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La tabla periódica de los elementos

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  • 1. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.
  • 2. ÍNDICE
    • Un poco de historia.
    • Grupos y Períodos.
    • Estructura electrónica
    • Propiedades periódicas.
    • Radio atómico.
    • Radio iónico.
    • Energía de ionización.
    • Afinidad electrónica.
    • Electronegatividad
    • Propiedades metálicas.
    • Fuentes.
  • 3. HISTORIA Y ORÍGENES
    • A principios del siglo XIX, cuando Dalton propuso su teoría atómica, apenas se conocían dos docenas de elementos químicos. Pese a tan escaso número de elementos, ya se habían hecho algunos intentos para clasificarlos en familias en función de propiedades comunes.
    • En 1869 el científico ruso Mendeleiev y en 1870 el alemán Meyer presentaron de manera independiente una clasificación de los elementos, en la cual estos aparecían ordenados en orden creciente de masa atómica y agrupados en columnas según la semejanza de propiedades.
  • 4.
    • La clasificación periódica de Mendeleiev fue más elaborada que la de Meyer. El ruso publicó una tabla de los elementos donde dispuso ordenados en filas y columnas los 63 elementos por entonces conocidos. Reservó espacios vacíos para elementos que todavía no habían sido hallados. Con el tiempo estos elementos fueron descubiertos y, además, se comprobó que tenían las propiedades que Mendeleiev había anticipado.
    TABLA ORIGINAL DE MENDELEIEV. Los elementos todavía no descubiertos fueron simbolizados con un interrogante .
  • 5.
    • Algunos elementos tuvieron que situarse en orden inverso a su masa atómica para representar sus propiedades físicas y químicas. El problema se solucionó a partir de 1914, cuando Moseley identificó los elementos por su número atómico.
    • Esto permitió enunciar de forma definitiva la ley periódica:
    • ‘ Cuando los elementos se sitúan en orden creciente de su número atómico , tiene lugar una repetición periódica de muchas propiedades físicas y químicas de aquéllos.’
  • 6. GRUPOS Y PERÍODOS
    • En la tabla periódica actual, los elementos están colocados en orden creciente de números atómicos y dispuestos en 18 grupos ( columnas verticales) y 7 períodos ( filas horizontales).Es la llamada forma larga.
  • 7.
    • GRUPOS.
    • El número de elementos de cada grupo es variable. Hay 8 grupos largos: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17y 18, que recogen los llamados elementos representativos , y 10 grupos cortos: 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12, que recogen los llamados elementos de transición . Algunos de los grupos reciben nombres específicos. Los más utilizados son: alcalinos, halógenos y gases nobles*. Los elementos de un mismo grupo tienen características químicas parecidas porque poseen el mismo número de electrones de valencia. En un mismo grupo los elementos son más parecidos cuanto más cerca están entre sí.
    NOMBRES ESPECIALES DE LA TABLA PERIÓDICA. GRUPO NOMBRE 1 alcalinos 2 alcalinotérreos 3 a 12 elementos de transición 13 térreos 14 carbonoideos 15 nitrogenoideos 16 anfígenos 17 halógenos 18 gases nobles Tierras raras 1 lantánidos Tierras raras 2 actínidos
  • 8. ALCALINOS, HALÓGENOS Y GASES NOBLES.
    • Alcalinos : Los elementos del grupo 1. Son muy reactivos porque tienen un electrón de valencia que pueden perder fácilmente para formar cationes con carga +1. A medida que descienden en el grupo tienden a aumentar la densidad y a disminuir el punto de fusión y el de ebullición. El cesio es líquido a temperatura ambiente debido a esto.
    • Halógenos : Los elementos del grupo 17 reciben este nombre porque forman parte de las sales más comunes. Poseen siete e- de valencia y tienen tendencia a formar aniones con carga-1.
    • Gases nobles : Los elementos del grupo 18. A temperatura ambiente son gases monoatómicos y no tienen tendencia a combinarse con otros átomos para formar compuestos. No tienen características metálicas pero tampoco no metálicas.
  • 9.
    • PERÍODOS.
    • El número de elementos de cada período es variable, el más corto es el período 1( dos elementos) y el más largo es el período 6( 32 elementos). Para que la tabla periódica no quede demasiado extensa horizontalmente, algunos elementos de los períodos 6 y 7, los llamados elementos de transición interna o tierras raras , suelen colocarse separados en la parte inferior:
    • El período 7 está incompleto porque el elemento con Z= 117 no se ha conseguido sintetizar.
  • 10. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
    • Cuando comparamos la configuración electrónica de los elementos con su situación en la Tabla Periódica, se observa que:
      • Los elementos de un mismo período tienen todos el mismo número de niveles electrónicos, completos o no. Este número coincide con el número del período:
      • Los elementos representativos de las columnas 1y 2 y el helio tienen un orbital de valencia de tipo s.
      • Los elementos representativos de las columnas 13 a 18 tienen orbitales de valencia de tipo p .
      • Los metales de transición tienen orbitales de tipo d en la capa de valencia.
      • Los metales de transición interna tienen orbitales de tipo f en la capa de valencia.
      • Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más extenso o capa de valencia. Las propiedades químicas de un elemento dependen de sus electrones de valencia, como ya hemos dicho antes.
  • 11. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
    • Las propiedades físicas y químicas varían con regularidad a lo largo de los grupos y de los períodos. Por ello reciben el nombre de Propiedades periódicas:
    • RADIO ATÓMICO.
    • RADIO IÓNICO
    • ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
    • AFINIDAD ELECTRÓNICA.
    • ELECTRONEGATIVIDAD.
