Sistema Periódico    .

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1 Sistema Periódico

2 Evolución del descubrimiento de los elementos químicos
La Tabla Periódica Evolución del descubrimiento de los elementos químicos Antigüedad Edad Media

3 La Tabla Periódica Los elementos se ordenan según su número atómico.
División en: Columnas o GRUPOS y Filas o PERIODOS División de los GRUPOS en dos tipos: “A” corresponde a los elementos representativos. “B” corresponde a los elementos de transición.

4 Metales Alcalinos

5 Metales Alcalinotérreos

6 Metales de Transición

7 Halógenos

8 Gases Nobles

9 Metales de Transición Interna Lantánidos y Actínidos

10 La Tabla Periódica

11 Configuración Abreviada Empleo del Kernell o configuración electrónica del gas noble más cercano.
Be : 1s2 2s2 ó [He] 2s2 Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2 ó [Ne] 3s2 Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 ó [Ar] 4s2

12 Ley periódica Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que: las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Descripción de las propiedades más útiles para predecir el comportamiento químicos de los elementos

13 Propiedades Periódicas
Ciertas propiedades características de los átomos, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, varían periódicamente con el número atómico. Estas propiedades atómicas son de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado sin tener que recurrir a los datos tabulados para cada uno de los elementos. Las propiedades periódicas que se van a estudiar son: - Radio atómico y radio iónico. - Energía de ionización. - Afinidad electrónica. - Electronegatividad.

14 Radio atómico Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-, con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.

15 Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración. n s2p6 Cuando un átomo se ioniza, gana o pierde electrones en el orbital de mayor energía para alcanzar una configuración de gas noble. El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones para conseguir tal configuración. Por ello, el ión Na+ es el estado de oxidación más frecuente (y único) de este metal. gana 7 e pierde 1 e

16 Configuraciones electrónicas de los iones
gana 1 e pierde 7 e En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.

17 Radio atómico Variación del radio atómico en relación al número atómico. Aumenta el radio atómico Radio (Å)

18 rcatión < rátomo Y ranión > rátomo
Radios atómicos y radios iónicos Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos. Además suele observarse que rcatión < rátomo Y ranión > rátomo

19 A(g)  A+(g) + e-(g) EI = I1
Energía de ionización La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa: A(g)  A+(g) + e-(g) EI = I1 EI2 > EI1 Elementos con baja EI, tenderán a formar cationes. Elementos con EI intermedias, tenderán a formar compuestos moleculares compartiendo un electrón con otro átomo. Elementos con alta EI, tenderán a formar aniones.

20 A(g)  A+(g) + e-(g) EI = I1
Energía de ionización La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa: A(g)  A+(g) + e-(g) EI = I1 Energía de ionización (kJ/mol)

21 Energía de ionización Energía de ionización (kJ/mol)
Aumenta E. Ionización Aumenta E. Ionización

22 A(g) + e-(g)  A-(g) DHge
Afinidad electrónica Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso: A(g) + e-(g)  A-(g) DHge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge: AE = - DHge Átomos con AE muy negativa tienden a formar aniones. Átomos con AE menos negativa tienden a formar cationes.

23 A(g) + e-(g)  A-(g) DHge
Afinidad electrónica Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso: A(g) + e-(g)  A-(g) DHge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge: AE = - DHge Valores de DHge

24 Electronegatividad La electronegatividad (  ) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). Átomos con alta EN tienden a ganar electrones para formar aniones. Átomos con baja EN tienden a ceder electrones para formar cationes.

25 Disminuye la electronegatividad Disminuye la electronegatividad