TABLA PERIODICA(1).ppt

7/16/2019 TABLA PERIODICA(1).ppt

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Q.F.B. Eder Jonatán Gordillo Glez.

TABLA PERIÓDICA

Escuela Preparatoria“PUJILTIC”



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



Johann Dobereiner

1780 - 1849

En 1829, clasificó algunos elementos en grupos de

tres, que denominó triadas.

Los elementos de cada triada tenían propiedades

químicas similares, así como propiedades físicas

crecientes.

Ejemplos: Cl, Br, I Ca, Sr, Ba



John Newlands

1838 - 1898

Ley de las Octavas

En 1863 propuso que los elementos se ordenaran en

“octavas”, ya que observó, tras ordenar los elementos

según el aumento de la masa atómica, que ciertas

propiedades se repetían cada ocho elementos.



Dmitri Mendeleev

1834 - 1907

En 1869 publicó una Tabla de los elementos organizada según la masa

atómica de los mismos.

Mendelevio



Lothar Meyer

1830 - 1895

Al mismo tiempo que Mendeleeiev, Meyer publicó su

propia Tabla Periódica con los elementos ordenados

de menor a mayor masa atómica.



Elementos conocidos en esa época



• Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron

los elementos según sus masas atómicas

• Ambos dejaron espacios vacíos donde

deberían encajar algunos elementos

entonces desconocidos



•

Propuso que si el peso atómico de un elemento lo situaba en el grupo incorrecto, entonces el peso

atómico debía estar mal medido.

• 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...



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.



Henry Moseley

1887 - 1915

En 1913, mediante estudios de rayos X,determinó la carga nuclear (número atómico) de

los elementos. Reagrupó los elementos en orden

creciente de número atómico.



SÍMBOLOS

Abreviaciones que se utilizan para identificar los elementos y compuestos químicos en lugar de sus nombres completos.

Derivan de las letras del nombre del elemento, principalmente enlatín, pero a veces en inglés, alemán, francés o ruso.

La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula.



La “Geografía” de la Tabla Periódica



El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO .

¿Qué es un periodo?



Los PERIODOS están formados

por un conjunto de elementos

que teniendo propiedadesquímicas diferentes, mantienen

en común el presentar igual

número de niveles con

electrones en su envoltura,

correspondiendo el número de

PERIODO al total de niveles o

capas.

4

7

65

3

2

1

67



Las columnas verticales de la Tabla Periódica se

denominan GRUPOS (o FAMILIAS)

Los elementos que conforman un

mismo GRUPO presentan

propiedades físicas y químicas

similares.

¿Qué es un grupo?



s1

s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6d7 d8 d9 d10

p1 p2 p3 p4 p5

p6

Los elementos del mismo GRUPO tienen la misma

configuración electrónica del último nivel

energético.



1

IA2

IIA

3

IIIB

5

VB

6

VIB

7

VIIB

9

VIIIB

11

IB

12

IIB

18

VIIIA17

VIIA

16

VIA

15

VA

14

IVA

13

IIIA

4

IVB

M E T A L E S

GA S E S

N

OBLE S

SEMIMETALES

Agrupaciones



Carácter metálico

Un elemento se considera metálico cuando cede fácilmenteelectrones y no tiene tendencia a ganarlos, es decir losmetales son muy poco electronegativos

Un no metal es todo elemento que difícilmente cedeelectrones y si tiene tendencia a ganarlos, es muyelectronegativo

Los gases nobles no tienen carácter metálico ni nometálico

Los semimetales no tienen muy definido su carácter, sesitúan bordeando la divisoria


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 20/48Metales alcalinos

• El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, quesignifica cenizas.

• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que soncompuestos que antes se llamaban álcalis.

• Son metales blandos, se cortan con facilidad.

• Los metales alcalinos son de baja densidad

• Estos metales son los más activos químicamente

• No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma decompuestos, generalmente sales . Ejemplos:

El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas

abundante en el agua del mar.

El K NO3 (nitrato de potasio) es el salitre.

1

IA



Metales alcalinotérreos

• Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de susóxidos

• Sus densidades son bajas, pero son algo mas elevadas que la de losmetales alcalinos

• Son menos reactivos que los metales alcalinos

• No existen en estado natural, por ser demasiado activos y,

generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, clorurosy sulfatos

2

IIA


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 22/48Metales de transición

3

IIIB

5

VB

6

VIB

7

VIIB

9

VIIIB

11

IB

12

IIB

4

IVB

•TODOS SON METALES TÍPICOS; POSEEN UN LUSTREMETÁLICO CARACTERÍSTICO Y SON BUENOS CONDUCTORESDEL CALOR Y DE LA ELECTRICIDAD

• LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS DE

TRANSICIÓN CUBREN UNA AMPLIA GAMA Y EXPLICAN LAMULTITUD DE USOS PARA LOS CUÁLES SE APLICAN



Metales de transición internos

Estos elementos se llaman

también tierras raras .



Halógenos

• Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se encuentranprincipalmente en forma de sales disueltas en el agua delmar.

