TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS.pptx

QUÍMICA
MEGAVERANO UNI 2022 Prof. David Edgardo Cadillo Varillas

• Docente con estudios en la especialidad de
QUÍMICA en la facultad de CIENCIAS de la
Universidad Nacional de Ingeniería. Con 35 años
de experiencia en la enseñanza preuniversitaria y
10 años en capacitaciones a docentes y asesorías
en la educación superior.
• Persona proactiva con motivaciones a seguir
avanzando y aportando a la educación.
Prof. DAVID EDGARDO CADILLO VARILLAS
MEGAVERANO UNI 2022 Prof. David Edgardo Cadillo Varillas

Prof. David Edgardo Cadillo Varillas
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1. INTRODUCCIÓN
Luego de establecida la diferencia entre los conceptos de SUSTANCIA QUÍMICA,
SUSTANCIA SIMPLE, SUSTANCIA COMPUESTA Y MEZCLA, han habido muchos intentos
de ordenar a los elementos químicos según una LEY NATURAL DE CLASIFICACIÓN. Las
más notorias y trascendentes fueron:
1. DALTÓN
2. BERZELIUS
3. PROUT
4. DÖBEREINER
5. NEWLANDS
6. MEYER
7. MENDELEIEV
8. MOSELEY
https://www.youtube.com/watch?v=3DL_XQ38UI0 BREVE HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

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2. LEY PERIÓDICA ACTUAL
Las propiedades de los elementos químicos, son función periódica de sus
número atómico
MOSELEY Y EL NÚMERO ATÓMICO (Z)
Experimentalmente descubrió la relación entre la longitud de onda de los rayos X emitidos por los átomos
de cada elemento químico, con un valor que caracterizaba a cada uno de ellos. Este valor fue llamado
número atómico y se constituyo en el número de orden de cada elemento.

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IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1
2
3
4
5
6
7
6
7

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3. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
• La tabla periódica actual es el ordenamiento de los elementos en función a la LEY
PERIÓDICA ACTUAL.
• En ella se define la presencia de las filas horizontales denominados PERIODOS y las
columnas verticales llamados GRUPOS o FAMILIAS.
A. PERIODOS
- Son las siete (7) filas horizontales, donde cada una denota el máximo nivel de
energía correspondiente a la configuración electrónica de sus átomos.
- Las propiedades físicas y químicas de los elementos contenidos en cada periodo, son
diferentes.
EJEMPLO:

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B. GRUPOS O FAMILIAS
- Según la forma tradicional son 16 grupos
Del IA al VIIA y
Del IB al VIIIB
- Según IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) son 18 grupos, del 1
al 18. Cada columna es un grupo
- Los elementos contenidos en cada grupo o familia se caracterizan por:
o Tener propiedades químicas similares
o Sus configuraciones electrónicas son similares
EJEMPLO:

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• OBSERVACIÓN: El hidrógeno es un elemento que pertenece al grupo IA,
pero ¡NO es un metal ALCALINO

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4. RELACIÓN ENTRE LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL Y AL CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
FINAL DEL ÁTOMO NEUTRO

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La configuración electrónica de un átomo neutro nos permite ubicar a un elemento
en la tabla periódica actual, identificando el tipo de subnivel y relacionándolo con el
bloque correspondiente en la tabla periódica actual.
i) ELEMENTOS REPRESENTATIVOS (Grupos A)
Su configuración electrónica culmina en el subnivel tipo “s” o tipo “p”.
# GRUPO A = # Electrones en el máximo nivel
PERIODO = Número del máximo nivel
GRUPO
5. UBICACIÓN DE UN ELEMENTO EN LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

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ii) ELEMENTOS NO-REPRESENTATIVOS (Grupos B)
Su configuración electrónica culmina en el subnivel tipo “f” o tipo “s” y “d”.
• Si la configuración electrónica culmina en subnivel tipo “f”. = GRUPO IIIB
• Si la configuración electrónica culmina en subnivel “d”
# GRUPO B = # electrones en + # electrones en
el subnivel “s” el subnivel “d”
3 4 5 ……… 8 9 10 11 12
IIIB IVB VB VIIIB IB IIB

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Otras formas de la tabla periódica, respetando que el número atómico
gobierna dicho ordenamiento

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Se hace notorio que la variación de los valores de los radios atómicos* guardan una mayor regularidad en
los elementos representativos (GRUPOS A)
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Disminuye
* Tabla con los valores de radio atómico en picómetros.
Aumenta
ELEMENTO
* Menor Radio atómico: Helio
(He)
* Mayor Radio atómico: Cesio
(Cs)

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Z* = Z – σ
EXPLICACIÓN:
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*)
Es la carga eléctrica relativa y real, que mantiene unido a cada uno de los electrones externos al núcleo atómico .
Su valor depende de:
- Carga nuclear o número atómico (Z); que equivale al número de protones
- Constante de apantallamiento o efecto pantalla (σ); que depende de los electrones de las capas o niveles
interiores del átomo, pues es como si estos electrones estuvieran cubriendo parcialmente al núcleo atómico y
su carga eléctrica positiva debido a los protones contenidos en él.

