Salomón Quintero Velandia

Presentación del tema: "Salomón Quintero Velandia"— Transcripción de la presentación:

1 Salomón Quintero Velandia
Tabla Periódica Actual Salomón Quintero Velandia

2 Introducción En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos. Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”. Es decir los elementos están ordenados en función creciente de sus números atómicos. La tabla periódica actual (forma larga) fue diseñada por Werner y es una modificación de la tabla de Mendeleiev.

3 Propósito de la construcción de la Tabla Periódica
La tabla periódica se construyó para organizar y sistematizar la información de las propiedades físicas y químicas de los elementos. Además para representar las semejanzas en estructura y propiedades químicas que son la base de la Ley periódica.

4 Descripción Los elementos se hallan distribuidos:
En 7 filas denominadas (periodos). En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.

5 Periodos Son las filas horizontales,
nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.

6 Grupos Son agrupaciones verticales,
nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia. En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.

7 Grupo A Están situados en los extremos de la tabla periódica.
Nos indican el número de electrones de la última capa y se representan en números romanos. Terminan en el subnivel “s” y “p”

8 Grupo Familias Terminación e- valencia I A Metales alcalinos ns1 1 II A Metales alcalinos térreos ns2 2 III A Térreos n s2 n p1 3 IV A Carbonoideos n s2 n p2 4 V A Nitrogenoides n s2 n p3 5 VI A Anfígenos o calcógenos n s2 n p4 6 VII A Halógenos n s2 n p5 7 VIII A Gases nobles n s2 n p6 8

9 Grupo B Están situados en la zona central de la tabla periódica.
El número de electrones de la última capa, no nos indica el grupo; debido a que la valencia es variable. La configuración electrónica termina en el subnivel “d”. Los elementos de transición interna, llamados tierras raras: su configuración electrónica termina en “f”. Tienen 8 subgrupos. El grupo VIII B tiene 3 casilleros.

10 Clasificación de los elementos químicos
Metales Son buenos conductores del calor y la electricidad. Se oxidan (pierden electrones). Se les denomina también reductores. Son electropositivos. Son sólidos a excepción del mercurio (líquido a temperatura ambiente).

11 No metales Son malos conductores del calor y la electricidad.
Se reducen (ganan electrones). Se les denomina también oxidantes. Son electronegativos. La mayoría a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Como gases están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.

12 Metaloides o Anfóteros
Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas. Ocupan una región diagonal que se observa en la tabla periódica (transición entre metal y no metal); entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

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14 Clasificación de elementos según configuración electrónica
Elementos representativos Se ubican en los grupos A de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s1 hasta n s2 p5, excluyendo al 1s2 (helio que corresponde a un gas noble).

15 Elementos de transición
Se sitúan en los grupos B de la tabla periódica. Sus átomos presentan configuraciones más complejas; los electrones de valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".

16 Gases nobles Son los que se ubican en el extremo derecho de la tabla periódica, en el grupo 0, u VIII A (también 18). Los átomos de estos gases, con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia.según la configuración n s2 p6. No se combinan con ningún otro elemento. Sólo a temperaturas exigentes el Xe puede reaccionar. Sus moléculas son monoatómicas.

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18 Ubicación de elementos en la TP
Elementos representativos (Grupo A): Terminan en el subnivel s y p. Periodo: Lo obtenemos con el último nivel de energía Grupo : electrones del último nivel de energía. Se representan en números romanos.

19 Ejemplo 1 Indicar a qué grupo y periodo pertenece un elemento cuyo Z = 11. Solución: Se realiza la configuración electrónica. e- de la última capa 1s2 2s2 2p6 3 s 1 subnivel indica grupo A último nivel de energía Periodo: 3 Grupo : IA Si lo ubicamos en la TP el elemento es el sodio (Na).

20 Ejemplo 2 Indicar a qué grupo y periodo pertenece un elemento cuyo Z = 15. 5 e- de valencia (10Ne) 3s23p3 Periodo : 3 Grupo : VA Si lo ubicamos en la TP ele elemento es el fósforo (P).

21 Ubicación de elementos en la TP
Elementos de transición (Grupo B): Terminan en el subnivel d y f. Periodo: Nos lo indica el último nivel de energía. Grupo : Lo obtenemos con la suma de los electrones del último nivel de energía y los electrones del subnivel incompleto.

22 Ejemplo 1 Hallar el periodo y grupo de un elemento cuyo Z = 21. Suma de electrones (18Ar) 4s2 3d1 último nivel de E subnivel indica grupo B Periodo : 4 Grupo : III B Si lo ubicamos en la TP el elemento es el escandio (Sc).

23 En general los elementos del grupo B terminan en:
ns2 nd1 III B suman 3 e- ns2 nd2 IV B suman 4 e- ns2 nd V B suman 5 e- ns2 nd4 VI B suman 6 e- ns2 nd5 VII B suman 7 e- ns2 nd VIII B suman 8 e- ns2 nd VIII B suman 9 e- ns2 nd VIII B suman 10 e- ns2 nd I B suman 11 e- ns2 nd II B suman 12 e-

24 Radio atómico Un átomo contiene tantos electrones como protones tiene en su núcleo, de forma que es eléctricamente neutro; los electrones se distribuyen en capas concéntricas alrededor del núcleo. En las interacciones entre los distintos átomos sólo intervienen los electrones situados en su capa exterior, ya que son los que se encuentran más lejos del núcleo y los que están atraídos más débilmente, por lo que se pierden con mayor facilidad. Es común llamar a los electrones de la capa exterior electrones de valencia. Los electrones de las capas interiores se llaman electrones internos. El radio atómico es la distancia media entre los electrones de valencia y el núcleo.

