La Tabla Periódica de los Elementos

1. La Tabla Periódica de los Elementos

2. Primeros Hallazgos Elementos que no encontraban formando compuestos

3. Orígenes de la tabla periódica • La mayoría de los elementos que se encuentran en la naturaleza están formando compuestos

4. Se comenzó a investigar sobre las diversas sustancias que se encuentran en nuestro alrededor. Por ejemplo los elementos radiactivos que son muy inestables, solo se descubrieron gracias a los avances tecnológicos del siglo XX.

5. A medida que aumentaba el número de elementos conocidos, se comenzó a estudiar la posibilidad de clasificarlos de acuerdo a la similitud de sus propiedades.

6. Johann Wolfgang Döbereiner • Observó la relación entre las masas de algunos elementos y sus propiedades, clasificándolos a través de triadas.

7. Alexandre-EmileBéguyer de Chancourtois • En 1862, observó por primera vez la existencia de cierta regularidad en las propiedades de los elementos a medida que aumentaban sus masas atómicas.

8. Alexandre-EmileBéguyer de Chancourtois • Dedujo que las propiedades se repetían cada ocho elementos, surgiendo la idea de periocidad

9. John Alexander Reina Newlands • En 1868 realizó una tabla periódica de los elementos establecida según sus masas atómicas, y que señaló la 'ley de las octavas' según la cual cada ocho elementos se tienen propiedades similares.

10. Julius Lothar Meyer -----Dimitri Mendeleev

11. Ambos, independientemente, propusieron una disposición mucho mas amplia para los elementos, basada en la repetición periódica y regular de las propiedades. • Mendeleev a su vez, supero la clasificación propuesta por Newlands, sobre todo en 2 aspectos:

12. Agrupo los elementos en forma mas exacta de acuerdo a sus propiedades. • Hizo posible la predicción de las propiedades de varios elementos que aun no había sido descubiertos.

13. Por ejemplo: propuso la existencia de un elemento desconocido, al que denomino eka- aluminio ( eka es una palabra en sánscrito que significa “ primero”, así, el eka- aluminio seria el primer elemento bajo el aluminio, en el mismo grupo).

14. Cuando se descubrió el galio, cuatro años mas tarde, se observo que sus propiedades coincidían notablemente con las propiedades predichas para el eka- aluminio.

15. ¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev al postular su ley periódica? • Recordemos que en el siglo XIX, cuando los químicos solo tenían una vaga idea de los átomos y de las moléculas, y no sabían de la existencia de los electrones y de los protones, por esta razón, desarrollaron la tabla periódica utilizando sus conocimientos de las masas atómicas de algunos elementos

16. ¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev al postular su ley periódica? • Las primeras versiones de la tabla periódica mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo la masa atómica del argón ( 39, 95 uma) es mayor que la del potasio ( 39, 10 uma).

17. Dichas discrepancias sugirieron que era otra la propiedad fundamental para el ordenamiento de los elementos . Henry Moseley, en 1912 descubrió que el número atómico coincide con la carga eléctrica del núcleo. llegando a la conclusión de que no era la masa atómica el parámetro fundamental en el ordenamiento de los elementos químicos, sino el numero atómico z.

18. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS • Se organizan según el orden creciente de sus números atómicos.

20. Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

21. GRUPOS PERÍODOS

22. Forman fácilmente iones positivos Forman fácilmente iones negativos Forman con dificultad iones positivos No forman iones Ejemplo Facilidad para formar iones Tipo de elemento Metales No metales Semimetales Gases nobles Li, Be, Re, Ag O, F, I, P Si, Ge He, Ne, Ar ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES. Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ión Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ión será negativo y se denomina anión Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones

23. Carácter metálico • Los elementos se pueden dividir en tres grandes categorías: metales no metales y metaloides. • Hay una estrecha relación entre las configuraciones electrónicas de los átomos y la forma como se presentan en la naturaleza. • Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son metales y estos están situados en las secciones media e izquierda de la tabla. • Los no metales se localizan en la esquina superior derecha. • Los metaloides se encuentran entre los metales y los no metales

24. Metales y No Metales Metales: Buenos conductores del calor y la electricidad. Son maleables y dúctiles. Sus puntos de fusión tienen valores moderados o altos. No metales: No conducen el calor ni la electricidad. Son frágiles. Muchos son gases a temperatura ambiente.

25. Configuración más externa Elemento 1s2 2s2 2p5 Configuración electrónica Flúor 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 Cloro ns2 np5 Bromo 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5 Yodo 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: Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia

26. Los elementos de un mismo periodo, tienen propiedades diferentes, pero masas similares. El elemento se distribuye según su configuración electrónica. Por ejemplo: en el primer periodo el H y el He, poseen en su configuración electrónica el orbital 1s.

27. Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia  Su electrón diferenciador se aloja en un orbitals o un orbital p  La configuración electrónica de su capa de valencia es: n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)  Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico  Su electrón diferenciador se aloja en un orbitald  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)  Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico A) Elementos representativos B) Metales de transición

28. Elementos Representativos

29.  Su electrón diferenciador se aloja en un orbitalf  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14) C) Metales de transición interna

30. Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la siguiente forma

31. Tabla Periódica Gases nobles Metales alcalinos Grupo principal Alcalinotérreos Halógenos Metales de transición Lantánidos y actínidos Grupo principal

32. Propiedades periódicas de los elementos

34. CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y EFECTO PANTALLA • La carga nuclear de un átomo está dada por el número de protones que tiene el núcleo, es decir el número atómico. • Ejemplo: La carga nuclear del 11Na es 11. • A) carga nuclear efectiva: es la fuerza de atracción ejercida por el núcleo sobre el electrón mas alejado del núcleo en un átomo determinado.

