PROPIEDADES PERIÓDICAS

Presentación del tema: "PROPIEDADES PERIÓDICAS"— Transcripción de la presentación:

1 PROPIEDADES PERIÓDICAS

2 RADIO ATÓMICO Imposibilidad de medir el volumen atómico.
Clave: ORDENAMIENTO EN NÚMERO ATÓMICO CRECIENTE y así … Quedan ordenados por criterios de semejanza: mismas Propiedades en todos los elementos de un grupo

3 Aumenta al descender en un grupo
Disminuye de izda a dcha en un periodo

4 RADIO IÓNICO (ESPECIES ISOELECTRÓNICAS)
Los iones positivos (cationes) son siempre más pequeños que los átomos neutros a partir de los que se forman. Este hecho es debido a que cuando se forma un ion positivo, el átomo pierde electrones de la capa más externa y, debido al desequilibrio elétrico, los electrones que quedan son atraídos con más fuerza por la carga positiva del núcleo. Los iones negativos (aniones) son siempre más grandes que los átomos neutros de los que proceden. Un ion negativo se forma cuando un átomo gana electrones. Estos electrones adicionales aumentan las fuerzas de repulsion existentes entre ellos, lo que hace que su radio aumente. (ESPECIES ISOELECTRÓNICAS)

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6 PRINCIPIOS P1 P2 C1 C1 La estructura de gas noble es la más estable.
(mínima energía) En el universo todo tiende a tener la mínima energía P1 P2 C1 C1 Eliminar una estructura estable es energéticamente costoso cc

7 ENERGÍA DE IONIZACIÓN X (g) + EI  X+ (g) + 1 e- ES: energía
CONDICIONES: átomo no excitado (estado fundamental) y gaseoso. PARA: quitar (o ceder) un electrón externo X (g) + EI  X+ (g) + 1 e-

8 ENERGÍA DE IONIZACIÓN Li (g)  Li+ (g) + e- EI1 = 8’624.10-19 J
Primera energía de ionización: Segunda energía de ionización: Tercera energía de ionización Li (g)  Li+ (g) + e- EI1 = 8’ J Li+ (g)  Li 2+ (g) + e- EI2= 1’ J Li 2+ (g)  Li 3+ (g) + e- EI3= 1’ J

9 VARIACIÓN ENERGÍA DE IONIZACIÓN
GRUPO A tener en cuenta: disminuye al aumentar Z

10 VARIACIÓN ENERGÍA DE IONIZACIÓN
PERIODO El electrón se coloca en el mismo nivel Pero hay más carga en el núcleo y más atracción de los electrones.

11 ENERGÍA DE IONIZACIÓN (excepciones)
Be: [He] 2s B: [He] 2s2 2p1 Mg: [Ne] 3s2 Al: [Ne] 3s2 3p1 N: [He] 2s2 2p O: [He] 2s2 2p4 P: [Ne] 3s2 3p S: [Ne] 3s2 3p4 ns2 np3 ns2 np4

12 AFINIDAD ELECTRÓNICA X (g) + A + 1 e-  X- (g) ES: energía
CONDICIONES: átomo no excitado (estado fundamental) y gaseoso. CUANDO: recibe un electrón y se transforma en ion mononegativo X-(g) X (g) + A + 1 e-  X- (g)

13 Cuanto más negativa sea, más afinidad electrónica
EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA desprende energía < 0 absorbe energía > 0 Cuanto más negativa sea, más afinidad electrónica

14 (en cuanto a tendencia a captar electrones)
AFINIDAD ELECTRÓNICA (en cuanto a tendencia a captar electrones)

15 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad de un elemento se define como la tendencia relativa de sus átomos para atraer a los electrones compartidos de otros átomos con los que están enlazados.

16 ELECTRONEGATIVIDAD

17 Diferencia de electronegatividad entre los átomos que enlazan
ELECTRONEGATIVIDAD Y ENLACE por Diferencia de electronegatividad entre los átomos que enlazan GRANDE: enlace iónico PEQUEÑA: enlace covalente más o menos polar

18 Los metales tienen tendencia a perder electrones
CARÁCTER METÁLICO Los metales tienen tendencia a perder electrones METALES: se colocan a la izquierda de la tabla. NO METALES: se sitúan a la derecha de la tabla. SEMIMETALES: se sitúan arriba y abajo de la “escalera”

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20 @profesorjano

21 Victor Jano Vincit (de momento)