Historia de la Tabla Periodica Propiedades de la Tabla Periodica

1. 1
TABLA PERIÓDICA

2. 2
Contenidos
1. Breve reseña histórica.
2. La ley periódica y la tabla periódica actual.
Descripción
3. Propiedades periódicas de los elementos:
. * Radio atómico y radio iónico.
* Energía de ionización.
*Afinidad electrónica.
* Electronegatividad

3. 3
Breve reseña histórica
Döbereiner observó que el cloro, el
bromo y el yodo eran similares en
cuanto a su reactividad y este hecho le
permitió agruparlos en una misma
familia: TRÍADAS DE DÖBEREINER.
(1817 – 1829)
En 1864, NEWLANDS anuncia la LEY
DE LAS OCTAVAS estableciendo que
las propiedades de los elementos se
repiten de ocho en ocho. Pero esta ley
no era aplicable mas allá del elemento
calcio.
La Tabla Periódica comenzaba a ser
diseñada ………………

4. 4
1869, Dimitri Mendeleev
Lother Meyer
Cuando los elementos se organizan en
orden creciente de sus masas atómicas,
algunos conjuntos de propiedades se
repiten periódicamente.

5. 5
1869, Dimitri Mendeleev
Científico ruso organizó los elementos en el orden creciente de
sus masas atómicas, encontrando propiedades análogas
cada cierto número de elementos, es decir que las
propiedades se repetían con alguna periodicidad .
Años después, al desentrañarse la estructura de los átomos
se encontró que las propiedades de los elementos son
realmente una función periódica del número atómico, o
sea, del número de protones que posee cada átomo en su
núcleo, lo que a su vez implica la forma como se
distribuyen
sus electrones en los diferentes niveles de energía.
Salvo éste y otros pequeños cambios, la idea primigenia de
Mendeleiev permanece incólume en el tiempo
.Un poco de historia Dimitri Ivanovitch Mendeleiev nació el 1º
de febrero de 1834 en Tobolsk, Siberia, Rusia. Era el
último de lo s diecisiete hijos del director de la escuela
local. Se educó en San Petersburgo, era un hombre
inclinado a la meditación.
La guerra lo obligó a ir a la capital rusa. A los 31 años fue
nombrado profesor en la Universidad de San Petersburgo.
Escribió libros y ensayos relacionados con el concepto de
la periodicidad química. También se dedicó al estudio de
los recursos naturales de Rusia y sus aplicaciones
comerciales, EN ESPECIAL EL PETROLEO.
Falleció en 1907

6. 6
La tabla periódica de Mendeleev
(1871)
— = 44
— = 72— = 68
— = 100

7. 7
Predicciones que se cumplieron

8. 8
EXPERIENCIA DE MOSELEY (1913)
Cuando una placa metálica (anticátodo) es bombardeada con
electrones de muy alta energía, se pueden producir
“huecos” en las capas electrónicas internas de los átomos
de la placa. Cuando estos huecos son rellenados por
electrones de las capas más externas se produce emisión
de Rayos X. Basándose en el átomo de Bohr ( las energías
de las órbitas dependen de la carga del núcleo), las
frecuencias de los rayos X emitidos debían depender de las
cargas de los núcleos de los átomos del anticátodo.
Moseley fue capaz de establecer una correlación entre las
frecuencias de los rayos X y los números equivalentes a las
cargas de los núcleos que correspondían a las posiciones
de los elementos en la tabla periódica de Mendeleev:
ν = a (Z – b)2
ν : frecuencia de los rayos X
Z: número atómico elemento
a y b son constantes.
(-) (+)
Cátodo
Anodo
Rayos X
Anticátodo

9. 9
Espectros de rayos X
 Moseley 1913:
 La emisión de rayos X se
explica en términos de
transiciones en las que los
electrones caen a órbitas
más próximas al núcleo
atómico.
 Las frecuencias de los rayos
X emitidos deberían
depender de las cargas de
los núcleos en los átomos del
blanco.
ν = a (Z – b)2
 Esta relación se utilizó para
predecir tres nuevos
elementos (43, 61, 75) que
fueron descubiertos después.

