TABLA PERIÓDICA
Ley de las Triadas (Döbereiner) Ley de las Octavas (Newlands) 1829 Ley de las Triadas (Döbereiner) Grupos de 3 elementos en los cuales las propiedades del elemento central son un promedio de las propiedades de los extremos TABLA PERIÓDICA 1864 Ley de las Octavas (Newlands) El peso atómico del estroncio era aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario Establecía que cada ocho elementos se repetían las propiedades. 1869 Mendeleiev Ordenamiento de los elementos en forma ascendente de sus masas atómicas. Desarrolló la ley periódica. Pronosticó la existencia de nuevos elementos 1870 Meyers Misma conclusión que Mendeleiev 1913 Moseley Realizó un estudio sobre los espectros de rayos X, determinando los números atómicos. “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos”
Tabla Periódica: ordenamiento de los elementos químicos en orden ascendente de sus números atómicos.
Periodos Número cuántico “n” (nivel de energía) Elemento Capa de valencia Periodo Mg 3s2 3 Al 3s2 3p1 O 2s2 2p4 2 1 2 3 4 5 6 7
A (IA-VIIIA): Elementos representativos. Grupos B (IB-VIIIB): Elementos de transición. IA ó 1 Metales alcalinos VA ó 15 Familia del nitrógeno IIA ó 2 Metales alcalinotérreos VIA ó 16 Familia del oxígeno IIIA ó 13 Familia del boro VIIA ó 17 Halógenos IVA ó 14 Familia del carbono VIIIA ó 18 Gases nobles, raros, inertes, grupo 0 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
IB ó 11 Familia del cobre VB ó 5 Familia del vanadio IIB ó 12 Familia del zinc VIB ó 6 Familia del cromo IIIB ó 3 Familia del escandio VIIB ó 7 Familia del magnesio IVB ó 4 Familia del titanio VIIIB ú 8, 9 y 10 Familia del hierro IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB
Grupos electrones de valencia Elemento Capa de valencia Electrones de valencia Grupo Mg 3s2 2 II A Cl 3s2 3p5 7 VII A Al 3s2 3p1 3 III A O 2s2 2p4 6 VI A IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Metales y no metales Aumenta carácter metálico
Enlace metálico Mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Hay dos teorías que explican la formación del enlace metálico: El modelo de la nube de electrones La teoría de las bandas. (no la estudiaremos)
Modelo de la nube de electrones Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a la “nube electrónica” que engloba a todos los átomos del metal. El enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los núcleos positivos y los electrones móviles que pertecen en conjunto a la red metálica. En el enlace metálico los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Energía o Potencial de Ionización Energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado y adquirir carga positiva. - + + - Carga del núcleo (Número se protones): mayor carga = mayor atracción del núcleo sobre los electrones; mayor energía de ioización. Distribución electrónica: mayor similitud con un gas noble = mayor estabilidad; mayor energía de ionización. Niveles electrónicos: mayor número de niveles = electrones de valencia más alejados del núcleo; menor energía de inización.
Radio atómico Distancia que existe del núcleo de un átomo a su último nivel. Carga del núcleo (Número se protones): mayor carga, mayor atracción del núcleo sobre los electrones; menor radio atómico. Niveles electrónicos: mayor número de niveles , electrones de valencia más alejados del núcleo; mayor radio atómico.
Electronegatividad Tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones en un enlace. Mayor potencial de ionización, mayor electronegatividad; Menor potencial de ionización, menor electronegatividad. Menor radio atómico, mayor electronegatividad. Mayor radio atómico, menor electronegatividad. - + + - Elementos más electronegativo: F Elemento menos electronegativo: Fr.
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