El documento describe la evolución histórica de las clasificaciones periódicas de los elementos químicos, desde las primeras observaciones de propiedades periódicas hasta la tabla periódica moderna. Destaca las contribuciones de Döbereiner, Newlands, Mendeleiev y Meyer en el desarrollo de las primeras tablas y la predicción de nuevos elementos basada en las propiedades periódicas. También explica los conceptos de número atómico, periodos y grupos en la organización actual de la tabla periódica.

1. Sistema periódico de los elementos

6. Clasificación de Mendeleiev Lothar Meyer 1870. Ese año se publicó una versión de la tabla periódica ideada por el químico alemán Lothar Meyer que era muy parecida a la de Mendeleiev, sin embargo el químico alemán la creó sin conocer el trabajo de Mendeleiev.

7. 1894. William Ramsay descubrió el argón, no predicho por Mendeleiev. 1914. Moseley ordenó los elementos de acuerdo con el número atómico.

21. Relación entre el tipo de orbital del último electrón y la posición en la Tabla periódica.

25. Carga nuclear efectiva y reactividad. La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de la carga nuclear efectiva, sino también de la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores. Así, los metales serán tanto más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad. Ejemplo: El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na. Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más atraídos. Ejemplo: El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.

27. a) Radio atómico Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.

29. Aumento en el radio atómico

30. b) Radio iónico Iones isoelectrónicos

31. c) Potencial de ionización Energía necesaria para arrancar un e - de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica(absorbe energía) GRUPO: Los electrones del último nivel cada vez están menos atraídos por el núcleo al estar más alejados, esto hace que se necesite menos energía para arrancar los electrones. PERIODO: De izquierda a derecha los átomos son más pequeños, los electrones están más atraídos, por lo que la energía para arrancarlos es mayor Aumento en la Energía de ionización

32. + 3 Segundo electrón SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACION 1740 kcal mol -1 + 3 Tercer electrón TERCERA ENERGIA DE IONIZACION 2806 kcal mol -1 100 200 300 400 600 500 kcal mol -1 hidrógeno litio berilio boro carbono nitrógeno oxígeno flúor neon helio primer periodo segundo periodo PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION 100 200 300 400 600 500 kcal mol -1 periodo 1 periodo 2 periodo 3 He Ne Ar H Li Na Be Mg B Al C Si P N O S Cl F PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION + 3 Primer electrón PRIMERA ENERGIA DE IONIZACION PARA EL LITIO 124 kcal mol -1 Li Li + + e - Li + Li 2 + + e - Li 2 + Li 3 + + e -

33. d) Afinidad electrónica Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental Al tratarse de energía liberada o desprendida, es negativa, un valor alto indica que el proceso de formación del anión es muy favorable. Cuanto MAYOR sea la electroafinidad , más fácil es el proceso, MAYOR tendencia tendrá el átomo a convertirse en anión + 9 F (g) + 1e F (g)

34. Cuidado con los signos Aumento de la afinidad electrónica en valor negativo

35. e) Electronegatividad (  ) La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones , cuando está químicamente combinado con otro átomo . Cuanto mayor sea mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. Sus valores basados en datos termodinámicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al Flúor, y el valor más pequeño es 0,7 valor asignado al Cesio

36. H Li Be B C N O F Na 0.9 Al 1.5 Si 1.8 1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Ba 0.9 Ca 1.0 Sr 1.0 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 Pb 1.8 Sn 1.8 Ge 1.8 As 2.0 Sb 1.9 Bi 1.9 Po 2.0 Te 2.1 Se 2.4 Br 2.8 I 2.5 Xe 3.1 Mg 1.2 2.1 1.0 Valores de Electronegatividad para los elementos representativos

37. g) Carácter metálico Se entiende por metal un elemento con pocos electrones en su última capa ( 1 ó 2) y excepcionalmente (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos . El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones. Por tanto a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más libres” , menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará. Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad electrónica al aumentar , hace que el átomo tenga tendencia a captar electrones (mayor electronegatividad), y por tanto el carácter metálico disminuirá

38. fin