10. 10
 El descubrimiento del sistema periódico no es fruto de un momento de
inspiración de un individuo, sino que culmina con una serie de desarrollos
científicos.
 1817. Johann Döbereiner estableció la Ley de las Tríadas, que señala que los
pesos atómicos de los elementos de características similares siguen una
progresión aproximadamente aritmética.
 1864-1866. En 1864 Newlands, químico inglés, anunció la Ley de las octavas
utilizando como símil la escala musical: de acuerdo con esta clasificación las
propiedades de los elementos se repiten de ocho en ocho. Pero esta ley no
pudo aplicarse a los elementos más allá del calcio. La clasificación fue por lo
tanto insuficiente, pero la tabla periódica comenzó a ser diseñada.
 1868. D.I. Mendeleiev publicó su primer ensayo sobre el sistema periódico en
función creciente de sus pesos atómicos, cuando se conocían 60 elementos.
 1869. El 17 de febrero de 1869 nace la tabla periódica Moderna de Mendeleiev.
 1870. Ese año se publicó una versión de la tabla periódica ideada por el
químico alemán Lothar Meyer que era muy parecida a la de Mendeleiev, sin
embargo el químico alemán la creó sin conocer el trabajo de Mendeleiev.
 1894. William Ramsay descubrió el argón, no predicho por Mendeleiev.
 1914. Moseley ordenó los elementos de acuerdo con el número atómico.

11. 11
Ley Periódica actual :
LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
QUIMICOS SE REPITEN EN FORMA
PERIODICA CUANDO AQUELLOS SE
ORDENAN SEGÚN SU NÚMERO ATÓMICO
CRECIENTE.

12. 12
La tabla periódicaMetales alcalinos
Alcalinotérreos
Metales de transición
Halógenos
Gases nobles
Lantánidos y actínidos
Grupo principal
Grupo principal

13. 13
DETALLES DE LA TABLA PERIODICA
1s
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2s 2p Ne
3s IIIB IVB VB VIB VIIB VIII B IB IIB 3p Ar
4s 3d 4p Kr
5s 4d 5p Xe
6s 5d 6p Rn
7s 6d
4f
5f

14. 14
CLASIFICACION PERIODICA
 Metales: elementos ubicados a la izquierda de la línea diagonal en
zigzag.
 No metales: elementos ubicados a la derecha de la línea diagonal en
zigzag.
 Metaloides ( o semimetales): elementos adyacentes a la línea
diagonal en zigzag.
 Elementos representativos: se llenan los orbitales ns np (relleno
vertical).
 Elementos de transición: se llenan los orbitales (n-1)d.
 Elementos de transición interna: se llenan los orbitales (n-2)f.
 Metales alcalinos: constituyen el grupo IA (excepto el hidrógeno).
 Metales alcalino-térreos: constituyen el grupo IIA.
 Calcógenos: constituyen el grupo VIA.
 Halógenos: constituyen el grupo VIIA.
 Gases nobles: constituyen el grupo VIII de la tabla.

15. 15
9F : 1s2
2s2
2p5
F: [He] 2s2
2p5
CEE: 2s2
2p5
12Mg: 1s2
2s2
2p6
3s2
Mg: [Ne] 3s2
CEE: 3s2
17Cl :1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Cl: [Ne]3s2
3p5
CEE: 3s2
p5
 ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
e- de valencia = Nº de GRUPO y permiten hacer la notación de
Lewis, respetando siempre los pares originales.
CONFIGURACION ELECTRONICA:

16. 16
La C.E.E de un elemento representativo nos
informa de su grupo, período y Lewis
17Cl : 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
CEE: 3s2
3p5
3 : Número cuántico principal : PERIODO : 3
2+5 = 7 : Nºtotal e-. CEE : GRUPO : VII A
LEWIS: (son 7 puntos) Cl

17. 17
Cuando los orbitales de un subnivel d ó f están completos
y el elemento tiene por lo menos un electrón más en un
subnivel de mayor energía, aquellos electrones d o f no
forman parte de la CEE.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p2
CEE : 6s2
6p2
6 : Número cuántico principal : PERIODO : 6
2+2 = 4 : Nºtotal e-. CEE : GRUPO : IV A
LEWIS:

18. 18
CLASIFICACION PERIODICA
 Metales: elementos ubicados a la izquierda de la línea diagonal en
zigzag.
 No metales: elementos ubicados a la derecha de la línea diagonal en
zigzag.
 Metaloides ( o semimetales): elementos adyacentes a la línea
diagonal en zigzag.
 Elementos representativos: se llenan los orbitales ns np (relleno
vertical).
 Elementos de transición: se llenan los orbitales (n-1)d.
 Elementos de transición interna: se llenan los orbitales (n-2)f.
 Metales alcalinos: constituyen el grupo IA (excepto el hidrógeno).
 Metales alcalino-térreos: constituyen el grupo IIA.
 Calcógenos: constituyen el grupo VIA.
 Halógenos: constituyen el grupo VIIA.
 Gases nobles: constituyen el grupo VIII de la tabla.