  • 12. RADIO ATÓMICO
    • A cada elemento se le asigna un radio atómico determinado a partir del cual podemos conocer su tamaño aproximado y compararlo con el de otros átomos.
    • - Dentro de un grupo, el radio atómico aumenta conforme crece el número atómico .
    • - Dentro de un período , el radio atómico aumenta conforme disminuye el número atómico .
    No se incluyen los gases nobles porque no siguen la norma general.
  • 13. RADIO IÓNICO.
        • Cuando un átomo se ioniza, modifica su volumen al perder o ganar electrones. Si pierde electrones se convierte en un catión y su radio disminuye . Si gana electrones se transforma en un anión y su radio aumenta.
    RADIOS IÓNICOS
  • 14. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
    • Si proporcionamos suficiente energía a un átomo neutro en estado gaseoso, conseguiremos arrancarle un electrón de su nivel externo y obtener un ion positivo o negativo también en estado gas. La energía involucrada en este proceso recibe el nombre de energía de ionización. Un valor elevado de la energía de ionización, que siempre es positiva, indica que el electrón está fuertemente retenido por el átomo.
    NOTA: Cada electrón está sometido a dos fuerzas contrapuestas, la repulsión del resto de los electrones y la atracción del núcleo
  • 15. TIPOS DE ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
    • NÚMERO ATÓMICO.
    • Dentro de un grupo la energía de ionización suele aumentar al disminuir el número atómico. Es decir, aumenta al subir en un grupo.
    • Dentro de un período, la energía de ionización aumenta al aumentar el número atómico. Es decir, aumenta al avanzar en el período.
        • Primera energía de ionización: Energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo neutro.
    • Segunda energía de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón a un catión monopositivo.
    • Tercera energía de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón a un catión dipositivo.
    NOTA: No se incluyen los gases nobles porque tiene energías de ionización superiores al resto de los elementos. En los átomos menores, el e- está más cerca del núcleo y experimenta una mayor atracción por su parte .Al disminuir el radio atómico, aumenta la atracción de los e- por el núcleo y son más difíciles de arrancar.
  • 16. AFINIDAD ELECTRÓNICA.
    • Cuando un átomo neutro en estado gaseoso adquiere un electrón, intercambia energía con el medio y se transforma en un anión, también en estado gas. Es lo que se denomina afinidad electrónica.
    • La afinidad electrónica , al contrario que la energía de ionización que siempre es positiva , puede ser positiva o negativa . Un valor negativo indica que el proceso es exotérmico. En este caso, cuanto menor es la A, el elemento tiene más tendencia a ganar un electrón y desprende más energía.
    • - Dentro de un grupo, la A aumenta al aumentar el número atómico. Cuando aumenta el radio atómico, disminuye la atracción del núcleo por el nuevo e- y por ello la A aumenta.
    • - Dentro de un período, la A aumenta conforme disminuye el número atómico porque al avanzar en un período aumenta la carga nuclear y disminuye el radio atómico.
  • 17. ELECTRONEGATIVIDAD
    • Cuanto mayor sea la energía de ionización de un elemento, menor será su A. La electronegatividad de un elemento es la capacidad de un átomo de éste para atraer electrones de la molécula de la que forma parte
    • - Dentro de un grupo, los átomos más electronegativos son los de menor número atómico.
    • - Dentro de un período, los átomos más electronegativos son los de mayor número atómico.
    ESCALA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD . Fue propuesta en 1939 por el químico americano Linus Pauling. Asignó el valor 4.0 al elemento más electronegativo, el F, y el valor 0.8 al menos electronegativo, el Ce, y determinó el valor de los restantes respecto a ellos. Los gases nobles se excluyen de está lista porque no suelen formar compuestos .
  • 18. PROPIEDADES METÁLICAS.
    • El carácter metálico está relacionado con algunas propiedades químicas ( la energía de ionización , la afinidad electrónica y la electronegatividad , buena conductividad eléctrica y térmica) y con otras físicas tales como el brillo característico, maleabilidad, ductilidad…
    • El carácter metálico de un elemento viene determinado por su configuración electrónica y, principalmente, por dos factores: el número de electrones de valencia y el tamaño del átomo:
    • Cuantos menos electrones de valencia tenga el elemento, mayor será su carácter metálico.
    • Cuanto más grande sea el átomo, mayor será su carácter metálico.
  • 19.
    • Casi todos los elementos de la tabla periódica son metales. La proporción entre metales y no metales es de cinco a uno. En función del carácter metálico, los elementos se clasifican en metales , no metales y semimetales*.
    • -En un mismo período, al desplazarnos hacia la derecha, aumenta el número de e- de valencia y, en consecuencia, disminuye el carácter metálico de los elementos.
    • - En un mismo grupo, aumenta el carácter metálico a medida que nos desplazamos hacia abajo, es decir, a medida que aumenta el período.
    SEMIMETALES. Son un grupo de elementos con características intermedias entre los metales y los no metales. No conducen la electricidad salvo en determinadas condiciones. Esta propiedad, llamada semiconducción, es el fundamento de la microelectrónica .
  • 20. FUENTES
    • VE. Kalipedia.com/ física-química/gráficos.
    • www.hiru.com/es/kimica.html .
    • Bo.kalipedia.com/física-química.
    • Libro Física y química 4º ESO.
    • Libro Física y química 1º bachiller.
  • 21. IMÁGENES TRIDIMENSIONALES DE SUSTANCIAS CLORURO DE SODIO. ENLACE IÓNICO. TÍPICO ENLCE IÓNICO. DIAMANTE. ELLACE COVALENTE.
  • 22. ENLACE METÁLICO ÁTOMOS RODEADOS DE UNA NUBE COMÚN DE ELECTRONES