elementos quimicos sobre la clasificacion y propiedades

2. TABLA PERIÓDICA
RESEÑA HISTÓRICA Y GENERALIDADES
Dra. Regina Martínez

3. TABLA PERIÓDICA
Se agrupan todos los 118 elementos
según sus propiedades y características
físicas y químicas, de los cuales 90
elementos se encuentran en la naturaleza
y los demás son creados por el hombre.
En el siglo XVIII se empezaron a
establecer diferentes postulados en
relación con la sistematización de la
información sobre los elementos químicos
Es la representación gráfica de todos los
elementos químicos organizados según el
número creciente de su número atómico

4. Reseña Histórica
“Tabla de los compuestos
elementales” (1789) clasificó los 33
elementos en orden de propiedades
físicas: metal, no metal, gases, etc.

5. Jacob Berzelius
1816
Notación química = representando los
elementos con símbolos simples, con
la primera letra de su nombre en latín
y la segunda para diferenciar
repeticiones

6. Johann
Dobereiner
Relacionar los elementos entre sus
propiedades físicas o químicas y sus
masas atómicas
Triadas Dobereiner
Grupos de 3 elementos
con propiedades químicas
similares
El elemento de la mitad tenia
aproximadamente la media de la masa
atómicas de los elementos extremos.
6.94
uma
39.10
uma
23.02
uma

7. Beguyer de Chancourtois
1862
Primera persona en descubrir la periodicidad química,
dispuso los elementos según el orden creciente de sus
masas atómicas
Generatriz de
cilindro, las
propiedades se
repetían cada 7
elementos
Ordenó los elementos como espiral o tornillo y observó que
aquellos con propiedades químicas similares caían en la misma
vertical.
TORNILLO TELÚRICO

8. John Newlands
1865
Ordeno los elementos de acuerdo a sus masas atómicas
Afirma que, cuando los elementos se enumeran en orden creciente
de su masa atómica, las propiedades físicas y químicas similares
se repiten a intervalos de ocho.
Ley de las
Octavas

9. Dimitri Mendeleiev
1869
Lothar Meyer
1869
Ley
Periódica
Cuando los elementos se organizan en
orden creciente de sus masas atómicas,
algunos conjuntos de propiedades físicas
y químicas se repiten periódicamente

10. TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV
Se ordenaron 63 elementos
• Predijo las propiedades de
elementos aún no descubiertos,
dejando espacios para ellos.
Ejemplo Eka aluminio.
• Corrigió valores de masas
atómicas de ciertos elementos
Galio (Ga)
Escandio (Sc)
Germanio (Ge)
Tecnecio (Tc)
Valores de masas
corregidos:
Uranio (U)
Indio (In)

12. Gases Nobles
William Ramsayn fue el descubridor de los gases nobles y
propuso colocarlos en un grupo aparte de la tabla. Grupo O
Presentan todas sus orbitas de electrones llenas, por
lo que no necesitan combinarse con otro elemento
para llegar a la configuración más estable

13. NÚMERO ATÓMICO COMO BASE DE LA LEY
PERIÓDICA
Mendeleiev tuvo que colocar
algunos elementos rompiendo
el orden creciente de las masas
atómicas
Algunos elementos
permanecían descolocados y
estos eran ubicados de acuerdo
a su comportamiento químico

14. J. Moseley
1913
Desarrollo el concepto de los numero atómicos, gracias a las
investigaciones de los Rayos X sobre los elementos
Ordeno las frecuencias de
los Rayos X y asigno un
número entero único
llamado NUMERO
ATÓMICO
Ley Periódica:
Las propiedades químicas y
físicas de los elementos
tienden a repetirse de
manera periódica a medida
que se incrementa el
número atómico.

15. TABLA PERIÓDICA ACTUAL
Se ubican los elementos en orden creciente de su numero atómico y aquellos con
propiedades similares se encuentran en columnas verticales llamados GRUPOS
La Tabla Periódica no es solo
una manera de ordenar los
elementos

16. PERIODOS
2
3
4
5
6
7
1
Los elementos de un mismo periodo (fila) tienen diferentes propiedades,
pero poseen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica
2
elemento
s
8
elemento
s
18
elemento
s
32
elemento
s
1= 1 nivel energía
2= 2 niveles
energía
3= 3 niveles
energía
4= 4 niveles
energía
………

17. Grupos o
Familias
Elementos con propiedades químicas
similares, organizados en forma vertical
Elementos del Grupos A
Elementos
Representativos
Elementos del Grupos B
Elementos Transición
Orbitales

18. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada
(IUPAC)
•IUPAC: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18 (Números arábigos).
•Sistema europeo: IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA, VIIIA, VIIIA, IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB.
•Sistema estadounidense: IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, VIIIB, VIIIB, IB, IIB, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA.

