Tabla periódica

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Power Point sobre la tabla periódica y sus propiedades.

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Tabla periódica

  1. 1. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Segundo Medio A Colegio La Republica Prof. Carmen Quintro A 2011
  2. 2. La tabla periódica de los elementos  En ella, los elementos se encuentran organizados de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas. Históricamente, numerosas personas han hecho esfuerzos. A finales del Siglo XIX:  Dobereiner: “triadas”: Ca,Sr,Ba; Li, Na, K.  Newlands: similaridad entre cada octavo elemento.  Mendeleev (1870): organizó los elementos de acuerdo a su masa atómica. Elementos similares se organizaron juntos en un “grupo”. ..
  3. 3. Mendeleev  Padre de la tabla periódica.  Ley periódica: las propiedades, tanto físicas como químicas, de los elementos varían periódicamente al aumentar la masa atómica.  Una excepción fue la ubicación de Te (M = 127.6) antes del I (M=126.9) porque las propiedades de Te eran similares a las de Se y S, en tanto que I se asemeja a Cl y Br.  Dejó algunos huecos en la tabla, prediciendo la existencia de elementos que aún no habían sido descubiertos. Más aún, predijo incluso las propiedades de estos nuevos elementos.
  4. 4. Elementos  La Tabla Periódica consta de 115 elementos conocidos.  Cada año se añaden nuevos elementos.  Elementos: que no se pueden descomponer en sustancias más simples.  Compuesto: combinación de dos o más elementos.  Existen 92 elementos de forma natural.  23 elementos han sido sintetizados.  Cada elemento posee un símbolo único propio.  Un símbolo es una combinación de 1 ó 2 letras.
  5. 5. Tabla Periódica de los elementos Los elementos se clasifican como metales, metaloides y no metales, como se muestra en esta tabla periódica.
  6. 6. Clasificación de los elementos, según características estructurales y eléctricas.  Metales  Se ubican a la izquierda o debajo de la línea diagonal escalonada gruesa de la tabla periódica.  Lustre metálico brillante, reaccionan con los no metales, conductores.  No-metales  Se ubican a la derecha o sobre la línea diagonal escalonada gruesa de la tabla periódica.  Se combinan entre sí y con metales.  No son conductores.
  7. 7. Metaloides  Se sitúan a lo largo de la línea diagonal escalonada gruesa de la tabla periódica.  Tienen propiedades intermedias entre los metales y no metales (semiconductores).
  8. 8. Propiedades físicas  Conductividad.  Facilidad para transmitir calor o electricidad.  Los metales son buenos conductores.  Los no metales son malos conductores.  Metaloides son semiconductores, se utilizan en circuitos eléctricos.  Lustre-habilidad de reflejar la luz.  Maleabilidad, se puede martillar y laminar.  Ductilidad, se pueden estirar para formar alambres.  Los metales tienen lustre, muchos son maleables y dúctiles.  Los no metales son opacos y frágiles.
  9. 9. Elementos diatómicos Los elementos diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2
  10. 10. Clasificación de los elementos, según su estructura electrónica.  Elementos representativos: Corresponden a los elementos cuyas configuraciones externas van desde ns1 hasta ns2np5. Se excluyen He y los metales Zn, Cd y Hg. Son representativos los elementos de los grupos I A hasta el VII A.  Gases nobles: Sus configuraciones externas son 1s2 para el He y ns2np6 para todos los otros gases nobles. Estos elementos, todos gaseosos, son también conocidos como gases inertes y se les enumera como grupo 0, VIII A o 18.  Elementos de transición: Son aquellos en los que se llenan los orbitales d y f. Se subdividen a su vez en dos categorías: - Elem. de transición: ültimo e- entra en los orbitales d. - Elem. de transición interna: ültimo e- entra en los orbitales f. Entre ellos están los lantánidos y los actínidos.
  11. 11. La distribución de los electrones en los elementos está estrechamente relacionada con su posición en la tabla periódica.
