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1. PERIODIZACIÓN

2. LA TABLA PERIODICA Y SU HISTORIA...
 Inicia con la búsqueda de una sola partícula elemental que
fuera la responsable de la construcción de todas las cosas,
en la cultura griega surgió la pregunta:¿De que están hechas
las cosas? Entonces surgió la palabra elementum que intentó
explicar la pureza de un bloque constructor de toda la materia

3.  Con el tiempo surgieron los alquimistas griegos, el 1ro fue
Bolos Demócrito. Los alquimistas en su afán de encontrar la
forma de cambiar la naturaleza de los materiales, encontraron
los primeros elementos.

4.  En 1661, Rober Boye escribió sus descubrimientos
sobre el. Comportamiento de los gases en un libro
titulado "El Químico Escéptico". Se siguieron buscando
y encontrando nuevos elementos.

5.  En 1869. Mendeleiev presenta por 1ra vez su
versión de su tabla periódica en 1869. Hizó una
presentacion coherente de las semejanzas de los
elementos, clasificando los elementos según sus
masas atómicas se veía una periodicidad en lo que
concierne a ciertas propiedades de los elementos.
La 1ra tabla contenía 63 elementos.

6.  Fue diseñada para aparecer la periodicidad de los
elementos, clasificandolos verticalmente y con
elementos de la misma familia. Tuvo que dejar
ciertoshuecos vacíos que correspondian a las
masas atómicas 45, 68, 70 y 180; y los
descubrimientos futuros confirmaron esta
convincion.

7.  Döbereiner químico, que elaboro un informe qur
mostraba la relación entre la masa atómica de
ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él
destaca la existencia de simultitudes entre
elementos agrupados en tríos que el denoina
,"trîadas", la tríada de Cl, Br y I es un ejemplo. En
1850 se conto con unas 20 tríadas.

8.  En1862 Chancourtois, pone evidencia una cierta
periodicidad entre los elementos. En 1864
Chancourtois Y Newlands, Asuncion la Ley de las
octavas: las propiedades se repiten cada 8 elementos,
pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más
allá del Ca; por lo tanto es insuficiente.

9.  Meyer químico aleman, pone en evidencia cierta
periodicidad en el volumen atómico. Los elementos
similares tienen un volumen atómico similar en
relación con los otros elementos.

10. TABLA PERIODICA MODERNA…
 La tabla de Mendeleiev condujó a la tabla
periódica actualmente utilizada.
 La tabla ha sido inventada para organizar las series
químicas conocidas dentro de un esquema
coherente. La distribución de los elementos en la
tabla periódica proviene del hecho de que los
elementos de un mismo grupo poseen la misma
configuración, como el comportamiento químico y
de un grupo.

11. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri presentó una nueva
versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual
permite ubicar las series de lantánidos y actínidos en una secuencia
lógica de acuerdo con su número atómico.

13.  La versión actual que se conoce de la tabla
periódica fue hecha por Alfred Warner un químico
de origen suizo, que modifico la tabla original
elaborada por el químico de origen ruso, Dmitri
Mendeléyev a quien se le atribuye la creación de la
tabla de los elementos.
 Actualmente existen un total de 118 elementos en
la tabla periódica.

14. UTILIDAD DE LA TABLA PERIÓDICA...
 La nomeclatura es la que nos brinda información
sobre la capacidad de combinación en los
elementos.
 Los elementos representativos son conocidos así
porque el número de los grupos representa la
cantidad de electrones(el último nivel)

15.  En la nomeclatura de las sustancias inorgánicas
resulta de mayor importancia aún conocer el
estado de oxidación; este generalmente expresa la
cantidad de electrones átomo aporta en la
formación de enlaces con otros átomos de
elementos diferentes.
 Existen compuestos que nos permiten establecer
diferencias entre valencias y número de oxidación.

16. En física y química, el número
atómico de un elemento químico
es el número total de protones
que tiene cada átomo de ese
elemento

17. En física y química, el número atómico de un
elemento químico es el número total de protones
que tiene cada átomo de ese elemento.

18. FAMILIAS Y PERIODOS...
 Se acomoda de derecha a izquierda. Los
elementos estan ordenados en 7 hileras
horizontales llamado PERIODOS y en 18 columnas
verticales llamadas GRUPOS O FAMILIAS; de los
cuales 10 son grupos cortos y 8 largos. Pertenecen
a un grupo cuando tienen la misma VALENCIA

19.  Nivel de energia Nombre
 IA Metáles alcalinos
 IIA Metáles alcalintérreos
 IIIA Familia del Boro
 IVA Familia del Carbono
 VA Familia del Nitrógeno
 VIA Calogenos
 VIIA Alógenos
 VIIIA Gases Nobles

20.  CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA...
 Indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se
modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas
electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se
expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. La
configuración electrónica es importante porque determina las
propiedades de combinación química de los átomos y por
tanto su posición en la tabla periódica.

21. ELECTRONEGATIVIDAD, RADIO
ATÓMICO Y RADIO IÓNICO...
 La electronegatividad fue propuesta por Linus
Palingn; es la capacidad de un átomo en una
molécula para atraer electrones hacia así mismo.
El átomo más electronegativo es Flour y el menos
electronegativo es Celsio. En La Tabla Periodica se
identifica la electronegatividad de arriba hacia
abajo.

22. RADIO ATÓMICO...
 Es la distancia media que existe entre los núcleos
atómicos de 2 átomos que se encuentran unidos
entre un enlace. En la tabla periodica se localiza de
mayor radio de derecha a izquierda y de arriba
hacia abajo.

23. RADIO IÓNICO
 Es la distancia entre el centro del núcleo a su
último electron. En la Tabla Periodica de localiza de
mayor radio iónico hacia abajo, aunque no tiene
una dirección fija; los periodos 6 y 7 son lo de
mayor radio iónico, debido a el número de
electrones en su último nivel.

24. ENERGÍA DE IONIZACIÓN...
 Es la capacidad para ceder su electron; energía
que libera un átomo. En um átomo menor hay
mayor capacidad de ionización y en un átomo
mayor es lo contrario. Su aumento no es continuo,
y esta se localiza de abajo hacia la derecha.

25. MODELO ATÓMICO DE BOHR ...
 El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un
modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico
en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos
postulados, para explicar cómo los electrones pueden tener
órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos.

26. EFECTO FOTOELÉCTRICO
 El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por
un material al incidir sobre él una radiación electromagnética.
 Fotoconductividad: Es el aumento de la conductividad eléctrica
de la materia o en diodos provocada por la luz.
 Efecto fotovoltaico: Transformación parcial de la energía lumínica
en energía eléctrica.

27. LA ESTRUCTURA DE LEWIS...
 También llamada diagrama de punto y raya diagonal, 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.

28. LA REGLA DEL OCTETO…
 La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a
otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa
de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en
razón de la cantidad establecida de electrones para la
estabilidad de un elemento.

29. CARGA FORMAL…
 La carga formal de un átomo puede ser calculada usando la
siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el
margen de beneficio utilizaron:
Cf = Nv - Ue - Bn , donde:
Cf es la carga formal.
Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo
libre.
Ue representa el número de electrones no enlazados.
Bn representa el número total de electrones de enlace, esto
dividido entre dos.
La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el
número de electrones de valencia que un átomo neutro podría
tener y el número de electrones que pertenecen a él en la
estructura. El total de las cargas formales en una molécula neutra
debe ser igual a cero.