La Tabla Periódica Con el descubrimiento de nuevos elementos químicos resultaron evidentes las semejanzas químicas y físicas entre algunos de ellos. Esto.

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1 La Tabla Periódica Con el descubrimiento de nuevos elementos químicos resultaron evidentes las semejanzas químicas y físicas entre algunos de ellos. Esto llevó a los químicos a buscar un principio natural que permitiera agrupar los elementos con características similares, numerosos fueron los intentos hasta llegar a lo que hoy se conoce como Tabla Periódica de los elementos.

2 Dmitri Mendeleev 1834 - 1907 Mendelevio
Mendeleev (1869) basándose en la hipótesis de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos, publicó una tabla periódica en la que situó todos los elementos conocidos en aquella época, ordenándolos de forma tal que los elementos pertenecientes a una misma familia aparecen en la misma línea horizontal. Mendelevio

3 Lothar Meyer Al mismo tiempo que Mendeleev, Meyer publicó su propia Tabla Periódica con los elementos ordenados de menor a mayor masa atómica.

4 Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron los elementos según sus masas atómicas
Ambos dejaron espacios vacíos donde deberían encajar algunos elementos entonces desconocidos

5 Mendeleev... Propuso que si el peso atómico de un elemento lo situaba en el grupo incorrecto, entonces el peso atómico debía estar mal medido. Estaba tan seguro de la validez de su Tabla que predijo, a partir de ella, las propiedades físicas de tres elementos que eran desconocidos. Tras el descubrimiento de los elementos escandio, galio y germanio (Sc, Ga, Ge) entre 1874 y 1885, que demostraron la gran exactitud de las predicciones de Mendeleev, su Tabla Periódica fué aceptada por la comunidad científica.

6 Posteriormente con el descubrimiento del número atómico (Z) por Moseley se pudo confirmar que las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico y no de su peso atómico. Esto es lo que se conoce en la actualidad como la Ley Periódica, que establece: las propiedades de los elementos químicos y sus compuestos dependen de la estructura del átomo y varían sistemáticamente con el número atómico de los elementos.

7 Tabla Periódica Actual
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z), dando origen a columnas verticales y filas horizontales Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

8 El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERÍODO.
En un período el número de protones o número atómico de los elementos aumenta de uno en uno; lo mismo ocurre con el número de electrones. Los períodos se indican con números arábigos, del 1 al 7. Los PERÍODOS están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles de energía con electrones, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles o capas.

9 Las columnas verticales reciben el nombre de GRUPOS
Las columnas verticales reciben el nombre de GRUPOS. Están ordenados en grupos A y B. Los GRUPOS se indican con números romanos. Grupos A ELEMENTOS REPRESENTATIVOS IA - Metales alcalinos IIA - Metales alcalino térreos IIIA - Térreos IVA - Carbonoides VA - Nitrogenoides VIA - Calcógenos VIIA - Halógenos VIIIA- Gases Nobles Grupos B ELEMENTOS DE TRANSICIÓN Elementos de transición propiamente dichos. Elementos de transición interna (Lantánidos o tierras raras y Actinidos) La clasificación periódica moderna utiliza para los grupos numeración arábiga correlativa desde 1 a 18.

10 Configuración más externa Configuración electrónica
GRUPOS (o FAMILIAS) Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo Por ejemplo, los elementos del grupo 17: Elemento Configuración más externa Configuración electrónica Flúor Cloro Bromo Yodo 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5 ns2 np5 Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia

11 Se distinguen cuatro bloques caracterizados por su configuración electrónica externa
1.- Elementos representativos Son los elementos de los grupos A, del IA al VIIA estos elementos del tienen una configuración electrónica externa del tipo ns o una combinación de ns np. Ejemplos: Grupo I A: K; Z =19 = [ Ar]18 4s1 Grupo II A: Ca; Z=20 = [ Ar]18 4s2 Grupo V A: P; Z= 15 = [ Ne]10 3s2 3p3 B) Gases nobles Se consideran del grupo A por su configuración electrónica que es ns2 o ns2 np6. Tienen todos los orbitales externos totalmente ocupados. Esta es la configuración más estable posible y es a la que tienden todos los elementos. Ejemplos: He Z=2 = 1s2 Ne Z=10 = [ He] 2s2 2p6

12 3.- Metales de transición
Están situados en la parte central del sistema periódico, son los elementos de los grupos B, cuya principal característica es que tienen el subnivel d parcialmente ocupado. Presentan una configuración electrónica externa ns (n-1)d. Ejemplo: Sc; Z=21 = [ Ar] 4s2 3d1 4.- Metales de transición interna (Lantánidos y Actínidos Estos elementos presentan el subnivel f parcialmente ocupado y su configuración electrónica externa es del tipo ns (n-2)f. Lantánidos (números atómicos desde 58 al 71), se está ocupando el subnivel 4f. Actínidos (números atómicos desde 90 al 103) se está ocupando el subnivel 5f.

13 Propiedades periódicas principales.
Son aquellas que varían con regularidad a lo largo de los grupos y periodos. La razón de su regularidad reside en la configuración electrónica y en el número atómico del elemento. La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo facilita el estudio de estas propiedades. La carga nuclear efectiva (Z*) es la carga real que mantiene unido a un electrón al núcleo. Depende de: - Carga nuclear (Z) - Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e- interiores o repulsión electrónica. Ambos efectos son contrapuestos: A mayor Z mayor Z*. A mayor apantallamiento menor Z*. Por lo tanto la carga nuclear efectiva es igual a la carga nuclear menos el efecto de pantalla. Las propiedades periódicas más importantes son: Radio atómico e iónico. Potencial de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Carácter metálico y no metálico.