  12. 12. Las configuraciones electrónicas pueden ser determinadas a partir de la posición en la tabla periódica:  Elementos en el grupo 1(1A) terminan en ns1 .  Elementos en el grupo 2 (2A) terminan en ns2  Elementos en el grupo 13 (3A) terminan en ns2 np1  Elementos en el grupo 14 (4A) terminan en ns2 np2  Elementos en el grupo 15 (5A) terminan en ns2 np3  Elementos en el grupo 16 (6A) terminan en ns2 np4  Elementos en el grupo 17 (7A) terminan en ns2 np5  Elementos en el grupo 18 (8A) terminan en ns2 np6
  13. 13. El orden de ocupación de los subniveles electrónicos está relacionado con la tabla periódica. Comienza por la parte superior de la tabla periódica y sigue las flechas para desplazarte a la derecha y hacia debajo de la tabla, a lo largo de periodos consecutivos, del periodo 1 hasta el periodo 7.
  14. 14. En este diagrama se muestra el orden regular de ocupación de los niveles electrónicos de los átomos. Léelo en el orden normal de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, como la tabla periódica: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,…
  15. 15. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.
  16. 16. Elementos de transición  Existen múltiples excepciones:  Grupo 5: ns2 (n-1)d3 V, Ta, Db  Nb es 5s1 4d4  Grupo 9: ns2 (n-1)d7 Co, Ir, Mt  Rh es 5s1 4d8
  17. 17. Periodicidad  Meyer (1870): organizó los elementos de acuerdo a sus propiedades físicas.  Los elementos cambiaban gradualmente de propiedades en una fila o periodo.  Moseley (1930): organizó los átomos de acuerdo a su número atómico (carga nuclear). Encontró una correlación directa entre la raíz cuadrada de la energía del rayo x y la carga nuclear (número atómico). La carga nuclear aumenta por unidad para cada elemento.
  18. 18. Seaborg ubicó los actínidos bajo los lantánidos  Los elementos de transición interna se encuentran entre los elementos del grupo IIA y los elementos de transición.  Los lantánidos (La-Lu) están entre Ba y Tl.  Los actínidos (Ac-Lr) se hayan entre Ra y Rf.  Estos elementos en ocasiones se ubican debajo del resto de la tabla para ahorrar espacio.  La disposición de Seaborg permitió predecir las propiedades de los recientemente descubiertos actínidos, en base a las propiedades de los lantánidos.
  19. 19. Periodos de elementos  Un periodo de elementos es una fila horizontal de la tabla periódica.  Las propiedades de los elementos varían a medida que se avanza de izquierda a derecha a través de los periodos.  A la izquierda, la tabla periódica comienza con metales brillantes y reactivos, seguidos de sólidos opacos y no metales reactivos. Cada periodo termina en un gas noble incoloro.
  20. 20. Electrones de valencia  El primer elemento de cada periodo comienza con un electrón de valencia. El número de electrones se incrementa a medida que se avanza de izquierda a derecha por cada periodo.  Los cambios periódicos en las propiedades de los elementos coinciden con su ubicación en la tabla periódica.
  21. 21. Grupos y familias  Las columnas verticales de elementos de la tabla periódica se llaman grupos o familias de elementos.  Los elementos del mismo grupo o familia poseen propiedades químicas similares.  Los elementos representativos son aquellos en los primeros dos grupos y los últimos seis grupos en la tabla periódica. Estos grupos se denominan 1, 2,13-18 o elementos del grupo A.
  22. 22. Tendencias periódicas de las propiedades de los elementos  Varias propiedades elementales cambian de forma bastante gradual a lo largo de un periodo o al descender por un grupo.  Estas propiedades incluyen:  Radios atómico e iónico.  Energía de ionización.  Puntos de fusión y ebullición.  Densidad y conductividad.
  23. 23. Tamaño atómico de los elementos  El tamaño atómico se basa en una distancia media entre los electrones externos y el núcleo.  Una medida del tamaño atómico es el radio atómico (RA).  El RA de un elemento dado varia de substancia a substancia.  El RA disminuye a medida que se avanza de izquierda a derecha a través de un periodo.  El RA se incrementa al descender por un grupo.
  24. 24. Tendencias del radio atómico El tamaño atómico es una propiedad periódica, como indica la gráfica que muestra el radio atómico en función del número atómico de los elementos de los periodos 2, 3, 4 y 5. (No se incluye el tamaño de los metales de transición).
  25. 25. Tamaño relativo de los átomos Radios atómicos de los elementos representativos expresados en picómetros.
