Ácidos para universitarios de Cs de la eduo y química pura

1. TABLA
PERIODICA

2. TABLA PERIODICA
Ley periódica
Después de muchos intentos de clasificar los
elementos, desde Dobereiner (triadas)hasta
Mendeleev (periodicidad por masa atómica),
Moseley llegó a la conclusión de que si se ordena
los elementos por su número atómico, se
encuentra propiedades comunes para ciertos
elementos, así por ejemplo, el 11, 19, 37, 55 y 87
tienen propiedades comunes que se incrementan o
disminuyen según su número atómico y constituyen
los metales alcalinos. Gracias a esta conclusión se
estableció la Ley periódica para clasificar los
elementos en una Tabla periódica:
“Las propiedades químicas de los elementos son una
función periódica de sus números atómicos
crecientes”.

3. TRIADAS DE DOBEREINER
OCTAVAS DE NEWLAND
MASA ATOMICA
MENDELEIEV

4. Ley de la tabla periódica
Moseley
Las propiedades físicas y químicas de los elementos
son función de su número atómico.

5. Ley Periódica
La tabla periódica de Moseley y IUPAC (1979) es la
conclusión de los diversos intentos que se hicieron
para buscar una clasificación natural de los
elementos. Esta tabla periódica puede ser de
forma corta o forma larga; pero, en cualquiera de
sus formas no se debe olvidar que la periodicidad
es una función de los números atómicos y por ese
motivo que la tabla periódica se clasifica de
acuerdo al orden creciente de los mismos.

6. LEY PERIÓDICA
• Esta ley es la base de la tabla periódica y establece
que las propiedades físicas y químicas de los
elementos tienden a repetirse de forma sistemática
conforme aumenta el número atómico.
• El numero atómico indica el numero de protones,
pero cuando el átomo esta en estado basal, el
numero de protones es igual al numero de
electrones.
• Establecemos que las propiedades de los elementos
están fijadas por el numero de electrones de valencia.
• La localización de los electrones esta en base a los
cuatro números quánticos

7.  Los cuatro números quánticos que permiten la
localización de los electrones de valencia son:
n = numero cuanto principal 1,2,3,4,5,6,7…
Por lo tanto la tabla debe representar el nivel
energético donde se encuentren los electrones de
valencia, y es así ya que en la tabla periódica
aparecen como líneas horizontales a los cuales se les
designa con el nombre de PERIDOS.

8. •Las filas horizontales de la Tabla Periódica son
llamadas Períodos.
•Contrario a como ocurre en el caso de los
grupos de la tabla periódica.
•Todos los elementos de un período tienen el
mismo número de orbitales, pero diferente
numero de electrones de valencia.
•Los electrones de valencia se encuentran en el
mismo periodo.

9. • El segundo numero quántico es el designado
como subnivel que nos indica la forma del
orbital y tenemos cuatro valores
Cuando L es 0 se designa con la letra S que
tiene una capacidad de 2 electrones.
• Por lo tanto puede haber la probabilidad de
que el átomo termine en ns1 y ns2
• Por lo que deberemos encontrar dos
columnas en el bloque S

10. El segundo valor de L es 1, que se
representa con la letra ( p ).
•La capacidad máxima de este subnivel es
de 6, por lo que debe de haber seis
probabilidad, es decir seis columnas,
que representen a :
np1 , np2, np3, np4, np5, np6

11. •El tercer valor de L es 2, que se representa
por la letra ( d ).
•La capacidad es de 10 electrones, aplicando
similar razonamiento tendremos 10
columnas que van del 1 al 10
•De acuerdo a la regla de la AUFBAU el 3d se
empieza a llenar a partir del 4s por lo que
deberá de encontrarse en el cuarto periodo.

12. El ultimo subnivel es el número 3 que
representa a la letra f.
•Este subnivel presenta una capacidad máxima
de 14 electrones
•Aplicando similar razonamiento deberá de
existir 14 columnas
•Si recordamos el 4f se empieza llenar a partir
del 6s y el 5f a partir del 7s.

13. •Por efectos de diagramación el bloque f es
sustraído del cuadrante establecido y colocado
en la parte inferior tal como se indica.
•Asi mismo el primer elemento de la segunda
columna del bloque s, sus propiedades
corresponde a los elementos de los gases
nobles, por lo que es trasladado a dicha
columna.

16. Las características de los elementos METALICOS son:
• Conducen con facilidad el calor y la electricidad.
• Presentan brillo metálico
• Generalmente pueden ser laminados o estirados
formando alambres, propiedades que se conocen
como MALEABILIDAD y DUCTILIDAD.
• Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos
excepto Hg, Ga, Cs y Fr.
• Al combinarse con NO METALES ceden electrones
por lo que adquieren cargas positivas (CATIONES).

17. Los NO METALES presentan las
siguientes características:
• Son malos conductores del calor y la
electricidad.
• No son maleables ni dúctiles.
• Reciben electrones al combinarse con
los METALES adquiriendo así cargas
NEGATIVAS (ANIONES

18. •Algunos elementos suelen
comportarse según las
condiciones como metales o
como no metales; a estos se les
conoce como METALOIDES.

