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El Sistema Periódico. 2 Contenidos (1) 1.- Introducción 3.- Clasificación actual de los elementos químicos. 4.- Tabla periódica actual. Tabla periódica.

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1 El Sistema Periódico

2 2 Contenidos (1) 1.- Introducción 3.- Clasificación actual de los elementos químicos. 4.- Tabla periódica actual. Tabla periódica actual Nombres de grupos principales. Nombres de grupos principales. 5.- Configuración electrónica. Configuración electrónica Relación entre la configuración electrónica y su posición en la Tabla. Relación entre la configuración electrónica y su posición en la Tabla.

3 3 Contenidos (2) 6.- Propiedades periódicas principales (sólo definición): Propiedades periódicas principales (sólo definición): 6.1. Radio atómico e iónico Radio atómico e iónico 6.2. Volumen atómico. Volumen atómico Potencial de ionización. Potencial de ionización Afinidad electrónica. Afinidad electrónica Electronegatividad. Electronegatividad Carácter metálico. Carácter metálico.

4 4 Primeras clasificaciones periódicas. n Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. n Por ello, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación. n Cabe destacar la clasificación de Mendeleiev (1869) y de Meyer (1870).

5 5 Clasificación de Mendeleiev n La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. n Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica. n Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. n Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. n Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas.

6 6 Clasificación de Mendeleiev

7 7 La tabla periódica actual n En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. n Enunció la ley periódica: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

8 8 SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

9 9 Periodos y grupos. n Periodos: son las filas. Hay 7. n Grupos: son las columnas. Hay 18. n Los elementos se clasifican en: –Metales (a la izquierda). –No metales (a la derecha). –Gases nobles (grupo 18). –Metales de transición (centro). –Metales de transición interna: son dos series de elementos que quedan fuera de la Tabla periódica: < Lantánidos: Conf. electr. teminada en 4 f n. < Actínidos: Conf. electr. teminada en 5 f n.

10 10 Nombres de los grupos principales. n Grupo 1: Metales alcalinos. n Grupo 2: Metales alcalinos–térreos. n Grupos 3–12: Metales de transición. n Grupo 13: Térreos. n Grupo 14: Carbonoideos. n Grupo 15: Nitrogenoideos. n Grupo 16: Anfígenos. n Grupo 17: Halógenos. n Grupo 18: Gases nobles.

11 11 La tabla periódica actual n Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e – de un átomo y su posición en la tabla periódica. n 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)

12 12 Tipos de orbitales en la tabla periódica Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f

13 13 Grupo 1: Metales alcalinos. SímboloElemento n LiLitio n NaSodio n KPotasio n RbRubidio n CsCesio n FrFrancio Conf. Elect. última capa 2 s 1 3 s 1 4 s 1 5 s 1 6 s 1 7 s 1

14 14 Grupo 2: Metales alcalinos– térreos. SímboloElemento n BeBerilio n MgMagnesio n CaCalcio n SrEstroncio n BaBario n RaRadio Conf. Elect. última capa 2 s 2 3 s 2 4 s 2 5 s 2 6 s 2 7 s 2

15 15 Grupos 3–12: Metales de transición. SímboloElemento n ScEscandio n TiTitanio n VVanadio n CrCromo n MnManganeso n FeHierro n CoCobalto n NiNiquel n CuCobre n ZnCinc Conf. Elect. última capa 3 d 1 4 s 2 3 d 2 4 s 2 3 d 3 4 s 2 3 d 4 4 s 2 3 d 5 4 s 2 3 d 6 4 s 2 3 d 7 4 s 2 3 d 8 4 s 2 3 d 10 4 s 1 3 d 10 4 s 2

16 16 Grupo 13: Metales térreos. SímboloElemento n BBoro n AlAluminio n GaGalio n InIndio n TlTalio Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 1 3 s 2 p 1 4 s 2 p 1 5 s 2 p 1 6 s 2 p 1

17 17 Grupo 14: Carbonoideos. SímboloElemento n CCarbono n SiSilicio n GeGermanio n SnEstaño n PbPlomo Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 2 3 s 2 p 2 4 s 2 p 2 5 s 2 p 2 6 s 2 p 2

18 18 Grupo 15: Nitrogenoideos. SímboloElemento n NNitrógeno n PFósforo n AsArsénico n SbAntimonio n BiBismuto Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 3 3 s 2 p 3 4 s 2 p 3 5 s 2 p 3 6 s 2 p 3

19 19 Grupo 16: Anfígenos. SímboloElemento n OOxígeno n SAzufre n SeSelenio n TeTeluro n PoPolonio Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 4 3 s 2 p 4 4 s 2 p 4 5 s 2 p 4 6 s 2 p 4

