Química I, Bloque II, parte IV. Tabla periódica I

8. Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a
clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus
similitudes de sus propiedades físicas y químicas.
El final de aquellos estudios es la Tabla Periódica
Moderna

16. La propuesta de Newland fue ridiculizada en su
momento por la comunidad científica. Cuando
intentó publicar su trabajo en la Chemical Society,
se le rechazó, aduciendo que dicha propuesta era
tan arbitraria como el haber sugerido un orden
alfabético de los elementos.
John Newlands

21. • Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron los
elementos según sus masas atómicas
• Ambos dejaron espacios vacíos donde
deberían encajar algunos elementos entonces
desconocidos
Entonces, ¿porqué se considera a Mendeleev el
padre de la Tabla Periódica Moderna, y no a
Meyer, o a ambos?

22. • Propuso que si el peso atómico de un elemento lo
situaba en el grupo incorrecto, entonces el peso
atómico debía estar mal medido. Así corrigió las
masas de Be, In y U.
• Estaba tan seguro de la validez de su Tabla que
predijo, a partir de ella, las propiedades físicas de
tres elementos que eran desconocidos
Mendeleev...

24. Tras el descubrimiento de estos tres elementos
(Sc, Ga, Ge) entre 1874 y 1885, que demostraron la
gran exactitud de las predicciones de Mendeleev, su
Tabla Periódica fué aceptada por la comunidad
científica.

35. La “GeoGrafía”
de la Tabla
Periódica

36. • De los 118 elementos de la tabla periódica:
112 tienen nombre oficial
90 se encuentran en forma natural en el planeta
(81 son estables y 9 como isótopos radiactivos
inestables).
Del 92 en adelante (U) han sido obtenidos
artificialmente

62. • Elementos Representativos.- Los elementos
representativos son los subgrupos A
• IA hasta VIIIA.
• En estos elementos: El nivel de energía más
externa está incompleto y los electrones están
ocupando los orbitales S o P, al pasar de un
elemento representativo al próximo. Por tanto
la configuración electrónica para estos
elementos será desde ns1, np5 por ejemplo:
11Na (sódio) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.

64. • Gases Nobles.- Los gases nobles forman el
último grupo en la tabla.
Cada elemento de este grupo tienen el conjunto
de orbitales S y P completamente llenos, así la
configuración electrónica para los electrones más
externos en cada caso es PS (con excepción del
helio).
Esta es una configuración electrónica
aparentemente muy estable por ejemplo la
configuración electrónica para el Neón es la
siguiente:
10 Ne 1s2, 2s2, 2p6.

66. • Elementos de Transición.- Los elementos
representativos son los subgrupos B
• IB hasta VIIIB.
• Estos elementos se dividen en dos:
• Los que terminan en d y son llamados de
transición
• Los que terminan en f y son llamados de
transición interna

68. • Elementos de Transición.- Los elementos de
transición son las series en las cuales un
conjunto de orbitales d, esta lleno.
• En general el nivel de energía más externo
tendrá una configuración de ns, (exceptuando
los grupos VIB y IB). Además se presenta la
configuración (n-1) d1 hasta (n-1) d10. Por
ejemplo la configuración electrónica para el
Níquel es la siguiente:
28 Ni ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8.

69. • Elementos de transición Interna.- Las series de transición
interna son las 2 series de los elementos desde el 58 (Cerio
Ce), hasta el 71 (Lutecio Lu), y desde 90 hasta el 103 en los
cuales se esta llenando un conjunto de orbitales f.
• Algunas veces estas son llamadas series de transición largas.
En general estos elementos tienen 3 niveles de energía
incompletos ya que un electrón entra en un orbital d antes que
el conjunto de los orbitales f empiece a llenarse, en
consideración esta serie de transición interna se les conoce
como Lantánidos y Actínidos, por ejemplo tenemos la
configuración electrónica para el Uranio que es la siguiente:
92U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2,
4f14, 5d10, 6p6, 7s2,5f3,6d1.

70. • GRUPOS O FAMILIAS

119. Para metales de transición y transición interna
• Determina el número de electrones de valencia basándote en el
número de grupo. , el número de grupo del elemento que vayas a
examinar puede indicarte su cantidad de electrones de valencia. Sin
embargo, para los metales de transición no hay un patrón que puedas
seguir. El número de grupo por lo general se corresponde con un
rango de posibles cantidades de electrones de valencia. Estos son[5]:
Grupo IIIB: 3 electrones de valencia
• Grupo IVB: 2 a 4 electrones de valencia
• Grupo V: 2 a 5 electrones de valencia
• Grupo VI: 2 a 6 electrones de valencia
• Grupo VII: 2 a 7 electrones de valencia
• Grupo VIII: 2 o 3 electrones de valencia
• GrupoVIII: 2 o 3 electrones de valencia
• Grupo VIII: 2 o 3 electrones de valencia
• Grupo IB: 1 o 2 electrones de valencia
• Grupo IIB: 2 electrones de valencia

121. Electrones de valencia
•En los elementos representativos:
Los elementos en cada grupo de la tabla
periódica tienen igual número de electrones de
valencia.
La configuración electrónica es similar entre los
elementos de un mismo grupo, por lo que
tienen comportamiento químico similar

122. Para los elementos de transición los electrones en el
orbital s de los niveles de energía mas externos son
utilizados en la formación de compuestos al igual que
los electrones de orbitales d, siendo seis el número
máximo, por ejemplo el Escandio (Sc) del grupo IIIB
tiene tres electrones de valencia, el Titanio ( Ti) tiene
cuatro, el Vanadio ( V) tiene cinco, el Cromo (Cr) tiene
seis y el Manganeso (Mn) tiene siete.

123. NÚMERO DE OXIDACIÓN
• Los números de oxidación representan la carga
aparente que tiene un átomo cuando se
combina con otros para formar una molécula.
• Los electrones que pierde o gana para cumplir
con la configuración de un gas noble.

125. • Los metales tienen números de oxidación positivos. Los no
metales los pueden tener tanto positivos como negativos.
• Observa que los metales de los grupos 1, 2 y 3 tienen estados
de oxidación que coinciden con el número del grupo.
• Los metales de los grupos 4, 5, 6 y 7 tienen varios números de
oxidación pero, como mínimo, presentan el número de
oxidación del grupo.
• Desde el grupo 14 al 17 podemos saber el número de
oxidación negativo que presentan sus elementos si restamos 18
al número de su grupo. Por ejemplo, para el grupo 15 sería 15
- 18 = 3-.