35. B) efecto pantalla: • Se dice que los electrones interiores escudan a los electrones exteriores respecto a la carga total del núcleo, este efecto recibe el nombre de efecto pantalla. Electrones interiores Efecto pantalla N e- Electrón exterior Núcleo

36. Para el caso de un grupo o familia química: • A medida que se desciende dentro de un grupo, cada elemento sucesivo tiene su electrón externo en un nivel con mayor valor de n (nivel de energía) . • La carga nuclear efectiva sobre los electrones externos es la misma, de manera que el efecto neto es un aumento de tamaño del átomo al aumentar el número atómico del grupo. • 3Li [ He] 2S1 carga nuclear efectiva +1 • 11Na [ Ne] 3S1 carga nuclear efectiva +1 • 19K [ Ar] 4S1 carga nuclear efectiva +1 • 37Rb [ Kr] 5S1 carga nuclear efectiva +1 • 55Cs [ Xe] 6S1 carga nuclear efectiva +1

37. Para el caso de elementos de un mismo período: • Para los elementos representativos, a medida que se va de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, se agregan electrones al mismo nivel y simultáneamente aumenta la carga nuclear.

38. Elementos del Tercer periodo • 11Na [ Ne] 3S1 carga nuclear efectiva +1 • 12Mg [ Ne] 3S2 carga nuclear efectiva +2 • 13Al [ Ne] 3S2 3P1 carga nuclear efectiva +3 • 14Si [ Ne] 3S2 3P2 carga nuclear efectiva +4 • 15P [ Ne] 3S2 3P3 carga nuclear efectiva +5 • 16S [ Ne] 3S2 3P4 carga nuclear efectiva +6 • 17Cl [ Ne] 3S2 3P5 carga nuclear efectiva +7

39. Tamaño atómico • Se ve en función del radio atómico, porque no se puede medir la distancia entre el núcleo y el electrón, debido a que el electrón siempre esta en movimiento. Por lo tanto se calcula la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos.

40. Radio atómico • El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes. • Para elementos que existen como moléculas diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos en una molécula específica. • Al estudiar las tendencias conviene tener en mente que los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones.

41. Radio atómico

42. Variación del radio atómico

43. Radio iónico • El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del número de electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior. • Los iones positivos se forman quitando uno o más electrones de la región externa del átomo, dejando orbitales vacíos, reduciendo las repulsiones electrostáticas, por lo que el catión es de menor tamaño que el átomo original • 11Na 1s2 2s2 2P6 3S1 Na+ 1s2 2s2 2P6 Na Na+

44. Cuando se agregan electrones para formar un anión, el aumento de las repulsiones electrón - electrón hace que los electrones se extiendan más en el espacio, por lo tanto los aniones son más grandes que el átomo original. • 9F 1s2 2s2 2p5 F - 1s2 2s2 2p6 • Los iones que tienen igual número de electrones se llaman isoelectrónicos, no tienen el mismo tamaño. • Na +1s2 2s2 2p6 0.97Å • F - 1s2 2s2 2p6 1.33 Å F - F

45. RADIO IONICO

46. ENERGIA DE IONIZACION • La energía de ionización de un átomo, es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón de un átomo gaseoso aislado. • La energía de la primera ionización (I1), es la energía requerida para quitar un electrón a un átomo neutro. Na(g) Na+ (g) + e - I1 = 496KJ/mol • La segunda energía de ionización (I2), es la energía requerida para quitar el segundo electrón. Na+ (g) Na2+ (g) + e - I2 = 4560KJ/mol

47. La energía de ionizacion disminuye con el aumento del radio atómico, es decir en un grupo o familia, por ejemplo en el grupo 1A, la energía de ionización del Cesio es menor que la del Litio. • En un periodo, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, porque en ese sentido, disminuye el radio iónico. • Aumenta la energía de ionización • 1A 2B 3A 4A 5A 6A 7A • Li Be B C N O F • Na Mg Al Si P S Cl • K Ca Ga Ge As Se Br • Rb Sr In Sn Sb Te I A u m e n t a

48. Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ion negativo. Las electroafinidades pueden ser negativas cuando se libera energía o positivas cuando se absorbe energía, y son inversamente proporcionales al tamaño del átomo.

49. Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica Al descender en el grupo los electrones se encuentran en niveles energéticos superiores, están más alejados de los núcleos, los núcleos atraen menos a los electrones y por tanto desprenden menos energía al aceptar un nuevo electrón. Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo, al existir más electrones en los mismos orbitales estos están más atraídos por el núcleo y por tanto es más fácil que atraigan a un nuevo electrón.

50. Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica El Berilio y el Nitrógeno tienen sus orbitales ocupados y semiocupados respectivamente, esto hace que sean muy estables y desprendan poca o ninguna energía al aceptar un nuevo electrón.