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1 LA TABLA PERIÓDICA.. 2 3 Clasificación de Mendeleiev Clasificó lo 63 elementos conocidos utilizando el criterio de masa atómica creciente, ya que no.

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1 1 LA TABLA PERIÓDICA.

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3 3 Clasificación de Mendeleiev Clasificó lo 63 elementos conocidos utilizando el criterio de masa atómica creciente, ya que no se conocía el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones. Dejó huecos para elementos que aún no se habían descubierto. Predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge). En vida de Mendeleiev se descubrió que el Ge que tenía las propiedades previstas Algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

4 4 Clasificación de Mendeleiev

5 5 La tabla periódica actual Se usa el orden creciente de nº atómico, a la vez que se colocan los elementos con propiedades similares en la misma columna. Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e – de un átomo y su posición en la tabla periódica. Se clasifica en cuatro bloques: Bloque s: (A la izquierda de la tabla) Bloque p: (A la derecha de la tabla) Bloque d: (En el centro de la tabla) Bloque f: (En la parte inferior de la tabla)

6 Conformación Tabla Periódica 7 filas horizontales: periodos 18 columnas verticales: grupos - Grupo A: elementos representativos. - Grupo B: elementos de transición. Transición interna (tierras raras): 14 elementos en series Lantánida y Actínida 6

7 7 Tipos de orbitales en la tabla periódica Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f

8 8 BloqueGrupoNombresConfig. Electrón. s 1212 Alcalinos Alcalino-térreos n s 1 n s 2 p Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s 2 p 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 d3-12Elementos de transiciónn s 2 (n–1)d 1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n–1)d 1 (n–2)f 1-14 Grupos de la Tabla Periódica

9 Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d 4 6 s 2 W 9

10 metales Propiedades químicas de los metales: Por lo general poseen 1 a 3 electrones de valencia. Forman cationes por pérdida de electrones. Forman compuestos iónicos con no metales. Los metales puros se caracterizan por el enlace metálico. Los metales más químicamente reactivos están a la izquierda y abajo en la tabla.

11 metales Propiedades físicas de los metales : Altos ptos. de fusión y ebullición. Brillantes Color plateado a gris Alta densidad Formas de sólidos cristalinos.

12 no metales: Propiedades químicas de los no metales: Contienen cuatro o más electrones de valencia. Forman aniones por ganancia de electrones cuando generan compuestos. Forman compuestos iónicos con metales. Forman compuestos covalentes con otros no metales.

13 no metales: Propiedades físicas de los no metales: Son amorfos. Poseen colores variados. Son sólidos, líquidos o gases. Poseen bajos puntos de fusión y ebullición. Tienen baja densidad.

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15 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Es la distribución de los electrones de un átomo en sus respectivos niveles, subniveles y orbitales. Para lograr una correcta Configuración Electrónica es necesario cumplir con las siguientes condiciones: 2.- La Regla de las Diagonales o Principio de Aufbau. 3.- El Principio de Exclusión de Pauli. 4.- El Principio de la Máxima Multiplicidad. 1.- Utilizar una notación que indique el Nivel (n), el Subnivel (l) y los electrones presentes en ese subnivel. nl x

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17 REGLA DE LA DIAGONALES O PRINCIPIO DE AUFBAU 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 10 4S 2 4P 6 4d 10 4f 14 5S 2 5P 6 5d 10 5f 14 6S 2 6P 6 6d 10 7S 2 7P 6 Siguiendo la dirección que indica cada una de las diagonales se determina el orden de llenado de los subniveles en los respectivos niveles:

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19 PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI Dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo, es decir dos electrones no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos iguales, al menos en uno deben de ser diferentes Dos electrones en un mismo orbital deben de representarse con giros en sentidos contrarios CORRECTOINCORRECTO PRINCIPIO DE LA MAXIMA MULTIPLICIDAD Los electrones por ser partículas con carga negativa tienden a separarse, por lo que sí en un mismo subnivel hay orbitales disponibles, lo electrones tienen a ocupar lo máximo posible de esos orbitales S2S2 P3P3 d6d6 PxPx PyPy PzPz d1d1 f1f1 d2d2 d3d3 d4d4 d5d5 f2f2 f3f3 f4f4 f5f5 f6f6 f7f7 f7f7

20 LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL BROMO Es la distribución de los electrones del Bromo en sus respectivos niveles, subniveles y orbitales. Bromo 35 Br 80 P + =35 n =45 e - =35 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3d 10 4P 5 e-e n l m s -½-½ +½+½ -½-½ +½+½ -½-½ -½-½ -½-½ +½+½ +½+½ +½+½ -½-½ +½+½ -½-½ -½-½ -½-½ +½+½ +½+½

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22 22 Propiedades periódicas Tamaño del átomo Radio atómico: Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos unidos mediante enlace covalente). Radio metálico. Radio iónico Energía de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad Carácter metálico.

23 23 Radio atómico Es la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí. Puede ser: radio covalente (para no metales) radio metálico (para los metales)

24 24 Variación del radio atómico en un periodo En un mismo periodo disminuye hacia la derecha. Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. Periodo 2 © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

25 25 Variación del radio atómico en un grupo. En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones. © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato. Grupo 1

26 26 Aumento en el radio atómico

27 27 Radio iónico Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Los cationes son menores que los átomos neutros (menor repulsión de e ). Los aniones son mayores que los átomos neutros (mayor repulsión electrónica). © Ed. Santillana. Química 2º Bach.

28 28 Comparación de radios atómicos e iónicos Iones isolectrónicos © Ed. ECIR. Química 2º Bach.

29 29 Energía o potencial de ionización (EI) Es la mínima energía necesaria para extraer un e – de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental y formar un catión. M (g) M + (g) + 1e - Es siempre positiva (proceso endotérmico) y se expresa en eV/átomo o en kJ/mol. Se habla de 1ª EI (EI 1 ), 2ª EI (EI 2 ),... según se trate del primer, segundo,... e – extraído. La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por disminuir el radio. La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.

30 30 Variación de la Energía de ionización (EI). Aumento en la Energía de ionización

31 31 Afinidad electrónica (AE) Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e – y forma un anión. X (g) + 1e - X - (g)AE Cl (g) + 1e - Cl - (g)AE= -384 KJ/mol Se suele medir por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos. Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por disminuir el radio).

32 32 Electronegatividad ( ) La electronegatividad ( ) mide la tendencia de un átomo en una molécula a a atraer los e – hacía sí. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 07 (Fr) y 4 (F). aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

33 33 Carácter metálico Es una propiedad relacionada con las propiedades físicas y químicas de los elementos. El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en un grupo.


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