La Tabla Periódica de los Elementos

Presentación del tema: "La Tabla Periódica de los Elementos"— Transcripción de la presentación:

1 La Tabla Periódica de los Elementos

2 Elementos que no encontraban formando compuestos
Primeros Hallazgos Elementos que no encontraban formando compuestos

3 Orígenes de la tabla periódica
La mayoría de los elementos que se encuentran en la naturaleza están formando compuestos

4 Se comenzó a investigar sobre las diversas sustancias que se encuentran en nuestro alrededor. Por ejemplo los elementos radiactivos que son muy inestables, solo se descubrieron gracias a los avances tecnológicos del siglo XX.

5 A medida que aumentaba el número de elementos conocidos, se comenzó a estudiar la posibilidad de clasificarlos de acuerdo a la similitud de sus propiedades.

6 Johann Wolfgang Döbereiner
Observó la relación entre las masas de algunos elementos y sus propiedades, clasificándolos a través de triadas.

7 Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois
En 1862, observó por primera vez la existencia de cierta regularidad en las propiedades de los elementos a medida que aumentaban sus masas atómicas.

8 Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois
Dedujo que las propiedades se repetían cada ocho elementos, surgiendo la idea de periocidad

9 John Alexander Reina Newlands
En 1868 realizó una tabla periódica de los elementos establecida según sus masas atómicas, y que señaló la 'ley de las octavas' según la cual cada ocho elementos se tienen propiedades similares.

10 Julius Lothar Meyer -----Dimitri Mendeleev

11 Ambos, independientemente, propusieron una disposición mucho mas amplia para los elementos, basada en la repetición periódica y regular de las propiedades. Mendeleev a su vez, supero la clasificación propuesta por Newlands, sobre todo en 2 aspectos:

12 Agrupo los elementos en forma mas exacta de acuerdo a sus propiedades.
Hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aun no había sido descubiertos.

13 Por ejemplo: propuso la existencia de un elemento desconocido, al que denomino eka- aluminio ( eka es una palabra en sánscrito que significa “ primero”, así, el eka- aluminio seria el primer elemento bajo el aluminio, en el mismo grupo).

14 Cuando se descubrió el galio, cuatro años mas tarde, se observo que sus propiedades coincidían notablemente con las propiedades predichas para el eka- aluminio.

15 ¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev al postular su ley periódica?
Recordemos que en el siglo XIX, cuando los químicos solo tenían una vaga idea de los átomos y de las moléculas, y no sabían de la existencia de los electrones y de los protones, por esta razón, desarrollaron la tabla periódica utilizando sus conocimientos de las masas atómicas de algunos elementos

16 ¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev al postular su ley periódica?
Las primeras versiones de la tabla periódica mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo la masa atómica del argón ( 39, 95 uma) es mayor que la del potasio ( 39, 10 uma).

17 Dichas discrepancias sugirieron que era otra la propiedad fundamental para el ordenamiento de los elementos . Henry Moseley, en 1912 descubrió que el número atómico coincide con la carga eléctrica del núcleo. llegando a la conclusión de que no era la masa atómica el parámetro fundamental en el ordenamiento de los elementos químicos, sino el numero atómico z.

18 TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Se organizan según el orden creciente de sus números atómicos.

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20 a las columnas de la tabla
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

21 GRUPOS PERÍODOS

22 Facilidad para formar iones
ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES. Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ión Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ión será negativo y se denomina anión Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones Tipo de elemento Ejemplo Facilidad para formar iones Metales No metales Semimetales Gases nobles Li, Be, Re, Ag O, F, I, P Si, Ge He, Ne, Ar Forman fácilmente iones positivos Forman fácilmente iones negativos Forman con dificultad iones positivos No forman iones

23 Carácter metálico Los elementos se pueden dividir en tres grandes categorías: metales no metales y metaloides. Hay una estrecha relación entre las configuraciones electrónicas de los átomos y la forma como se presentan en la naturaleza. Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son metales y estos están situados en las secciones media e izquierda de la tabla. Los no metales se localizan en la esquina superior derecha. Los metaloides se encuentran entre los metales y los no metales

24 Metales y No Metales Metales:
Buenos conductores del calor y la electricidad. Son maleables y dúctiles. Sus puntos de fusión tienen valores moderados o altos. No metales: No conducen el calor ni la electricidad. Son frágiles. Muchos son gases a temperatura ambiente. 24

25 Configuración más externa Configuración electrónica
Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo Por ejemplo, los elementos del grupo 17: Elemento Configuración más externa Configuración electrónica Flúor Cloro Bromo Yodo 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5 ns2 np5 Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia

26 Los elementos de un mismo periodo, tienen propiedades diferentes, pero masas similares. El elemento se distribuye según su configuración electrónica. Por ejemplo: en el primer periodo el H y el He, poseen en su configuración electrónica el orbital 1s.

