Desarrollo de la tabla periódica

3. Desarrollo de la tabla periódica • Los elementos en el mismo grupo por lo general tienen propiedades químicas similares. • Sin embargo, las propiedades físicas no son necesariamente similares.

4. Desarrollo de la tabla periódica Dmitri Mendeleev y Lothar Meyer llegaron a la misma conclusión de manera independiente acerca de cómo deberían agruparse los elementos.

5. Desarrollo de la tabla periódica Por ejemplo, Mendeleev predijo el descubrimiento del germanio (el cual llamo eka-silicio) como un elemento con un peso atómico entre el del zinc y el del arsénico, pero con propiedades químicas similares a las del silicio.

6. El sistema de clasificación de Mendeleev (1869) agrupó a los elementos de forma más exacta de acuerdo con sus propiedades y porque hizo viable la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no se descubrían. Ejemplo: eka-aluminio  Galio La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta entonces, en 1900 se incorporaron 30 elementos más, con los que se completaron algunos de los espacios vacios.

8. El descubrimiento del helio causó a Mendeléyev una gran contrariedad, ya que este nuevo elemento no tenía un lugar adecuado para colocarse en la Tabla, pero en el fondo fue una brillante confirmación de la ley periódica ya que el helio, junto con los demás gases nobles descubiertos más tarde, se incorporaron en la tabla periódica.

9. Algunas incongruencias en la tabla periódica de Mendeleev: Ejm. La masa atómica del argón es mayor que la del potasio, si los elementos se hubieran ordenado solo de acuerdo a su masa atómica, al argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual, pero no sería correcto colocar un gas inerte como el argón, en un grupo de metales muy reactivos. Fue a partir de estas observaciones que se opto por la organizar la tabla periódica de acuerdo al numero atómico.

10. Variaciones periódicas de las propiedades físicas Los elementos también presentan variaciones periódicas en sus propiedades físicas que influyen en su comportamiento químico de los elementos que están en el mismo grupo o periodo. • Radio atómico • Radio iónico.

11. ¿Cuál es el tamaño de un átomo? El radio atómico de enlace se define como la mitad de la distancia entre los núcleos enlazados covalentemente.

12. Radio atómico • El radio atómico es la distancia existente entre el centro del núcleo y la órbita electrónica ex­terna del átomo. • Al comparar los radios atómicos de los elementos en la Tabla Periódica se observa: • En un mismo período de la Tabla Periódica el radio atómico disminuye de izquierda a derecha. • En un mismo grupo de la Tabla Periódica, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo.

13. La variación del radio atómico de los elementos en la Tabla Periódica puede esquematizarse así:

14. Tamaño de los átomos El radio atómico de enlace tiende a… …disminuir de izquierda a derecha a través de un periodo, y a aumentar de la parte superior a la inferior de un grupo

15. incrementando el radio atómico incrementando el radio atómico

16. Radio iónico • El tamaño iónico depende de: • La carga nuclear. • El número de electrones. • Los orbitales en que residen los electrones. Es el radio de un catión o de aun anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.

17. Radio iónicoSe entiende por radio iónico a la distancia entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del ion.Cuando un átomo neutro cede electrones, transformándose en catión, su radio disminuye. Así en el caso del átomo de sodio, cuyo radio es de 1,86 A, al convertirse en catión reduce su radio a 0,95 A.Por el contrario, si un átomo gana electrones, completando su última órbita con ocho electrones, se transforma en anión y su radio aumenta.

18. Tamaño de los iones • Los iones aumentan de tamaño a medida que se desciende en un grupo.

19. Tamaño de los iones • En una serie isoelectrónica los iones tienen el mismo número de electrones. • El tamaño iónico disminuye con un incremento en la carga nuclear.

20. El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó. El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó. 8.3

21. VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS La energía de ionización y la afinidad electrónica ayudan a entender los tipos de reacciones en las que participan los elementos, así como la naturaleza de los compuestos que forman.

