Presentación 3: Tabla Periódica

1. UNIVERSIDAD DE LA SIERRA
INGENIERÍA INDUSTRIAL EN PRODUCTIVIDAD Y CALIDAD
Tabla periódica
Propiedades de los Materiales
MAESTRO:
Jesús Torres Grajeda.
ALUMNO:
Héctor Antonio Córdova Heredia.
TERCER SEMESTRE
GRUPO:
2-3
Moctezuma, Sonora 23-Septiembre-2015

2. La Tabla periódica
• La tabla periódica es el recetario de la química donde todos los posibles
ingredientes de cualquier sustancia o compuesto químico está
relacionado según sus propiedades físicas y químicas.
• Nombres como Dobereiner con sus triadas, Newlands y su ley de las
octavas, y Meyer junto con Mendelevev fueron los padres creadores de
las primeras tablas periódicas, gracias a sus estudios y esfuerzos
disponemos de la tabla periódica actual desarrollada por Werner.

3. • La tabla periódica ordena los elementos químicos según su número
atómico, el número atómico equivale a número de protones o número de
cargas positivas que tiene el átomo en el interior de su núcleo, dicha
ordenación clasifica los elementos por filas y columnas, las filas son
llamados periodos y las columnas familias o grupos.
• Todos los elementos de un mismo periodo tienen masas parecidas pero
propiedades físico-químicas diferentes.
• Todos los elementos de un misma familia o grupo comparten
propiedades físico-químicas, de tal forma que podemos predecir si un
elemento es reactivo o no.

4.  La tabla periódica clasifica todos los elementos químicos en 3
grandes especies:
• Metales: son aquellos elementos que se caracterizan por ser buenos
conductores de la electricidad y el calor, en la tabla periódica nos
encontramos con 88 elementos metálicos.
• No Metales: son aquellos elementos que se caracterizan por ser malos
conductores de la electricidad y el calor, en la tabla periódica nos
encontramos con 17 elementos no metales.
• Metaloides: son aquellos elementos que presentan propiedades
intermedias entre metales y no metales, en la tabla periódica actual nos
encontramos con 9 metaloides.

6.  Dentro de la tabla periódica cada elemento viene identificado
por los siguientes campos:
• Número atómico: indica el número de protones que tiene el núcleo del
elemento o átomo.
• Símbolo: Identificación simbólica del elemento o átomo utilizada en la
redacción de las reacciones químicas.
• Nombre: Denominación con la que se conoce al elemento químico
• Peso atómico: Valor numérico que identifica la masa promedio del
átomo o elemento.

7. • Estructura o Configuración Electrónica:
Corresponde a la configuración o estructura electrónica del estado fundamental:
configuración mas estable y más probable. Entre corchetes se indica la estructura
del gas noble anterior al elemento que corresponde a su estructura electrónica
interna y, a continuación, los electrones más externos que lo diferencian de dicho
gas noble. En algunos casos se presentan anomalías. La tabla I contiene las
estructuras electrónicas por subniveles de todos los elementos hasta el 118.
Además, existe una tabla para ver la relación entre llenado de los orbitales y
situación en la tabla.
• Números de oxidación:
En este apartado se muestran los números de oxidación (excepto el cero) del
elemento. En el caso de poseer varios, se da en negrita el más importante. El
número de oxidación de un átomo en un compuesto es el número de electrones
ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. Está
relacionado con la estructura electrónica del elemento. Las tablas III y IV dan los
números de oxidación de los elementos, excepto cero.

8. • Densidad:
La densidad de un elemento indica el grado de empaquetamiento de sus
átomos. Se da en kilogramos por metro cúbico. Por ejemplo, el magnesio
(Mg) tiene una densidad a 293 K (20ºC) de 1738 kg/m3. Esto significa que
un trozo de magnesio de forma cúbica, de dimensiones de 1 x 1 x 1 m, a
temperatura ambiente (293 K), tendrá una masa de 1783 kilogramos.
Cuanto mayor es la densidad, más pesado es el elemento. La densidades
se dan de la siguiente forma:
- En las hojas se dan a 20ºC o 25ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases).
- En las tablas se toman a 20ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases, salvo
excepciones).
- En las gráficas se han dado a 20ºC (sólidos y líquidos) y en el punto de
ebullición de sus líquidos (gases).
Se dan tablas y gráficas para ver la variación de esta propiedad periódica.