19. Los grupos adquieren nombres particulares, designado generalmente
por alguna de sus propiedades sobresaliente e identificatorias

21. GRUPOS
El hidrógeno aunque se ubica en el grupo 1 no es un metal alcalino.
Grupo 1 o 1A .-
Grupo 2 o IIA.-
Grupo 3 o IIIB.-
Grupo 4 o IVB.-
Grupo 5 o VB.-
Grupo 6 o VIB.-
Grupo 7 o VIIB.-
Grupos 8, 9 y 10 o VIIIB
Grupo 11 o IB.-
Grupo 12 o IIB.-
Grupo 13 o IIIA.-
Grupo 14 o IVA.-
Grupo 15 o VA.-
Grupo 16 o VIA.-
Grupo 17 o VIIA.-
Grupo 18 o VIIIA.-
Metales alcalinos: Li , Na. K, Rb, Cs. Fr.
Metales alcalinotérreos: Be. Mg. Ca, Sr. Ba. Ra.
Grupo del escandio: Sc. Y, La. Ac
Grupo del titanio: Ti, Zr. Hf.
Grupo del vanadio: V, Nb, Ta
Grupo del cromo: Cr, Mo, W
Grupo del manganeso: Mn, Tc, Re
Fe. Co, Ni; Ru. Rh, Pd y Os, Ir, Pt
Grupo del cobre: Cu, Ag, Au
Grupo del cinc: Zn, Cd, Hg
Grupo del boro: B, Al, Ga, In, TI.
Grupo del carbono: C. Si. Ge. Sn, Pb
Grupo del nitrógeno: N, P, As, Sb, Bi
Calcógenos o grupo del oxigeno: O, S, Se, Te, Po.
Halógenos: F, Cl, Br, I, At
Gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xn, Rn

22. Otro sistema es empleando el sistema tradicional
El que agrupa a los elementos en dos bloques :
El A que corresponde a los elementos de las
columnas “s” y a los elementos de la columnas “p ,
los que se enumeran del I al VIII en romanos
Se les conoce también como elementos
representativos.
El segundo bloque es identificado con la letra B, las
columnas son enumeradas del I al VIII
• Como se podrá observar los elementos de los
periodos 6 y 7 de las columnas de los elementos f se
agrupan dentro del bloque f

25. A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les
conoce como grupos.
•Todos los elementos que pertenecen a un grupo
tienen la misma valencia, y por ello, tienen
características o propiedades similares entre si.
•Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen
valencia de 1 (un electrón su último orbital) y todos
tienden a perder ese electrón al enlazarse como
iones positivos de +1.
•Los elementos en el último grupo de la derecha son
los Gases Nobles, los cuales tienen su último orbital
lleno (regla del octeto) y por ello son todos
extremadamente no-reactivos.

26. PROPIEDADES PERIODICAS

28. La electronegatividad aumenta hacia la derecha y hacia
arriba.
• Pauling construyó una escala de electronegatividades de los
elementos que van del 0 al 4.
-Metales: electronegatividad muy pequeña (electropositivos)
-No metales: electronegatividad elevada (electronegativos)
• El valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más
electronegativo.
• El elemento menos electronegativo es el francio que tiene una
electronegatividad de 0,7.

29. ELECTRONEGATIVIDAD
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
a u m e n t a
d
i
s
m
i
n
u
y
e Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
a
u
m
e
n
t
a

31. ELECTRONEGATIVIDAD
• En los grupos la electronegatividad va disminuyendo de
arriba hacia abajo conforme aumenta el número
atómico, mientras que en los periodos se incrementa
de izquierda a derecha.
• Los elementos más electronegativos están en el lado
derecho superior de la tabla (Halógenos F) y los menos
electronegativos se ubican en el lado inferior izquierdo
(metales alcalinos, Fr).

32. ELECTROAFINIDAD
Es el cambio de energía que experimenta un átomo en
estado gaseoso cuando gana un electrón y se convierte
en un ión negativo. Se dice cambio de energía porque en
algunos casos libera energía y en otros se necesita
energía, por ejemplo:
• Br(g) + 1e- → Br-
(g) + 322 kJ/mol (emite)
• O(g) + 1e- → O-
(g) + 142 kJ/mol (emite)
• O(g) + 1e- → O2-
(g) - 378 kJ/mol (absorbe)

33. ELECTROAFINIDAD
• Considerando la afinidad como energía liberada cuando
un átomo gana un electrón la tendencia en la tabla
periódica es la siguiente.
• En un grupo la afinidad electrónica aumenta de abajo
hacia arriba.
• En un periodo la afinidad electrónica aumenta de
izquierda a derecha.
• La afinidad electrónica es lo contrario de la energía de
ionización. Los elementos con afinidades electrónicas
muy negativas ganan fácilmente electrones, como los
halógenos.

34. ELECTROAFINIDAD
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
a u m e n t a
a
u
m
e
n
t
a
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He Átomo
Electroafinidad
kJ/mol
F 328,0
Cl 348,0
Br 324,0
I 295,0

35. RADIO ATÓMICO
El tamaño de un átomo está directamente relacionado
con el radio atómico. El radio atómico de un átomo
individual no puede medirse directamente, porque no
existe aislado. Por lo tanto el radio atómico se define
como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos
átomos adyacentes de una molécula homonuclear,
como Cl2, H2, Br2, etc.