22. Ejemplo: Se ha visto que el carácter metálico de los elementos disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo, mientras que aumenta de arriba hacia abajo dentro de un grupo Los metales en general tienen bajas energías de ionización, mientras que los no metálicos tienen altos valores de afinidad electrónica, a menudo es posible predecir el comportamiento de los elementos en reacciones.

23. Potencial de ionización • Cuando a un átomo neutro se le quita un electrón se ioniza, transformándose en un catión. Así, si a un átomo de litio se le arrebata un electrón se convierte en un catión de litio con una carga positiva, lo cual puede expresarse de este modo: Li  Li+ + 1e- • El proceso para arrancar un electrón requiere cierta cantidad de energía que se denomina potencial de ionización y que se puede definir así: Potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de la capa externa de un átomo aislado. • Para expresar el potencial de ionización se suele utilizar una unidad muy pequeña, denominada electrón-volt, que es equivalente a 1,6.10-9 joule.

24. Potencial de ionización • El potencial de ionización también resulta ser una función periódica del número atómico, observándose lo siguiente: En general, dentro de cada período de la Tabla Periódica, el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha. • Los metales tienen un potencial de oxidación inferior a los no metales. • El incremento que se observa en el potencial de ionización se relaciona con el aumento del número atómico, o sea, de la carga nuclear positiva que atrae más a los electrones negativos. • En un mismo grupo de la Tabla Periódica, el potencial de ionización disminuye de arriba hacia abajo. • El potencial de ionización varía de modo inverso a como lo hace el radio atómico.

25. Afinidad electrónica • En las propiedades químicas de los elementos, ejerce una considerable influencia la tendencia de un átomo neutro a capturar electrones para transformarse en anión. Esta cualidad se mide por la denominada afinidad electrónica, que puede definirse así: • Energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón. • Esta afinidad se mide en electrón-volt (eV). • Los no metales, en particular los del grupo 17, tienen una gran afinidad electrónica. • En general, la afinidad electrónica varia en la Tabla Periódica de modo análogo al potencial de ionización.

26. Afinidad electrónica La afinidad electrónica es el cambio de energía que acompaña la adición de un electrón a un átomo gaseoso: Cl + e− Cl−

27. Tendencias en la afinidad electrónica En general, la afinidad electrónica se vuelve más exotérmica a medida que se va de izquierda a derecha a través de un periodo. Propiedades periódicas de los elementos

28. Tendencias en la afinidad electrónica Sin embargo, existen de nueva cuenta dos discontinuidades en esta tendencia. Propiedades periódicas de los elementos

29. Energía de ionización • La energía de ionización es la cantidad de energía requerida para eliminar un electrón del estado basal de un átomo o ión gaseoso. • La primera energía de ionización es la energía requerida para eliminar el primer electrón. • La segunda energía de ionización es la energía requerida para eliminar el segundo electrón, etc.

30. I1 + X (g) X+(g) + e- I2 + X+(g) X2+(g) + e- I3 + X2+(g) X3+(g) + e- La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural. I1 primera energía de ionización I2 segunda energía de ionización I3 tercera energía de ionización I1 < I2 < I3 8.4

31. Tendencias en las primeras energías de ionización A medida que se desciende en un grupo, se requiere menos energía para eliminar el primer electrón. Para átomos en el mismo grupo, Zef es esencialmente la misma, pero los electrones de valencia están más alejados del núcleo. Propiedades periódicas de los elementos

32. X (g) + e- X-(g) La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace químico. Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo 9.5

33. Electronegatividades en la tabla periodica 9.5

34. TENDENCIAS DE DENSIDAD • Con pocas excepciones: • Dentro de cada grupo la densidad de los elementos aumenta con el número atómico • Dentro de un periodo la densidad de los elementos aumenta primero y luego disminuye • Los elementos con mayor densidad están en el centro del periodo 6.