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Metales y sus iones
 Metales:
 Buenos conductores del calor y la electricidad.
 Son maleables y dúctiles.
 Sus puntos de fusión tienen valores moderados o altos.
 Tienden a perder electrones para adquirir la configuración
electrónica del gas noble anterior de modo tal que forman
iones positivos denominados CATIONES.

20. 20
Los metales tienden a perder electrones
(para adquirir la C.E.del gas noble
anterior)

21. 21
No metales y sus iones
 No metales:
 No conducen el calor ni la electricidad.
 Son frágiles.
 Muchos son gases a temperatura ambiente
 Tienden a ganar electrones y adquirir la
configuración electrónica del gas noble siguiente
de modo tal que forman iones negativos
denominados ANIONES :

22. 22
Los no metales tienden a ganar electrones
(para adquirir la C.E del gas noble sgte.)

23. 23

24. 24
El tamaño de los átomos y los iones

25. 25
Radios atómicos

26. 26
Apantallamiento y penetración
Zef = Z – S
En = - RH
n2
Zef
2
apantallamiento

27. 27
Radios catiónicos

28. 28
Radios aniónicos

29. 29
Comparación de radios atómicos e
iónicos

30. 30
Energía de ionización: mide la facilidad
con que un átomo pierde un e-.
Mg (g) → Mg+
(g) + e-
I1 = 738 kJ
[Ne] 3s2
→ [Ne] 3s1
+ e-
Mg+
(g) → Mg2+
(g) + e-
I2 = 1451 kJ
[Ne] 3s1
→ [Ne] + e-
I = RH
n2
Zef
2

31. 31
Primera energía de ionización

32. 32
I2 (Mg) vs. I3 (Mg)
7733
1451
I1 (Mg) vs. I1 (Al)
737,7 577,6
I1 (P) vs. I1 (S)
1012 999,6

33. 33
Afinidad electrónica:mide la facilidad con
que un átomo gana un e-.
F(g) + e-
→ F-
(g) AE = -328 kJ
F(1s2
2s2
2p5
) + e-
→ F-
(1s2
2s2
2p6
)
Li(g) + e-
→ Li-
(g) AE = -59,6 kJ
Li(1s2
2s1
) + e-
→ F-
(1s2
2s2
)

34. 34
Afinidades electrónicas de los
elementos de los grupos principales

35. 35
Afinidades electrónicas de un
segundo electrón
O(g) + e-
→ O-
(g) AE = -141 kJ
O (1s2
2s2
2p4
) + e-
→ O-
(1s2
2s2
2p5
)
O-
(g) + e-
→ O2-
(g) AE = +744 kJ
O-
(1s2
2s2
2p5
) + e-
→ O2-
(1s2
2s2
2p6
)

36. 36
Propiedades magnéticas
 Átomos o iones diamagnéticos:
 Todos los electrones están apareados.
 Una especie diamagnética es débilmente repelida por un
campo magnético.
 Átomos o iones paramagnéticos:
 Tienen electrones desapareados.
 Los electrones desapareados inducen un campo
magnético que hace que el átomo o ion sea atraído por un
campo magnético externo.

37. 37
Paramagnetismo

38. 38
ELECTRONEGATIVIDAD: capacidad de
un átomo para competir por los electrones
con otros átomos a los que está unido
 Es un concepto teórico basado en el hecho de que cuando se
unen dos átomos distintos para formar un enlace (suponiendo
que esta unión puede representarse por un par de electrones) el
par es atraído con más fuerza hacia uno de tales átomos.
 Se asigna un valor de referencia (4,0 para el flúor en la escala
de Pauling) y se construye una escala relativa para el resto de
los átomos.
 Si los átomos del enlace son del mismo elemento, el par se
comparte igualmente por los dos ya que la diferencia de
electronegatividades es cero.
 Si bien la electronegatividad es una propiedad molecular y no
atómica, se observa una variación periódica similar a la energía
de ionización o la afinidad electrónica.

39. 39
En la determinación del tipo de enlace químico
entre dos átomos, se obtiene una mejor
correlación con lo experimental si en vez de
usar la diferencia directa de
electronegatividades (EN), se calcula la
Diferencia de electronegatividades corregida:
∆χ=
(EN EN
EN EN
2 1
2 1
−
+
)
( )

40. 40
Propiedades periódicas de los elementos