La periodicidad química describe las propiedades periódicas de los elementos. Los científicos inicialmente clasificaron los elementos en grupos con propiedades similares. Mendeléyev organizó los elementos en una tabla periódica basada en sus pesos atómicos y propiedades, predijo nuevos elementos, y estableció la ley periódica. La tabla periódica actual distribuye los elementos en períodos y grupos, mostrando cómo se repiten sus propiedades.

1. Periodicidad química
Presentación por : Vences Rojas jesse Yulian

2. Periodicidad Química
 Es la determinación de las propiedades y la
clasificación de los elementos ha sido unos de los
logros más importantes de la química. La
periodicidad se describe como una propiedad de los
elementos químicos. Indica que los elementos que
pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla
periódica que tienen propiedades muy similares

3. CLASIFICACIONES PERIÓDICAS
INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los
elementos de alguna manera
que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello
se tomaron como base las similitudes químicas
y físicas de los elementos. Estos son algunos de los
científicos que consolidaron la actual ley periódica

4. Johann Wolfgang Döbereiner Hizo la clasificación de tres elementos
con propiedades químicas similares
llamadas triadas.
John Alexander Reina
Newlands
Organizo los elementos en grupos de 8
en orden ascendente de sus pesos
atómicos y encontró que en cada
octavo elemento existía una repetición
o similitud entre las propiedades
químicas de algunos de ellos.
Dmitri Mendeléyev Clasifico los elementos en orden
ascendente de los pesos atómicos.
Estos se distribuyen en ocho grupos, de
tal manera que aquellos de propiedades
similares quedaban ubicados en el
mismo grupo.

5. Clasificación de la tabla periódica
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y
se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades
similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o
familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como
grupos A y grupos B .Los elementos de los grupos A se conocen como elementos
representativos y los de los grupos B como elementos de transición
. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla
periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida

6. Modelos atómicos
Modelo de Dalton: es el primer modelo atómico, según el cual se postula que:
 La materia está formada por partículas indivisibles, indestructibles y extremadamente
pequeñas llamadas átomos
 Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (igual masa y propiedades)
 Los átomos de elementos distintos tienen diferente masa y propiedades
 Los compuestos están formados por la unión de átomos en proporciones constantes y
simples

7. Modelo de Thomson: Este postula que
 El átomo está formado por electrones de carga negativa incrustados en una
esfera de carga positiva como en un "pudin de pasas".
 Dichos electrones están repartidos de manera uniforme en todo el átomo
 El átomo es neutro de manera que las cargas negativas de los electrones se
compensan con la carga positiva

8. Modelo Atómico de Rutherford: Este postula que:
 El átomo está formado por dos regiones: una corteza y un núcleo
 En la corteza del átomo se encuentran los electrones girando a gran velocidad
alrededor del núcleo
 El núcleo es una región pequeña que se encuentra en el centro del átomo que
posee la carga positiva
 El núcleo posee la práctica totalidad de la masa del átomo

9. Modelo Atómico de Bohr (1913) postula que:
 1. Los electrones describen órbitas circulares estables alrededor del núcleo
del átomo sin radiar energía.
 2. Los electrones solo se pueden encontrar en ciertas órbitas (no todas las
órbitas están permitidas). La distancia de la órbita al núcleo se determina
según el número cuántico
 . Los electrones solo emiten o absorben energía en los saltos entre órbitas. En
dichos saltos se emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de
energía entre ambos niveles determinada por la fórmula:

10. Modelo Atómico de Sommerfeld (1916) postula que:
 Dentro de un mismo nivel energético (n) existen subniveles diferentes.
 No solo existen órbitas circulares sino también órbitas elípticas determinadas
por el número cuántico azimutal (l) que toma valores desde 0 a n-1:
 l = 0 → forma el orbital s
 l = 1 → forma el orbital p
 l = 2 → forma el orbital d
 l = 3 → forma el orbital f
 Adapta el modelo de Bohr a la mecánica relativista ya que los electrones se
mueven a velocidades cercanas a las de la luz.
 Para Sommerfeld, el electrón es una corriente eléctrica.

11. Modelo Atómico de Schrödinger (1924) postula que:
 los electrones son ondas de materia que se distribuyen en el espacio según la función de ondas (Ψ):
 los electrones se distribuyen en orbitales que son regiones del espacio con una alta probabilidad de
encontrar un electrón. Dicha probabilidad viene determinada por el cuadrado de la función de ondas
(Ψ2).
 Se tienen en cuenta los siguientes números cuánticos:
 Número cuántico principal (n = 1, 2, 3...): indica el nivel energético delelectrón y su distancia al
núcleo
 Número cuántico secundario o Azimutal (l = 0, 1, 2,..., n-1): subniveles energéticos para cada n.
 Número cuántico magnético (m): orientación del orbital ante campos magnéticos externos. Valores
entre -l y + l
 Número de espín (s): sentido del giro del electrón. Valores 1/2 y - 1/2
 Orbitales del modelo atómico de Schrödinger
 En un átomo no puede haber electrones con los cuatro números cuánticos iguales

12. Estructura de Lewis
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo
de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica
que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y
los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas
y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y
constituyen una base importante, estable y relativa. Esta representación se usa para
saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros
o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y
después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace covalente.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada
molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se
unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples,
dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos
en vez de líneas.

13. Enlaces químicos
 El Enlace Químico es la unión que forman dos
partículas (átomos, moléculas o iones) debido a la
fuerza de atracción que existe entre ambas. Estos
se dividen en:

14. Enlace iónico
 Un enlace iónico es la unión de átomos que resulta de la
presencia de atracción electrostática entre los iones de
distinto signo, fuertemente electropositivo y otro
fuertemente electronegativo
 Propiedades:
 - son enlaces muy fuertes
 - presentan altos puntos de fusión (300-1000ºC)
 - son solubles en agua
 - son conductores de electricidad en agua

15. Enlace Covalente:
 Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando
estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel.
 La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente
grande como para que se efectúe una transferencia de electrones. De esta forma,
los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de
orbital, denominado orbital molecular.
 Propiedades:
 - temperaturas de fusión elevadas (superiores a 1000ºC)
 - son malos conductores de electricidad
 - poseen una alta dureza
 - son insolubles

16. Enlaces Metálicos
 Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos
(unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan
alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí.
 La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas
negativas de la nube de electrones mantienen unido el enlace metálico.
 Propiedades:
 - poseen una temperatura de fusión y ebullición muy elevada
 - son buenos conductores de electricidad
 - son dúctiles, maleables y alta dureza
 - se oxidan con facilidad

17. Enlace de Van der Waals
 El Enlace de Van der Waals es un tipo de Enlace intermolecular en el que las
moléculas polares se unen unas con otras por la existencia de dipolos.
 Los dipolos son fuerzas mucho más débiles que los enlaces moleculares (del
orden de 100 veces menores a los enlaces iónico, covalente y metálico) pero
fundamentales para explicar muchos fenómenos

18.  Para mayor información acerca de los temas expuestos
http://www.quimicas.net