35. Propiedades de metales,no metales y metaloides Propiedades periódicas de los elementos

36. Metales frente a no metales Las diferencias entre los metales y losno metales tienden a girar alrededor deestas propiedades.

37. Metales frente a no metales • Los metales tienden a formar cationes. • Los no metales tienden a formar aniones.

38. Metales Tienden a ser brillantes, maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad.

39. Metales • Los compuestos formados entre metales y no metales tienden a ser iónicos. • Los óxidos metálicos tienden a ser básicos.

40. No metales • Tienden a ser sustancias sin brillo y frágiles, y son malos conductores de calor y electricidad. • Tienden a ganar electrones en las reacciones con metales para adquirir una configuración de gas noble.

41. No metales • Las sustancias que únicamente contienen no metales son compuestos moleculares. • La mayoría de los óxidos no metálicos son ácidos.

42. Metaloides • Tienen algunas características de los metales y algunas de los no metales. • Por ejemplo, el silicio luce brillante, pero es frágil y bastante mal conductor.

43. Tendencias de grupo

44. Grupo lAMetales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs,Fr). Son metales blandos, químicamente muy activos, se les encuentra generalmente en forma de sales, no existen en la naturaleza en formalibre.Grupo llAMetales Alcalino-térreos. (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra). También son metales activos, pero no tanto como los del grupo I, se les puede encontrar como sulfatos y carbonatos.Grupo lllAFamilia del Boro (B, Al, Ga, In, TI). En este grupo aparece el primer elemento no metálico (boro), los demás integrantes son metales. Generalmente se encuentran como óxidos.Grupo lVFamilia del Carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb). Los dos primeros elementos del grupo son no metales, el carbono se encuentra en la materia orgánica, el silicio en la corteza terrestre es muy abundante, los demás elementos se les puede encontrar en forma de óxidos y sulfuros.

45. Grupo VA Familia del Nitrógeno (N, P, As, Sb, Bi). Los tres primeros elementos del grupo. Son no metales, el nitrógeno se encuentra en el aire, el fósforo se encuentra en forma de fosfatos y los demás elementos en forma de silicatos. Grupo VlAFamilia del oxígeno o calcógenos (O, S, Se, Te, Po). Todos los elementos de esta familia son no metales, excepto el polonio, se les encuentra en la naturaleza en formalibre. La palabra calcógenos significa "formados de cenizas". Grupo VllAFamilia de los halógenos (F, CI, Br, I, At). Son los elementos no metálicos con mayor actividad química. En la naturaleza no existen en formalibre, se les encuentraformando sales. La palabra halógenos significa "generadores de sales".

46. Grupo VlllAFamilia de los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). También se conocen como gases raros o gases inertes; son elementos no metálicos, que en condiciones normales, se les considera químicamente inertes, se les encuentra en pequeñísimas cantidades en la atmósfera. Grupo B Metales de transición.Los ocho grupos B están formados por elementosmetálicos, que tienen la característica común, de que sus átomos contienen órbitas internas incompletas.Elementos radiactivos.Se dividen en dos series, los lantánidos y los actínidos, reciben el nombre de tierras raras o elementos de transición interna.

47. GRUPO IA (Metales alcalinos) • Los metales alcalinos son sólidos metálicos blandos. • El nombre proviene de la palabra árabe para cenizas.

48. Metales alcalinos • Se encuentran únicamente en compuestos en la naturaleza, no en sus formas elementales. • Tienen densidades y puntos de fusión bajos. • También tienen energías de ionización bajas.

49. Metales alcalinos Sus reacciones con agua son famosamente exotérmicas.

50. Grupo 2(Metales alcalinotérreos) • Los metales alcalinotérreos tienen densidades y puntos de fusión más altos que los metales alcalinos. • Sus energías de ionización son bajas, pero no tan bajas como las de los metales alcalinos.