19. Metales Alcalinos
Metales Alcalinos
Térreos
Halógenos
Gases
Nobles
Anfígeno
s
Carbonoide
s
Nitrogenoide
s
Boroides
Tierras raras
Elementos de transición

20. Metales alcalinos G1(1A)
• Forman hidróxidos con el agua
• Son metales blandos, maleables
• Baja densidad
• Son químicamente activos, se les
encuentra como sales: NaCl
• El número de oxidación es +1
Metales alcalinos térreos G2 (IIA)
• Baja densidad
• Son menos alcalinos que los metales
alcalinos
• Se encuentran presentes en
compuestos como silicatos,
carbonatos, cloruros y sulfatos
• Número de oxidación +2
Halógenos
• Forman sales con los elementos de los
grupos G1 y G2
• Estado físico: gaseoso como el Flúor y
Cloro, sólido como el Yodo, Ástato y
líquido como el Bromo)
• Poca afinidad con el Oxígeno
Gases Nobles
• Estado físico gaseoso.
• Su última capa de valencia está
completa, presenta 8 electrones a
excepción del Helio que presenta 2
electrones.
• El Helio es el más abundante en la
naturaleza.
• Poseen puntos de fusión y ebullición
bajos.

21. Elementos “Tierras Raras”
Se llaman así porque son difíciles
de separar y diferenciar unas de
otras.
Usos:
• Construcción de aparatos
médicos
• En tubos fluorescentes
• En la fabricación de
tecnología electrónica como:
PCs, Smartphone, baterías,
usos militares, imanes, etc.

22. Suborbitales
s
d
p
f
Configuración
electrónica
Saturación de subcapas con
electrones:
s=2, p=6, d=10, f=14
Si la configuración electrónica termina en s
pertenece al bloque s, si termina en p
pertenece al bloque p …..
Diagrama de
Moeller

26. Los elementos se dividen en tres
categorías

27. Metaloides:
Propiedades intermedias entre metales y no metales como son semiconductores del calor y la
electricidad, son el Boro, Silicio, Germanio, Arsénico, Antimonio, Telurio, Polonio.
Pueden ser tóxicos como el Boro, Arsénico, Polonio.

28. Variación de sus propiedades químicas o físicas según su
posición relativa en la Tabla Periódica

29. Apantallamiento (a)
Carga nuclear Efectiva (Z*)
2n2
Se produce por la repulsión entre los electrones,
que disminuye la atracción nuclear, haciendo que el
electrón externo no experimente carga nuclear
completa sino efectiva.
(a) = electrones de niveles de energía internos
Es la carga positiva neta que experimenta un
electrón en un átomo poliectrónico:
Z* = Z - a
El valor del apantallamiento de los electrones
internos es 1, y de los del mismo nivel es menor a 1
Ejemplo en un grupo:
(1s22s22p63s1) Z* Na = 11 – 10 = 1
(1s22s22p63s23p64s1) Z* K = 19 – 18 = 1
En un Grupo Z* es constante o igual
Ejemplo en un periodo:
(1s22s22p63s23p64s1) Z* K = 19 – 18 = 1
(1s22s22p63s23p64s2) Z* Ca = 20 – (18+0,8)=1,2
Z* en un Periodo es mayor izquierda a derecha, hay
más atracción al núcleo están más unidos
1
<1
Carga nuclear o fuerza
de atracción del núcleo

30. Radio Atómico
Es la mitad de la distancia entre los
núcleos de dos átomos iguales enlazados
entre si
Molécula diatómica
r=d/2
En un Grupo aumenta
el radio al aumentar los
niveles de energía de
arriba a abajo
En un Periodo la carga
nuclear efectiva Z*
aumenta de izquierda a
derecha y el radio
disminuye, debido la
atracción nuclear mayor.

31. Radio Iónico
Pierde
electrones
Gana
electrones
Los cationes (iones positivos de
metales) son de menor tamaño
con relación a su correspondiente
átomo neutro, existe mayor carga
nuclear efectiva
Los aniones (iones negativos de no
metales) son de mayor tamaño
con relación a su correspondiente
átomo neutro, existe menor carga
nuclear efectiva porque aumenta
el apantallamiento
Li > Li+
Cl < Cl-

32. Afinidad Electrónica
Es la energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro, en
estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, recibe un electrón
y se transforma en un ion mononegativo también en estado fundamental
CAPACIDAD DE CAPTAR ELECTRONES
X(g) + 1 e- X-(g)
En un grupo el radio aumenta de
arriba a abajo y la AE crece de abajo
hacia arriba ya que es más fácil
captar electrones mientras más
cercano esté al núcleo o menor sea
el radio
En un Periodo si la carga nuclear
efectiva Z* aumenta de izquierda a
derecha y el radio se hace menor, la
AE también aumenta de izquierda a
derecha ya que es más fácil captar
electrones mientras menor sea el
radio

33. Energía de
Ionización
Es la energía mínima que se requiere para quitar un electrón
del nivel externo de un átomo en estado gaseoso o estado
electrónico fundamental
Mientras mayor sea la energía de atracción del electrón al
núcleo mayor será la energía necesaria para ionizarlo
La atracción del
último electrón
aumenta hacia
arriba
Energía
ionización es
mayor para
liberar el electrón
aumenta
EI + X(g) - 1 e- X+(g)
Z* aumenta de
izquierda a
derecha
Se necesita más
energía para
liberarlo

34. Carácter
Metálico
Se refiere a sus capacidad para perder electrones
o de Oxidarse
Carácter No
Metálico
Se refiere a su capacidad
de ganar electrones o
de Reducirse
Elementos
más
metálicos

35. Electronegatividad
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia si a los electrones de
enlace
Mientras
mayor sea el
radio hay
menos
capacidad de
atraer
electrones
La
electronegativi
dad aumenta
de abajo hacia
arriba
Z* aumenta de
izquierda a
derecha
Atrae con más fuerza
a los electrones
compartidos