27 A) Elementos representativos
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia A) Elementos representativos  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p  La configuración electrónica de su capa de valencia es: n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)  Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico B) Metales de transición  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)  Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico

28 Elementos Representativos
Grupo Nombre Configuración Electrónica IA Alcalinos ns1 IIA Alcalinos térreos ns2 IIIA Térreos ns2np1 IVA Carbonados ns2np2 VA Nitrogenados ns2np3 VIA Calcógenos ns2np4 VIIA Halógenos ns2np5 VIIIA Gases nobles ns2np6

29 C) Metales de transición interna
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)

30 Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la siguiente forma

31 Lantánidos y actínidos
Tabla Periódica Gases nobles Metales alcalinos Grupo principal Alcalinotérreos Halógenos Metales de transición Lantánidos y actínidos 31

32 Propiedades periódicas de los elementos

33 (tamaño atómico) Relaciones de tamaño Radio atómico Radio iónico Radio catiónico Relaciones de energía Energía de ionización Afinidad electrónica electronegatividad

34 CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y EFECTO PANTALLA
A) carga nuclear efectiva: es la fuerza de atracción ejercida por el núcleo sobre el electrón mas alejado del núcleo en un átomo determinado. “ los electrones más externos de un átomo se encuentran sometidos a la atracción de los protones del núcleo, que tienen carga eléctrica opuesta, pero esta acción del campo que nace del núcleo se ve disminuida por la repulsión que ejercen los electrones de los niveles mas internos”.

35 Electrones interiores
B) efecto pantalla: Se dice que los electrones interiores escudan a los electrones exteriores respecto a la carga nuclear del núcleo, este efecto recibe el nombre de efecto pantalla. Electrones interiores Efecto pantalla N e- Electrón exterior Núcleo

36 Tamaño atómico Se ve en función del radio atómico, porque no se puede medir la distancia entre el núcleo y el electrón, debido a que el electrón siempre está en movimiento. Por lo tanto se calcula la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos.

37 Radio atómico El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes. Para elementos que existen como moléculas diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos en una molécula específica. Al estudiar las tendencias conviene tener en mente que los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones.

38 Radio atómico

39 Variación del radio atómico

40 Radio iónico El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del número de electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior. Los iones positivos se forman quitando uno o más electrones de la región externa del átomo, dejando orbitales vacíos, reduciendo las repulsiones electrostáticas, por lo que el catión es de menor tamaño que el átomo original 11Na 1s2 2s2 2P6 3S Na+ 1s2 2s2 2P6 Na Na+

41 Cuando se agregan electrones para formar un anión, el aumento de las repulsiones electrón - electrón hace que los electrones se extiendan más en el espacio, por lo tanto los aniones son más grandes que el átomo original. 9F 1s2 2s2 2p F s2 2s2 2p6 Los iones que tienen igual número de electrones se llaman isoelectrónicos, no tienen el mismo tamaño. Na + 1s2 2s2 2p Å F s2 2s2 2p Å F - F

42 RADIO IONICO

43 ENERGIA DE IONIZACION Es la energía necesaria para separar al último electrón del átomo, el cual está débilmente retenido.

44 Aumenta la energía de ionización 1A 2B 3A 4A 5A 6A 7A
La energía de ionización disminuye con el aumento del radio atómico, es decir en un grupo o familia, por ejemplo en el grupo 1A, la energía de ionización del Cesio es menor que la del Litio. En un periodo, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, porque en ese sentido, disminuye el radio atómico. Aumenta la energía de ionización 1A B A 4A 5A 6A 7A Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I A u m e n t a

45 Afinidad Electrónica Es la capacidad para aceptar uno o mas electrones. Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

46 Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica
Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos, los núcleos atraen menos a los electrones y por tanto desprenden menos energía al aceptar un nuevo electrón. Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más fácil que atraigan a un nuevo electrón.

47 ELECTROAFINIDAD + + -

48 Electronegatividad La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo para atraer electrones hacía sí mismo cuando forma parte de un enlace covalente. Linus Pauling, químico norteamericano fue el primero en desarrollar el concepto de electronegatividad. Cada periodo de la tabla presenta un incremento uniforme en la electronegatividad de izquierda a derecha, es decir de los metales hacia los no metales. La electronegatividad disminuye cuando aumenta el número atómico en cualquiera de los grupos.

49 ELECTRONEGATIVIDAD + + -

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51 Propiedades Periódicas: Resumen

52 Fin