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RADIO IÓNICO
Es el radio correspondiente a los átomos dotados de carga eléctrica, y dependerán del
tipo de ión y del valor de carga eléctrica que poseen.
Se cumple:
R.I > R.A > R.I
(Anión) Átomo (Catión)
Neutro
A mayor carga del catión,
menor será su radio
• Caso de los iones de un mismo elemento
Átomo Catión
Neutro monovalente
Na°
(186 pm)
Na
+
(95 pm)
Átomo Anión
Neutro monovalente
F°
(64 pm) F-
(136 pm)
A mayor carga del anión,
mayor será su radio

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• Caso de las especies atómicas isoelectrónicas
ESPECIE 12Mg2+
9F1-
13Al3+
7N3-
z 12 9 13 7
#electrones 10 10 10 10
13Al3+ < 12Mg2+ < 9F- < 7N3-
Como vemos, el mayor valor de la carga nuclear efectiva del aluminio (Z=13), atrae a los electrones
con mayor intensidad y así el tamaño de la especie atómica será menor.

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ELEMENTO T. Fusión (°C) ΔH.atomización
(KJ/mol)
Densidad
(g/mL)
Li 180 162 0,53
Na 98 108 0.97
K 64 90 0,86
Rb 39 82 1,53
Cs 29 78 1,87
●Relación entre los radios del catión (r+) y el anión (r-), con el
número de aniones unidos al catión (número de coordinación), el
tipo de geometría del cristal y ejemplos más comunes
●Relación entre el tamaño del átomo, su densidad y su temperatura de fusión

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SULFURO DE ZINC FLUORITA
(ZnS) (CaF2)
RUTILO (TiO2)
Cúbico simple (CS)
Cúbico de cuerpo
centrado (BCC)
Cúbico de cara
centrada (FCC))

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2. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Es el mínimo valor de energía que se debe aplicar al átomo de un elemento en
estado gaseoso y en estado basal, con la finalidad de arrancarle su electrón más
alejado (1ra energía de ionización).
Ne⁰(g) 2080 KJ/mol Ne+
(g) + 1e-
Podremos observar que en el proceso de extracción del electrón más externo del
átomo, ocurrirá el incremento de su carga nuclear efectiva (Z*), con ello la atracción
efectiva del núcleo hacia los electrones será más intensa y el tamaño del átomo será
menor, con lo cual extraer el siguiente electrón será más difícil.
+ 1ra E.I

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Cuanto menor sea el Mayor será el valor de
radio atómico su energía de ionización
Ejemplo:
En el átomo de nitrógeno
N° N+ N2+ N3+
En KJ/mol 1400 2860 4580
1ra E.I 2da E.I 3ra E.I
CONCLUSIÓN:
1ra Energía de ionización: No + 1ra E.I N1+ + 1e
2da Energía de ionización: N1+ + 2da E.I N2+ + 1e
3ra Energía de ionización: N2+ + 3ra E.I N3+ + 1e

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Veamos los valores de las 1ra E.I de los átomos en relación con sus números atómicos

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Observando los valores de la 1ra E.I de los átomos en la tabla periódica
actual, podemos concluir que manifiestan la siguiente variación promedio
Aumenta
D
i
s
m
i
n
u
y
e
*Debemos señalar la anomalía que existe en la variación de la 1ra Energía de
Ionización, en dos casos importantes entre los elementos de algunos grupos
representativos IIA – IIIA y VA - VIA

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CASO 1. IIA-IIIA
La estabilidad que a un átomo del grupo IIA le otorga, el hecho que su
configuración electrónica finaliza en ns2, permite comprender que para los
átomos de los elementos del grupo IIIA, cuya configuración electrónica final
es de la forma ns2np1, la pérdida del electrón más alejado (contenido en
np1) amerite utilizar una notoria disminución en el valor de la 1ra energía
de ionización.
CASO 2. VA-VIA
Los elementos del grupo VA culminan su configuración electrónica en ns2 np3.
Tienen sus tres orbitales tipo p, semillenos y la repulsión entre ellos los aleja
en mayor medida generando un sistema con cierta estabilidad.
En los átomos de los elementos del grupo VIA, cuya configuración electrónica
finaliza en ns2np4, tendrán, evidentemente un orbital lleno, esto provoca que
los otros dos orbitales «p» semillenos, se encuentren más cerca entre sí ,
disminuyendo la estabilidad del sistema atómico.
Por esta razón, entre los elementos del podremos observar una muy singular
disminución en el valor de la 1ra energía de ionización.