• El estado físico de los halógenos en condiciones ambientalesnormales oscila entre el gaseoso del flúor y el cloro y el sólidodel yodo y el astato; el bromo, por su parte, es líquido atemperatura ambiente

17

VIIA



Gases Nobles

• Son químicamente inertes lo que significa que no reaccionanfrente a otros elementos químicos

• En condiciones normales se presentan siempre en estado gaseoso.

18

VIIIA



Familia del Boro

13

IIIA


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 27/48Familia del Carbono

14

IVA


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 28/48Familia del Nitrógeno

15

VA


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 29/48Familia del Oxígeno

16

VIA



Número de oxidación• La capacidad de combinación o valencia de los elementos seconcreta en el número de oxidación. Se puede definir como elnúmero de electrones que gana, cede o comparte cuando se unea otro elemento.

• Ocasionalmente un mismo elemento puede actuar condistintos números de oxidación, según el compuesto que forme.

• El número de oxidación está relacionado con la

configuración electrónica:1. En un mismo grupo los elementos suelen presentar números de

oxidación comunes.

2. El número de oxidación más alto coincide con el número de

grupo(1-7)


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 31/48Metales alcalinos

IA• Tienen número de oxidación +1 porque tienden a“ perder ” el último electrón.

s1



Metales alcalinotérreos

IIA

• Tienden a “ perder ” los dos electrones de valencia por loque su número de oxidación es +2.s2



Familia del Boro

IIIA

• Tienden en general a “ perder ” sus treselectrones externos por lo que tienen

número de oxidación +3

s2 p1


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 34/48Familia del Carbono

IVA• Presenta en general números deoxidación +2 y +4, Aunque en el

caso del Carbono es frecuente quetambién pueda “ganar” cuatro

electrones -4

s2 p2


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 35/48Familia del Nitrógeno

VA• Tienden a “ganar ” tres electrones y por tanto presentan número de oxidación -3 perotambién pueden “ perder ” esos cincoelectrones finales y adquirir el número deoxidación +5.

s2 p3


http://slidepdf.com/reader/full/tabla-periodica1ppt 36/48Familia del Oxígeno

VIA• Tienden a “ganar ” dos electrones por lo que sunúmero de oxidación fundamental es -2, aunque

pueden presentar otros como +2, +4 y +6

s2 p4



Halógenos

VIIA

s2 p5

• Tienden a “ganar ” un electrón por lo que su númerode oxidación fundamental es -1, aunque pueden

presentar otros como +1, +3, +5 y +7

2 6



Gases Nobles

VIIIA

s2 p6

• No tienen tendencia ni a “ganar ” ni a “perder” electrones por lo que su número de oxidación es 0.



Metales de

transición

IIIB VB VIB VIIB VIIIB IB IIBIVB

•Para los metales de transición la situación es mucho más complejadebido a la existencia de los orbitales d internos.

d1 d2 d3 d4 d5 d6d7 d8 d9 d10

Ejemplos:

•Sc +3

•Ti +3,+4

•V +2,+3,+4,+5

•Cr +2,+3,+6

•Mn +2, +3, +4, +6, +7.•Fe , Co y Ni +2,+3

•Cu +1,+2

•Zn +2

•Ag +1•Cd +2

•Au +1, +3

•Hg +1,+2



FORMULAS QUÍMICAS

Se utilizan para expresar la composición de las moléculas y los

compuestos iónicos, por medio de símbolos químicos.



Formulas moleculares. Indica el número exacto de átomos de

cada elemento que está presentes en la unidad más pequeña

de una sustancia.

o H2

o O2

o O3

o

H2O



Formulas empíricas. Indica cuales elementos están presentes y

la relación mínima, en número entero, entre sus átomos, pero

no necesariamente indica el número real de átomos en una

molécula determinada.

o H2O2 HO



NÚMERO Y MASA ATÓMICA

Número atómico = cantidad de protones que se encuentra en el

núcleo del átomo de un elemento.

Masa atómica = Suma de los protones y los neutrones que se

encuentran en el núcleo de un átomo de un elemento.

H1

1

ISÓTOPOS



ISÓTOPOS

Átomos que tienen diferente número de masa pero el mismonúmero atómico.

El carbono existe en la naturaleza como dos isótopos:

• carbono- 12 12C (12 C, masa atómica= 12 uma 6

• carbono- 13 13C (13 C, masa atómica exacta = 13.00335 uma 6

la diferencia estructural entre estos 2 isótopos en un neutrón.

c c12 13

6 6

6p6n

6p7n

6

e-

6

e-



PESO MOLECULAR

Masa molecular = cantidad de átomos de un elemento por su

masa atómica.

Masa molecular del azúcar (sacarosa C12 H22 O11 )

12 x 12 uma = 144 uma

22 x 1 uma = 22 uma

11 x 60 uma = 176 uma

Masa molecular de C12 H22 O11 = 342 uma



Mol. Cantidad de una sustancia que contiene una cantidad de

átomos, formulas unitarias, moléculas o iones igual al número de

átomos contenidos en 12 g exactos de carbono- 12 (cerca de 6.02 x

1023 átomos).

Número de Avogadro. Cantidad de átomos en 12 g exactos de

carbono- 12 (aproximadamente 6.02 x 1023 ); es equivalente a una

mol de una sustancia.



ELECTRONEGATIVIDAD

Tendencia que tienen los átomos de atraer un par de electronesen un enlace covalente.

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