.

1. La Tabla Periódica Evolución histórica de la Tabla Periódica 1817: Döbreiner. Triadas de elementos con propiedades semejantes. 1865: Newlands. Ley de las octavas. Ordenó 55 elementos. 1869: Mendeleev y Meyer: “las propiedades de los elementos varían periódicamente con la masa atómica”. 1913: Moseley: “las propiedades de los elementos varían periódicamente con el número atómico”

3. El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la distribución de los electrones en el nivel más externo (CAPA DE VALENCIA) la que determina su reactividad y naturaleza química. Por esta razón, aquellos elementos que poseen una distribución electrónica similar presentarán propiedades químicas similares. Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente (Z).

4. LLENADO DE LA TABLA PERIÓDICA SEGÚN Z

5. TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

6. SEGÚN NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS

7. ELEMENTOS METÁLICOS Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga). Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. Tienen brillo metálico. Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin romperse (confección de hilos o alambres metálicos). Son muy buenos conductores de calor. Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la confección de láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).

8. ELEMENTOS NO METÁLICOS Carecen de brillo metálico. No son dúctiles ni maleables. Son malos conductores de la corriente eléctrica y calor. Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema periódico.

9. ELEMENTOS METALOIDES Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio (Si) metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos.

10. PERIODICIDAD En un periodo n = constante pero aumenta Z (número de protones) lo que genera: Disminución de tamaño Aumento de la energía de ionización Aumento de la carga nuclear efectiva

11. LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS Para una mayor compresión, es conveniente separarlas en dos grupos; Las primeras se refieren a relaciones de tamaño y son: El volumen atómico molar. Los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos. La densidad. (ρ) El punto de fusión y ebullición. (Pf y Peb) Las segundas, son de carácter energético y se denominan propiedades magnéticas, entre ellas destacan: El potencial de ionización o energía de ionización. (P.I.) La afinidad electrónica o electroafinidad. (E.A.) La electronegatividad. (E.N.)

12. PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO Radio Atómico en Metales Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentes del metal. Radio atómico en No Metales Para los no metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos en las moléculas diatómicas de los elementos.

13. De forma esquemática

14. PROPIEDADES POR RELACIÓN DE TAMAÑO RADIO ATÓMICO: dependiente de 2 fuerzas. ↑ Período: al ↑ Z, atracción entre p+ y ē. Repulsión entre ē. Grupo: al ↑ Z -> ↑ n -> ↑ tamaño. El radio atómico está relacionado con el tamaño del orbital más externo

15. GRÁFICO DE LA VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO

16. VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO

17. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.) Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un ión gaseoso con carga positiva, en condiciones de presión y temperatura estándar”. En un átomo polielectrónico pueden arrancarse varios electrones, por lo que se pueden definir tantas energías de ionización como electrones tiene el átomo

18. GRÁFICO ENERGIAS DE IONIZACIÓN

19. Un ejemplo práctico

20. AFINIDAD ELECTRÓNICA. (E. A.) Es el cambio de E que ocurre cuándo un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un ANIÓN. (A-) Difícil de cuantificar, puesto que muchos aniones de elementos son inestables.

21. ELECTRO AFINIDAD

22. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.) Capacidad de un átomo para atraer hacia sí, electrones. Dependerá de E. A. y E. I.

23. ELECTRONEGATIVIDAD Dentro de un periodo el valor de E.N. aumenta al aumentar Z, siendo mínimo para los alcalinos y máximo para los halógenos. En el periodo 4º y siguientes ese aumento con Z es más irregular por la aparición de las series de transición y transición interna. Dentro de un grupo (o familia) la E.N. disminuye conforme aumenta el periodo. El flúor es el elemento más electronegativo.

24. La electronegatividad sirve para clasificar los elementos en 2 grandes grupos: Metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción relativamente pequeña sobre los electrones externos, es decir, tienen valores pequeños de E.I. y de E.A. (bajos valores de E.N.) Muestran fuerte tendencia a formar cationes, son agentes reductores. No metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción relativamente grande sobre los electrones externos, es decir, presentan valores elevados de E.I. y de E.A. (valores grandes de E.N.) Muestran fuerte tendencia a formar aniones, son agentes oxidantes.

25. ELECTRONEGATIVIDAD