36.  El radio atómico debe obtenerse midiendo las
distancias entre átomos en compuestos
químicos.
Por ejemplo tomemos la molécula de Bromo Br2.
 El radio del átomo Br es " la mitad de la
distancia" entre los núcleos, que se puede medir
experimentalmente y cuyo valor es
 Br-Br = 2,28 Å.
 Mediciones de este tipo han permitido conocer
prácticamente todos los radios atómicos de los
elementos.

38. H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
el radio atómico disminuye
a
u
m
e
n
t
a
RADIO ATÓMICO
En la tabla periódica el radio atómico en los grupos aumenta de arriba hacia abajo, así
en el primer grupo el Li es el más pequeño y el Fr el más grande. Esto se debe a que
el electrón del último nivel se va alejando del núcleo conforme se incrementa el
número atómico, al ocupar niveles de mayor energía.

39. En un período el radio atómico disminuye de izquierda a
derecha, esta tendencia no parece lógica ya que en los
períodos también se va incrementando el número atómico;
pues bien, en un período el número de niveles ocupados es
el mismo, pero conforme se va avanzando a la derecha se
incrementa el número de protones y el número de
electrones, aumentando así la atracción entre el núcleo y la
nube electrónica, causando una contracción del átomo y
por lo tanto en un periodo es más pequeño el átomo
mientras mayor sea el número atómico.

40. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Es la energía necesaria que se debe dar a un átomo
gaseoso para arrancarle un electrón y así formar un
ión.
Ejemplos:
• Liº (g) + 520 kJ/mol → Li+
(g) + e-
• Kº (g) + 418,8 kJ/mol → K+
(g) + e-
• Caº (g) + 589,5 kJ/mol → Ca+
(g) + e-

41. X (g) ------> X+ (g) + e-

42. Si se desea arrancar más de un electrón a un átomo neutro,
entonces usaremos los términos: 1ra energía de
ionización, 2da energía de ionización, etc. Esta energía se
incrementa al tratar de sacar más electrones.
por ejemplo:
 (1ra) Coº(g) + 757,3 kJ/mol → Co+ (g) + e-
 (2da) Coº(g) + 1 644 kJ/mol → Co+2(g) + e-
 (3ra) Coº(g) + 2 231,1 kJ/mol →Co3+ (g) + e-
Al (g) ---------> Al1+(g) + 580 kJ/mol
Al+(g) ---------> Al2+(g) + 1815 kJ/mol
Al2+(g) ---------> Al3+(g) + 2740 kJ/mol
Al3+(g) ---------> Al4+(g) + 11600 kJ/mol

43. •La energía necesaria para retirar el
primer electrón más débilmente unido,
se conoce como La Primera Energía de
Ionización (EI 1) .
• El retiro del segundo electrón requiere
la energía (EI 2) y así sucesivamente.

44. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
a u m e n t a
a
u
m
e
n
t
a
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
He
En un grupo, la energía de ionización de los átomos aumenta de abajo hacia arriba.
Esto se debe a que al aumentar el número de niveles el electrón periférico se
encuentra más alejado del núcleo y por consiguiente tendrá menor fuerza de
atracción.
En un período la energía de ionización de los átomos aumenta de izquierda a derecha.
Esto se debe a que aumenta la carga nuclear y de igual manera la fuerza de atracción
de los electrones.
Los elementos con bajas energías de ionización pierden electrones más fácilmente.
Formando iones positivos.

45. RESUMIENDO

46. TENDENCIAS DEL PUNTO DE EBULLICION Y
PUNTO DE FUSIÓN
• En un grupo los puntos de fusión y de
ebullición se incrementa de arriba hacia
abajo, por ejemplo en los halógenos Cl2, Br2
y I2.
• En un periodo, para los metales aumentan
de izquierda a derecha y en los no metales
se incrementan de derecha a izquierda.

47. CARÁCTER METÁLICO Y NO METÁLICO
A lo largo de cualquier periodo, las
propiedades físicas y químicas de los
elementos cambian de manera gradual de
metálicas a no metálicas. La comparación de
las propiedades de los elementos del mismo
grupo es más válida si se trata de elementos
del mismo tipo en relación con su carácter
metálico.

48. VALENCIA
Es el número de electrones que un átomo
puede ganar o perder para conseguir una
distribución electrónica de gas noble, cómo el
máximo de electrones en último nivel
ocupado o nivel de valencia es 8, entonces,
las valencias fluctúan entre 1 y 4 Cada
elemento sólo tiene una valencia y depende
del grupo en que se encuentra.

49. Es el número aparente de electrones ganados
o perdidos en promedio por los átomos de un
elemento cuando forma un compuestos. Así
por ejemplo el Na en el NaCl pierde un
electrón por átomo por lo tanto su número de
oxidación es +1.
El O en el H2O aparentemente gana 2
electrones por lo tanto su número de oxidación
es -2.