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26 Energía de ionización Es la cantidad de energía que se requiere para eliminar el electrón más débilmente unido al átomo. La energía de ionización en los períodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo hacia arriba. Dos factores influyen sobre la energía de ionización: Por una parte será mayor cuanto más atraído esté el electrón que se pierde por el núcleo atómico. Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa de valencia, acercarse a este ideal disminuirá la energía de ionización, y alejarse de él la aumentará. Los factores de que depende la energía de ionización son: La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentra el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s>p>d>f: cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético. La carga del núcleo. El efecto pantalla de los electrones subyacentes. La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)

27 Cuando el átomo gana electrones, se forma un ion negativo llamado anión, y cuando pierde electrones queda con cargas positivas recibe el nombre de catión. En general, los cationes son iones metálicos. El radio de un catión siempre es menor que el del átomo del que procede.

28 Afinidad electrónica Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos hacia la derecha, y en los grupos hacia arriba. Como la energía de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones. A diferencia de la energía de ionización, la medición de la afinidad electrónica es complicada; sólo en muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son completamente confiables.

29 Cuando un átomo gana electrones, se forma un ion con una o varias cargas negativas que recibe el nombre de anión. En general, los aniones son iones no metálicos. Cuando un atomo pierde electrones se forma un ion con carga positiva y se llama cation Los aniones siempre tienen un radio mayor que el de los átomos de los que proceden.

30 Electronegatividad Es una medida de la atracción que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones del enlace. H : H H :F En la tabla periódica la electronegatividad en los perí-odos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos aumenta de abajo hacia arriba.

31 El enlace químico Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspon-diente a los gases nobles. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten uno o varios electrones de valencia. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. El compuesto resultante es química y físicamente diferente de los elementos que lo originaron.

32 Conceptos básicos de los enlaces químicos
Resulta útil clasificar los enlaces químicos en tres grupos amplios: (1) enlaces iónicos, (2) enlaces covalentes y (3) enlaces metálicos. 1. El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta; los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica (cationes) y no metales de la extrema derecha (aniones).

33 El enlace iónico 11Na  11Na+ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 [Ne] 17Cl  17Cl-
1s22s22p63s23p s22s22p63s23p6 [Ar]

34 Características de los compuestos iónicos
Están formados por metal + no metal. No forman moléculas, existen como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas. En solución acuosa, son buenos conductores de la electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua.

35 Conceptos básicos de los enlaces químicos
2. Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.

36 Características del enlace covalente
Se caracterizan por la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, los comparten. Está formado por elementos no metálicos; pueden ser 2 ó más no metales. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se enlazan. El enlace covalente puede ser:

37 Características del enlace covalente
Un enlace covalente diferente es el que se llama enlace covalente coordinado (enlace dativo) cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Este enlace en nada se puede distinguir de un enlace covalente típico, ya que sus caracte-rísticas no se modifican. Características de los compuestos covalentes: Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido, líquido o gaseoso. En general, son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes no polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

38 Molécula: la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades químicas específicas de esa sustancia. La mayor parte de la materia se compone de moléculas o iones; sólo los gases nobles existen como átomos aislados. Muchos elementos se encuentran en la naturaleza en forma molecular (oxígeno, O2; ozono, O3). Los compuestos que están formados por moléculas se denominan compues-tos moleculares; por lo general, los compuestos moleculares sólo contienen no metales. Imágenes tomadas de “Química, la Ciencia Central”, Brown, LeMay, Bursten Ed. Pearson Prentice Hall, 7a. Edición, 1998

39 Conceptos básicos de los enlaces químicos
3. El enlace metálico se da entre elementos de electrone-gatividades bajas y muy parecidas. En estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

40 Conceptos básicos de los enlaces químicos
Existe una teoría llamada "teoría del electrón libre", que pretende explicar las propiedades del estado metálico. Esta teoría supone que los electrones externos de los átomos metálicos, se liberan de éstos, ya que están débilmente unidos; los átomos adquieren carga positiva. Los electrones se agrupan en un mar electrónico que sirve como material de unión que impide que se separen los iones positivos. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido, por lo que estos materiales tienen buena conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

41 Conceptos básicos de los enlaces químicos
Enlace Covalente Enlace Iónico Sólo participan algunos e- de valencia, los otros son pares libres. (También están los e- internos). La fuerza que mantiene unidos a los átomos en la molécula se llama energía de enlace. Baja energía de ionización Cationes (1A y 2A) H >0 Alta afinidad electrónica Aniones (7A y O2) H <0 Compuesto Iónico Estabilidad = f(energía reticular) Moléculas Mismo elemento Compuesto 2.0 Iónico Covalente polar Diferencia en electronegatividad