
-
(M
en función del número atómico: Hay una dependencia de la energía de
ionización con n y Z
ef
) - E
+
(g)
. Así, de forma general:
+ Dentro de un periodo, como n es constante,
al aumentar Z
ef
también aumentará I
presenta un valor mínimo para el grupo 1
(alcalinos) y crece hacia la derecha, siendo
máximo para el grupo 18 (gases nobles).
+ Dentro de un grupo Z
varía ligeramente a
medida que varía n, con lo que I
ef
disminuye
...