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Los electrones más alejados de un átomo metálico pueden ser arrancados
(emitidos) cuando la superficie metálica es irradiada con una luz monocromática de
cierta frecuencia, de tal modo que la energía de la luz incidente logre vencer la
atracción del núcleo del átomo metálico sobre sus electrones; que siendo un metal
sus electrones estarán afectados de la influencia de los demás núcleos atómicos.
APLICACIÓN

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3. AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD
Está definida como la energía involucrada en el proceso por el cual un
átomo o un ion atómico, en estado gaseoso, logra retener un electrón
administrado externamente.
Caso de un proceso endotérmico (A.E > 0)
Neo
(g) + 1e + 29 kJ/mol Ne1-
(g)
e-
+ 1ra A.E
Neo
(g) Ne1-
(g)

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Caso de un proceso exotérmico (A.E < 0)
Clo
(g) + 1e Cl1-
(g) + 349 kJ/mol
e-
+ 1ra A.E
* La primera afinidad electrónica (1ra A.E) de los átomos, como podemos
notar, puede tomar valores positivos (proceso endotérmico) o negativos
(proceso exotérmico); pero, los valores de la 2da, 3era,…y los demás
valores de afinidad electrónica (A.E) siempre tomarán valores
positivos, pues se tratará de proceso endotérmicos.
Clo
(g) Cl1-
(g)

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ELEMENTO Mayor valor de A.E: es el CLORO
VARIACIÓN PROMEDIO DE
LA 1RA AFINIDAD ELECTRÓNICA .VS. NÚMERO ATÓMICO

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• La 1ra afinidad electrónica puede
tomar valores positivos o negativos
• Existe una notoria irregularidad
en los valores mostrados para la 1ra
afinidad electrónica
• De manera práctica se suele
expresar la variación promedio de la
1ra A.E. tal como se muestra.
RESPECTO A LOS VALORES DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA
Aumenta
D
I
S
m
I
n
u
y
e

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4. ELECTRONEGATIVIDAD
A B
El átomo B es más electronegativo que el átomo A
A B
• En la formación del enlace químico, el átomo B, manifiesta una mayor
tendencia para atraer a los electrones de valencia del átomo A.
• Por ello cuando se logra establecer el enlace químico entre los átomos A y
B, podremos expresar:

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• Esta propiedad fue propuesta por primera vez por el químico Linus
Pauling en 1932.
• Nos expresa la fuerza relativa de los átomos hacia los electrones del
enlace químico formado con otro átomo.
• Tiene unidades de energía, pero de manera práctica se emplean valores
relativos(de comparación).
• Estableció una primera escala de valores donde el mayor valor se le
atribuyó al flúor (4,0) y el menor valor al cesio (0,7).

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Aumenta
D
I
S
m
I
n
u
y
e
VARIACIÓN DE LOS VALORES DE LA ELECTRONEGATIVIDAD EN LA TABLA
PERIÓDICA ACTUAL

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Entonces:
ELEMENTO Electronegatividad En sus enlaces
químicos tienden a
Químicamente
METAL Valores bajos Perder e- Se OXIDAN
NO-METAL Valores altos Ganar e- Se REDUCEN
TABLA DE VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD*
• El valor de esta propiedad admite ser cuantificado por varios métodos. Según
Linus Pauling es un valor adimensional, pero según Mulliken-Jaffe, se determina
como el promedio simple entre la Energía de Ionización y la Afinidad Electrónica, y
por ello poseerá valores de energía.
• *La mayor utilidad de este concepto estriba en los alcances de la interpretación
del enlace químico, pudiendo establecerse los conceptos de hibridación,
resonancia, enlaces múltiples y los tipos de enlace

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CARÁCTER METÁLICO
Químicamente el comportamiento metálico de los elementos químicos, como la
tendencia a ceder electrones durante la formación de los enlaces químicos, resulta
práctico asociarlos a los valores de electronegatividad.
Disminuye

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ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE ENLACE IÓNICO
APOLAR POLAR
Compartición equitativa de Compartición no-equitativa Transferencia de
los electrones de valencia los electrones del enlace electrones
Diferencia de
electronegatividad
RELACIÓN ENTRE EL TIPO DE ENLACE QUÍMICO Y LA DIFERENCIA DE
ELECTRONEGATIVIDADES ENTRE LOS ÁTOMOS UNIDOS
0 ≤ ΔEN ≤ 0,4 0,5 ≤ ΔEN < 1,7 ΔEN ≥ 1,7

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