20 20 Grupo 17: Halógenos. SímboloElemento n FFlúor n ClCloro n BrBromo n IIodo n AtAstato Conf. Elect. última capa 2 s 2 p 5 3 s 2 p 5 4 s 2 p 5 5 s 2 p 5 6 s 2 p 5

21 21 Grupo 18: Gases nobles. SímboloElemento n HeHelio n NeNeón n ArArgón n KrKriptón n XeXenón n RnRadón Conf. Elect. última capa 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 4 s 2 p 6 5 s 2 p 6 6 s 2 p 6

22 22 Configuración electrónica n Para obtener la configura- ción electrónica de un elemento se van rellenan- do los orbitales siguiendo el orden de las flechas. n Subcapa nº orbit. nº elect. s1 2 p3 6 d5 10 f7 14

23 23 Ejemplo: Escribir la configuración electrónica del oro. n Miramos en la tabla periódica el nº atómico (Z) del oro (Au) y vemos que es 79. n El nº de electrones si el átomo es neutro será el mismo. n Vamos rellenando los orbitales teniendo en cuenta el esquema anterior: n 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 d 10 4 s 2 p 6 d 10 f 14 5 s 2 p 6 d 9 6 s 2

24 Relación entre el tipo de orbital del último electrón y la posición en la Tabla periódica. Au

25 25 Estructura electrónica y tabla periódica n Los elementos de un mismo período tienen todos el mismo número de niveles energéticos. Este nº coincide con el número del período. n Los elementos del mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo o capa de valencia. Las propiedades químicas de un elemento dependen de sus electrones de valencia. Por ello, los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes.

26 26 Propiedades periódicas Son aquellas que varían con regularidad a lo largo de los grupos y periodos. n Radio –Atómico. –Iónico. n Energía de ionización. n Afinidad electrónica. n Electronegatividad. n Carácter metálico.

27 27 Radio atómico n El átomo no tiene límites definidos. n Se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos iguales. n El valor es aproximado ya que la distancia depende del tipo de enlace.

28 28 Variación del radio atómico n En un mismo periodo disminuye al aumentar Z. –Cuando aumenta Z se incrementa la carga del núcleo manteniéndose constante el número de niveles electrónicos. Por ello crece la fuerza de atracción sobre estos niveles y disminuye el tamaño del átomo. n En un mismo grupo aumenta según crece Z. –Al descender de un período a otro, aumenta el nº de niveles electrónicos, aumentando así el tamaño del átomo.

29 29 Radio iónico n Cuando un átomo se ioniza, modifica su volumen: –Si pierde electrones (catión) su radio disminuye. –Si gana electrones (anión) su radio aumenta.

30 30 Comparación de radios atómicos e iónicos

31 31 Energía de ionización (E I ). n Es la energía necesaria para que un átomo pierda un electrón. X (g) + E I X + + e - n Es siempre positiva (proceso endotérmico). n Se habla de 1ª E I cuando se extrae el primer electrón, 2ª E I cuando se extrae el segundo electrón... n Es mayor en los no–metales que en los metales. n En los gases nobles es mucho mayor aún.

32 32 Variación de la energía de ionización (E I ) Aumenta hacia arriba en los grupos. –En los átomos menores el electrón está más cerca del núcleo con lo que la fuerza de atracción entre ellos es mayor. n Aumenta hacia la derecha en los periodos. –Al disminuir el radio atómico, aumenta la atracción de los electrones por el núcleo, y son más difíciles de arrancar. n La E I de los gases nobles, es enorme.

33 33 Afinidad electrónica (A E ) n Es la energía intercambiada cuando un átomo captura un e – y forma un anión. n Puede ser positiva o negativa : – es negativa en el caso de los no metales (se desprende energía al captar un e). 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). –es positiva en los gases nobles y metales alcalinotérreos (hemos de aportarle esa energía). En un periodo aumenta hacia la izquierda y en un grupo hacia abajo)

34 34 Electronegatividad. n Mide la tendencia de los átomos a atraer los electrones hacia sí. n Es mayor en los no–metales que en los metales. n El flúor (F) es el elemento más electronegativo con un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos con 0,7. n Dentro de un grupo aumenta hacia arriba (átomos de menor tamaño) n Dentro de un período aumenta hacia la derecha (átomos de menor tamaño)

35 35 Carácter metálico. n Es una magnitud inversa a la electronegatividad. n Los elementos más electronegativos son los que menos carácter metálico tienen. n Los elementos con mayor carácter metálico, son, pues, los menos electronegativos.

36 36 Bibliografía n Física y química 1º Bachillerato. Ed.:Edebé n Web del IES Clara Campoamor. Agradecimientos n A las editoriales Anaya, Santillana y Ecir por la cesión de imágenes.


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