9. • Electrones en los niveles de energía:
Se da el número total de electrones en las distintas capas (K, L, M, N, O, P,
Q) o niveles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) del átomo en estado
fundamental.
• Estructura cristalina:
La estructura cristalina indica la forma en que se colocan los átomos (o
moléculas) de la sustancia en estado sólido. Esta propiedad explica la
forma en que el elemento se exfolia o rompe. Por ejemplo, un elemento
con estructura cúbica, como el aluminio (Al), se romperá en cubos. (En el
apartado curiosidades se dan las modificaciones que presenta el
elemento).

10. Grupos y Familias

12. Propiedades atómicas
 Radio atómico:
Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos contiguos del
elemento. En el caso de los metales se utiliza la distancia entre los centros
de dos átomos en una muestra sólida. En el caso de los no metales se
utiliza la distancia entre los centros de dos átomos unidos por enlace
químico y se denomina también como radio covalente. Se ha expresado
en pm (1 pm = 10-12 m). El radio atómico aumenta en un grupo y
disminuye en un periodo al aumentar el número atómico.
Se dan tablas y gráficos del radio atómico de los elementos.

13. Energía o potencial de ionización:
La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un
átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion mono positivo. Se ha expresado en
kJ/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento.
Los factores de que depende el potencial de ionización son:
• La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización
de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se
encuentre el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f :
cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético.
• La carga del núcleo
• El efecto pantalla de los electrones subyacentes
• La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)
Se dan tablas y gráficos de la primera energía de ionización de los elementos.
La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero
partiendo del ion mono positivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la
primera: cuantos más electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El
orden de energías de ionización de un elemento sería: 1ª < 2ª <3º <4ª<....

15.  Electronegatividad:
• Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la
tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su
enlace con otro átomo. La diferencia de electronegatividades entre los
átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de enlace
entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de
ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores
de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal. Estos
valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del
Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte
inferior izquierda.
• Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos.
• Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y la
afinidad electrónica.

17.  CARÁCTER METÁLICO:
• La división entre metales y no metales es clara en la tabla. El carácter
metálico se refiere a que tan marcadas son las propiedades metálicos o
no metálicos con respecto a otros elementos. El carácter metálico
aumenta en los periodos hacia la izquierda y en los grupos hacia abajo.
Los elementos metálicos son los alcalinos, alcalinotérreos y gases
nobles.

18. Metales: Pierden fácilmente e- Cationes
• energía de Ionización
• Baja afinidad electrónica
• Baja electronegatividad
• Forman compuestos con los no metales, nunca con otros metales.
No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones
• Elevadas Energías de Ionización
• Elevadas Afinidades Electrónicas
• Elevadas electronegatividades
• Forman compuestos con metales y otros No Metales
Semimetales: Poseen Propiedades intermedias entre metales y no
metales. Si, Ge.

19. Estados físicos de los elementos
Líquidos:
Los líquidos están formados por sustancias en un estado de la materia
intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las moléculas de los
líquidos no están tan próximas como las de los sólidos, pero están menos
separadas que las de los gases. Las moléculas en el estado líquido
ocupan posiciones al azar que varían con el tiempo.
Los objetos inmersos en algún líquido son sujetos a un fenómeno conocido
como flotabilidad.

20. Gaseosos:
Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades
muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos
inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Se
sitúan en el grupo 18 (8A) de la tabla periódica (anteriormente llamado
grupo 0). Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza son
helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y el radioactivo
radón (Rn).
Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las
teorías modernas de la estructura atómica: a su capa electrónica de
electrones valencias se la considera completa, dándoles poca tendencia a
participar en reacciones químicas.

21. Solidos:
Casi todos los sólidos se encuentran como cristales en virtud de la
agrupación ordenada de los iones, átomos o moléculas que los componen.
La disposición ordenada de las partículas se refleja en el aspecto
geométrico regular de su exterior, como consecuencia de su colocación,
en los puntos principales de poliedros regulares.