  26. 26. Tendencias periódicas del tamaño atómico Tendencias generales del tamaño atómico.
  27. 27. Tamaño iónico  Cuando se forman aniones, se ganan electrones y se incrementa el radio.  Cuando se forman cationes, se pierden electrones y disminuye el radio.  Los radios iónicos disminuyen al descender por un grupo.  Avanzando de izquierda a derecha a través de un periodo, el radio iónico disminuye para los cationes, aumenta para los aniones y luego disminuye.
  28. 28. Radio iónico de átomos e iones isoelectrónicos  Cuando el cloro forma un anión al sumar un electrón, posee la misma configuración de electrones que el gas noble, argón [Ar]. El radio de un ión cloruro es mayor que el átomo de cloro. Es también mayor que el átomo de argón.  Cuando el potasio forma un catión al perder un electrón, también posee la misma configuración de electrones que el argón, aunque el radio del catión de potasio es menor que el átomo de potasio. Es también menor que el átomo de argón.  Para los iones isoelectrónicos, el radio disminuye a medida que la carga nuclear se incrementa.
  29. 29. Comparando el tamaño de átomos e iones El radio de un ión metálico es de aproximadamente la mitad del radio del átomo metálico correspondiente. El radio de un ión no metálico es de aproximadamente el doble del radio del átomo no metálico correspondiente.
  30. 30. Energía de ionización  Energía de ionización (EI)  Es la cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal.  Na + EI Na+ + e-  La EI se incrementa (irregularmente) al avanzar de izquierda a derecha a través de un período.  La EI disminuye (irregularmente) al descender por un grupo.
  31. 31. Tendencia de la energía de ionización La variación de la energía de ionización es una propiedad periódica. Las primeras energías de ionización se indican aquí en kilojoules por mol.
  32. 32. Tendencias periódicas de la energía de ionización La energía de ionización de los elementos de un periodo aumenta con el número atómico. Dentro de un mismo grupo, la energía de ionización disminuye conforme el número atómico aumenta.
  33. 33. Puntos de fusión y ebullición  Las tendencias en los puntos de fusión y ebullición pueden ser usadas como una medida de las fuerzas de atracción entre átomos o moléculas.  Dentro de los halógenos (grupo 17 ó VIIA) los puntos de fusión y ebullición se incrementan por lo que a temperatura ambiente, el flúor y cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido a medida que se desciende por este grupo periódico.  Esto indica que las fuerzas intramoleculares se vuelven más fuertes al descender por el grupo.
  34. 34. Tendencias de los puntos de fusión y ebullición  En el grupo IA, hay una disminución de los puntos de fusión y ebullición al descender por el grupo.  Esto se debe a un debilitamiento de los enlaces metálicos.
  35. 35. Tendencias del punto de fusión por periodo  En el segundo periodo, los puntos de fusión se incrementan a medida que se avanza de izquierda a derecha a lo largo del periodo para los primeros cuatro elementos.  Los puntos de fusión luego disminuyen drásticamente para el nitrógeno, el oxígeno y el flúor, todos ellos moléculas diatómicas.  El punto de fusión más bajo es el del neón, que es monoatómico.
  36. 36. Tendencias del punto de fusión por periodo  Al moverse de izquierda a derecha a través de un periodo, los puntos de fusión se incrementan a medida que las fuerzas de atracción cambian desde enlaces metálicos con electrones libres, a sólidos como el carbono y el silicio, donde los electrones están sujetos en una red compleja.  Después, los puntos de fusión descienden bruscamente en los no metales, que tienen fuerzas de atracción muy débiles.
  37. 37. Puntos de fusión de los elementos
  38. 38. Tendencias de la densidad  La densidad de los elementos se incrementa en un grupo a medida que el número atómico aumenta.  En un mismo periodo de elementos, la densidad aumenta primero y luego disminuye.  Los elementos con mayor densidad se encuentran al centro del periodo 6.
  39. 39. Densidad de los elementos
  40. 40. Tendencias en conductividad  Todos los metales son buenos conductores tanto de la electricidad como del calor.  Los mejores conductores son (en este orden): Ag > Cu > Au > Al > Ca > Na > Mg  Los no metales no son conductores.

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