TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS

1. TAULA PERIÒDICA DELS ELEMENTS QUÍMICA DE 2º BATXILLER Prof. José Mª Bleda I.E.S “25 d’Abril” d’Alfafar

2. A principis dels segle XIX, Berzelius classificà els elements en metalls i no metalls Al llarg del segle XIX es descobriren nombrosos elements aplicant nous mètodes d’anàlisi (espectroscòpia i electròlisi). Amb la finalitat d’establir una sistematització en l’estudi de les substàncies es van iniciar els primers intents de classificació: Döbereiner (1829): va agrupar els elements amb propietats químiques semblants en grups de tres (tríades). Exem: Ca-Sr-Ba Chancourtois (1862): disposà els elements sobre la superfícies d’un cilindre en forma d’hèlix segons masses atòmiques creixents. Newlands (1864): llei de les octaves (disposà els elements segons un ordre creixent en la massa atòmica de forma que l’octau element tenia propietats semblants al primer). EVOLUCIÓ HISTÒRICA I

3. TAULA PERIÒDICA DE MENDELEIEV Al 1869 D.I. Mendeleiev i L. Meyer van establir una llei periòdica: les propietats dels elements depenen periòdicament de la seua massa atòmica. • Va agrupar els elements amb propietats químiques semblants en famílies. • Va deixar buits per a elements no coneguts. • Va modificar algunes masses atòmiques i invertir posicions en algunes famílies. elements. • Va predir les propietats físiques i químiques d’elements que encara no havien segut descoberts • Inconvenients: • La semblança d’alguns elements que estan col·locats en el grup 8 (Fe, Co, Ni). • Les terres rares i els gasos nobles no tenen cabuda • El canvi d’ordre no segueix la llei periòdica

4. LA LLEI PERIÒDICA ACTUAL • En 1914, H. Moseley en estudiar els espectres dels raigs X emesos per distints elements, va establir una relació entre la freqüència i el seu nombre atòmic. • Va establir que les propietats dels elements químics són funció periòdica del nombre atòmic (Z). • La TP conté elements de quatre tipus: Metalls, No Metalls, Semimetalls, els Gasos nobles i l’hidrogen. • La TP està dividida en 7 períodes i 18 grups. Actualment es coneixen uns 111 elements: 90 són metalls, 26 són radioactius, 16 són artificials i radioactius, 11 són gasos, 6 són gasos nobles, 2 són líquids.

5. JUSTIFICACIÓ DE LA TAULA PERIÒDICA • GRUP: les propietats dels elements d’un mateix grup són semblants, aquest es justifica perque tenen el mateix nombre d’electrons a l’última capa (capa de valència). • PERÍODE: al llarg d’un període omplint la capa de valència, per tant el nombre d’elements que hi ha en un període coincideix amb el nombre d’electrons que caben en eixa capa. Bloc d Bloc p Bloc S Bloc f

6. APLICACIONS Tenint en compte que: • Nº període coincideix amb el Nº de la capa de valència • Nº grup coincideix amb el Nº d’electrons de la capa de valència. (per a elements del 2º i 3º període cal sumar 10) Poden: • Situar un element en la TP considerant la seua configuració electrònica: O (Z=8): 1 s2/ 2 s2 2 p4 Període 2 Grup: 2+4+10 = 14 • Deduir la configuració electrònica d’un element a partir de la seua situació: Un Element X que es trobe en el període 4 i el grup 5 La capa de valència és la 4t i té 5 electrons en eixa capa. X: [Ar] 4 s2 3 d2

7. VARIACIÓ PERIÒDICA DEL RADI ATÒMIC Radi covalent i metàl·lic: corresponen a la meitat de la distància internuclear entre dos àtoms d’un mateix element. Augmenta en descendir en un grup: els electrons es situen en nivells superior més allunyats del nucli. Disminueix a l’avançar en un període: augmenta la càrrega nuclear atraient amb més força als electrons que es troben en la mateixa capa.

8. VARIACIÓ DEL RADI IÒNIC • Els cations són menors que l’àtom neutre ja que al perdre electrons de la capa més externa, els que queden són atrets pel nucli amb més intensitat. • Els anions són majors que l’àtom neutre ja que al guanyar electrons augmenten les repulsions i tendeixen a allunyar-se. En espècies isoelectròniques (les que tenen el mateix nombre d’electrons) la grandària de l’ió disminueix en augmentar la càrrega nuclear..

9. VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’ENERGIA D’IONITZACIÓ I Primera Energia d’ionització és l’energia mínima necessària per a arrancar l’electró menys lligat d’un àtom neutre aïllat en el seu estat fonamenta (per a 1 mol de substància gasosa kJ/mol). X(g) + EI1 X+(g) + e- Augmenta a l’avançar en un període ja que augmenta la càrrega nuclear i els electrons són atrets amb més intensitat. Hi ha irregularitats (Be-B, N-O) que s’expliquen per l’estabilitat que presenten els àtoms amb orbitals plens o semiplens. Disminueix al descendir en un grup ja que l’electró es troba a una major distància del nucli i es atret amb menor intensitat. És un procés endotèrmic (EI > 0) N: 1s2 2s2 2p3 situació desfavorable N+: 1s2 2s2 2p2 O: 1s2 2s2 2p4 situació favorable O+: 1s2 2s2 2p3

10. VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’ENERGIA D’IONITZACIÓ II • La 2º Energia d’Ionització és l’energia necessària per extraure el següent electró al ió monopositu. X+ (g) + EI2 X2+ (g) + e- • Les energies d’ionització dels successius ions augmenten amb la seua càrrega que s’interpreta com un increment de la força del nucli sobre els electrons que resten. EI1 < EI2 < EI3 < EI4 ... • Aquesta variació no és regular, hi ha increments bruscos que s’observen en el canvi de nivell energètic

11. VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’AFINITAT ELECTRÒNICA • La 1ª afinitat electrònica (AE) és l’energia intercanviada en el procés en el que un àtom, neutre, aïllat i en els seu estat fonamental capta un electró formant un ió negatiu. X (g) + e- X- (g) + AE • En la majoria dels casos és un procés exotèrmic favorable, excepte per als alcalinoterris i gasos nobles que és un procés endotèrmic (desfavorable). • Existeixen una 2º, 3º, etc afinitats electròniques, però totes són processos desfavorables (endotèrmics), per la gran repulsió que hi ha entre l’anió ei el nou electró. • L’afinitat electrònica creix a l’avançar en un període i cap amunt en un grup.

12. VARIACIÓ PERIÒDICA DE L’ELECTRONEGATIVITAT • L’electronegativitat (χ) és la capacitat d’un àtom per a atraure cap a ell el par d’electrons compartit en un enllaç. • Existeixen dos escales: • Mulliken: valor mitjà de les EI i AE • Pauling: arbitràriament s’assigna el valor 4 a l’àtom més electronegatiu (F) i 0’7 al menys electronegatiu (Fr). L’electronegativitat augmenta a l’avançar en un període i disminueix al baixar en un grup

13. REACTIVITAT • METALLS: tenen baixes EI, baixes AE i baixa χ. Perden fàcilment electrons (poder reductor) formant cations. La seua reactivitat disminueix a l’avançar en un període i augmenta al baixar en un grup. • NO METALLS: tenen altes EI, altes AE i altes χ. Capturen fàcilment electrons (poder oxidant) formant anions. La seua reactivitat augmenta a l’avançar en un període i disminueix al baixa en un grup. • GASOS NOBLES: tenen altes EI, baixes AE. No formen ions i són poc reactius.