Power Point sobre la tabla periódica y sus propiedades.

1. TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS
Segundo Medio A
Colegio La Republica
Prof. Carmen Quintro A
2011

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. 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. 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. Tabla Periódica de los elementos
Los elementos se clasifican como metales, metaloides y no metales, como se muestra en
esta tabla periódica.

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. 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. 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. Elementos diatómicos
Los elementos diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e I2

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. La distribución de los electrones en los elementos está estrechamente relacionada con su
posición en la tabla periódica.

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. 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. 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. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.

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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. Tamaño relativo de los átomos
Radios atómicos de los elementos representativos expresados en picómetros.

26. Tendencias periódicas del
tamaño atómico
Tendencias generales del tamaño atómico.

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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. Puntos de fusión de los
elementos

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. Densidad de los
elementos

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.