14 Tamaño Atómico El tamaño atómico aumenta en un grupo de arriba hacia abajo por aumento del número cuántico principal, pues existen más niveles de energía. En un período aumenta de derecha a izquierda por disminución de la carga nuclear efectiva. Al avanzar en un período el número de electrones interiores permanece constante (efecto de pantalla) y se añaden electrones a la misma capa, sin embargo la carga nuclear aumenta, en consecuencia, aumenta la atracción del núcleo por los electrones externos por lo tanto el tamaño del átomo es menor. Aumento del radio a lo largo de un grupo y un período.

15 Radio iónico Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. El catión siempre es más pequeño que el átomo del cual se forma ya que al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por la carga positiva del núcleo con más fuerza. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. El anión siempre es más grande que el átomo neutro del cual se forma por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica).

16 Potencial de ionización o Energía de ionización
La energía de ionización (EI) es la energía mínima (kJ/mol) necesaria para quitar un electrón a un mol de átomos neutros al estado gaseoso y transformarlos en iónes positivo. X (g) + EI → X+ (g) e- Se habla de primera EI cuando se extrae el primer electrón, segunda cuando se extrae el segundo electrón, etc. Lógicamente es mayor en los no-metales que en los metales y en los gases nobles es mucho mayor aún. En un grupo aumenta de abajo hacia arriba y en un período de izquierda a derecha por aumento de la carga nuclear efectiva y disminución del radio.

17 Afinidad electrónica X- (g) + AE → X (g) + 1e-
Es la energía requerida para arrancarle un electrón a un mol de iones negativos al estado gaseoso y transformarlos en un mol de átomos neutros. X- (g) + AE → X (g) + 1e- En un grupo aumenta de abajo hacia arriba y en un período de izquierda a derecha por aumento de la carga nuclear efectiva y disminución del radio. Aumento de la Afinidad electrónica a lo largo de un grupo y un período

18 Electronegatividad Mide la tendencia de un átomo a atraer los electrones de un enlace en compuestos ya formados. Es mayor en los no–metales que en los metales. Pauling, estableció una escala de electronegatividades, asignando al flúor, que es el elemento más electronegativo, un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos un valor de 0,7. Aumento de la electronegatividad a lo largo de un grupo y un período

19 Carácter Metálico Según el carácter metálico podemos considerar a los elementos como: 1.- Metales: son los elementos que se encuentran a la izquierda de los semimetales, incluyendo los lantánidos y los actínidos. 2.- No-Metales: Se encuentran a la derecha de los semimetales. 3.- Semimetales o metaloides: algunos de los elementos que se encuentran inmediatamente por encima y por debajo de la escalera que comienza en el Boro y termina en el Astato.

20 Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
Metales: Pierden fácilmente electrones para formar cationes Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales o metaloides: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

21 Algunas propiedades físicas de metales y no-metales
1.- La elevada conductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura 1.- Mala conductividad eléctrica (excepto el carbono en forma de grafito) 2.- Alta conductividad térmica 2.- Buenos aislantes térmicos (excepto el carbono en forma de diamante) 3.- Gris metálico o brillo plateado* 3.- Sin brillo metálico 4.- Casi todos son sólidos** 4.- Sólidos, líquidos y gases 5 Maleables (pueden laminarse para formar placas) 5.- Quebradizos en estado sólido 6.- Dúctiles (pueden formar alambres) 6.- No dúctiles 7.- El estado sólido se caracteriza por enlaces metálicos 7.- Moléculas con enlace covalente. *Excepto el cobre y oro ** Excepto mercurio, cesio y galio se funden fácilmente

22 Algunas propiedades químicas de metales y no-metales
1.- Las capa externa contiene pocos electrones, por lo general 3 o menos. 1.- La capa externa contiene cuatro o más electrones* 2.- Energías de ionización bajas 2.- Energías de ionización altas 3.- Afinidades electrónicas ligeramente negativas o positivas 3.- Afinidades electrónicas muy negativas 4.- Electronegatividades bajas 4.- Electronegatividades altas 5.- Forman cationes perdiendo electrones 5.- Forman aniones ganando electrones 6.- Forma compuestos iónicos con los no-metales y covalentes con algunos no-metales 6.- Forman compuestos iónicos con metales** y compuestos moleculares * Excepto el Hidrógeno ** Excepto los gases nobles

23 Presencia de los elementos en la naturaleza
Aún cuando hay un total de 92 elementos que se encuentran de manera natural, sólo ocho de ellos abundan en las rocas que forman la capa externa de la tierra; la corteza. Juntos, estos ocho elementos, representan el 98.5% de la corteza terrestre. Los ocho elementos más abundantes en la Corteza terrestre son (por masa): 46.6% Oxígeno (O) 27.7% Silicio (Si) 8.1% Aluminio (Al) 5.0% Hierro (Fe) 3.6% Calcio (Ca) 2.8% Sodio (Na) 2.6% Potasio (K) 2.1% Magnesio (Mg)

24 La Ley Periódica