1. Estructura del Sistema Periódico
Propiedades periódicas

2. Breve historia
 En 1860 los científicos ya habían descubierto
más de 60 elementos diferentes y habían
determinado su masa atómica.
 Surgió la necesidad de clasificarlos para
facilitar su estudio.
 Se observó que algunos elementos
presentaban propiedades semejantes lo que
indujo a buscar una ley de clasificación.

3. 1829 triadas de Döbereiner
 Sistema de clasificación Elementos Masas
de elementos en el que atómicas
éstos se agrupaban en Litio 6,94
grupos de tres Sodio 23,00
denominados triadas. La Potasio 39,10
propiedades químicas de Calcio 137,37
los elementos de una
Estroncio 97,63
triada eran similares y
Bario 40,07
sus propiedades físicas
variaban de manera Azufre 32,06
ordenada con su masa Selenio 79,20
atómica Teluro 127,50

4. 1864 Ley de las octavas de Newlands
 Al clasificar los elementos en orden creciente
a su masa atómica, después de siete
elementos se repetían las propiedades del
primero

5. 1869 Tabla periódica de D.Mendeleiev y
L.Meyer
 Ordenan los elementos en orden creciente a su masa
atómica agrupando en una columna todos los elementos
con propiedades semejantes.
 Este sistema permitió predecir con bastante exactitud
las propiedades de elementos no descubiertos hasta el
momento.
Esta tabla demuestra la
existencia de un orden
en los elementos, pero
presentaba problemas al
colocar algunos de ellos

6. Sistema periódico actual
 Establece el Número
atómico como criterio de
orden: Los elementos
quedan ordenadas
distribuidos en:
 7 filas horizontales
o periodos
 18 columnas o
grupos
Dimitri Mendeleiev

7. Sistema periódico

8. Períodos
 Los electrones de valencia de los elementos
de un período se encuentran en el mismo
nivel energético
 Cada periodo está formado por diferente
número de elementos

9. Grupos Gases nobles
ns2np6
Elementos “s” Elementos “p”
 Los elementos de un ns1 ; ns2
ns2 npx
mismo grupo presentan
Elementos “d”
propiedades químicas ns2 (n-1) dx
semejantes
 Los elementos de un
mismo grupo tienen la
misma estructura de
sus electrones de
valencia. Elementos “f”

10. Carga nuclear efectiva
 Los electrones que se encuentran más cercanos al
núcleo ejercen un efecto de apantallamiento de la
carga positiva del núcleo; por esta causa, los
electrones más externos son atraídos por el núcleo
con una fuerza menor, la carga neta que afecta a un
electrón se denomina carga nuclear efectiva
Z* = Z – a
Z*: Carga nuclear efectiva
a = Constante de apantallamiento ( depende del
número de electrones internos y del tipo de orbital
en que se encuentren)
Z : Carga nuclear

11. La repulsión entre los
electrones, disminuye la
atracción del núcleo:
apantallamiento
A lo largo de un periodo aumenta la carga nuclear efectiva ya que
aumenta la carga nuclear (Z) y es despreciable la variación del efecto
pantalla (a)
A lo largo de un grupo la variación de la carga nuclear y el efecto de
apantallamiento son similares, por tanto la carga nuclear efectiva no
cambia

12. Propiedades Periódicas
 Radio atómico
Se define como la mitad de la
distancia entre los centros de
dos átomos contiguos en una
molécula o un cristal
Aumentan al descender en un
grupo
La carga nuclear efectiva no cambia y
aumenta el número de niveles: el electrón
externo está más lejos y menos retenido
Disminuyen al avanzar en un
periodo
Aumenta la carga nuclear efectiva y no
varía el número de niveles electrónicos: el
electrón está más retenido y la distancia
disminuye

13. Radio iónico
 Los cationes son de menor tamaño que los átomos
neutros: El electrón está sometido a una atracción
mayor
 Los aniones son de mayor tamaño que los átomos
neutros: aumenta el apantallamiento sobre el electrón
externo

14. Iones isoelectrónicos
El radio disminuye a medida que aumenta la
carga nuclear:
O2-> F- > Ne > Na+ > Mg2+

15. Energía de ionización
1er Potencial de ionización:
 Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase
gaseosa en su estado fundamental según el proceso:
M(g)  M+ (g) + 1 e-
Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción
endotérmica.
2º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un e- de un ión monoatómico en fase
gaseosa, según el proceso:
M+ (g)  M2+ (g) + 1 e-
Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el
átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil
eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de
iones positivos.
Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento
crecen muy deprisa, ya que aumenta la carga positiva y hay menos
cargas negativas que le repelan.

16. Disminuye a medida que descendemos en un grupo: Al
aumentar el tamaño del átomo el electrón está menos
retenido.
 En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número
atómico. Aumenta la carga nuclear efectiva y disminuye el
radio atómico, se incrementa la atracción nuclear y la
energía de ionización sea cada vez mayor.

17. Afinidad electrónica
 Energía desprendida en un proceso en el
que un determinado átomo neutro gaseoso
en estado fundamental, capta un electrón,
según el proceso:
A (g) + 1 e-  A- (g)

18. La variación de afinidad electrónica dentro del sistema
periódico es similar a la variación del potencial de
ionización:
 Aumenta en los elementos de un periodo
 Disminuye al descender en un grupo
 A partir de estas dos propiedades se puede analizar la
tendencia de un átomo neutro a coger electrones
 A mayor potencial de ionización y afinidad
electrónica mayor es la apetencia electrónica
(electronegatividad) de la especie.
Los elementos con las afinidades electrónicas más altas
son los situados cerca del oxígeno, el flúor y el cloro.

19. Electronegatividad
 La electronegatividad de un elemento es la capacidad
que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia
sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto.
χM= ½ (I+Ae)