Tablas periódicas y enlaces químicos
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Tablas periódicas y enlaces químicos

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Tablas periódicas y enlaces químicos Presentation Transcript

  • 1. PERIODICIDAD QUIMICA Y ENLACES QUIMICOS ING. ARMIDA FIGUEROA CHAVEZ HABLAREMOS DE LA EVOLUCION DE LA TABLA PERIODICA Y DE LOS ENLACES QUIMICOS QUIEN ES EL CREADOR? MENDELEIV LOTAR MEYER MOSELEY NEWLANDS DOBEREINER CHANCOURSTOIS
  • 2. CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIODICA Aunque Dimitri Mendeleiev es considerado a menudo el "padre" de la tabla periódica, su estructura actual es el fruto del trabajo de muchos científicos. Los orígenes Un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de los elementos individuales. Aunque elementos como oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento tuvo lugar en 1669 cuando Hennig Brand descubrió el fósforo . Durante los siguientes 200 años, se adquirió un gran conocimiento sobre las propiedades de los elementos y de sus compuestos. En 1869, habían sido descubiertos un total de 63 elementos. Como el número de elementos conocidos iba creciendo, los científicos empezaron a buscar patrones en sus propiedades y a desarrollar esquemas para su clasificación. Puedes ver la tabla periódica histórica para hacerte una idea de la época en la que se descubrió cada elemento
  • 3.  
  • 4. Datos históricos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 H 1766 He 1868 Li 1817 Be 1828 B 1808 C • N 1772 O 1774 F 1886 Ne 1898 Na 1807 Mg 1808 Al 1827 Si 1823 P 1669 S • Cl 1774 Ar 1894 K 1807 Ca 1808 Sc 1879 Ti 1791 V 1830 Cr 1797 Mn 1774 Fe • Co 1735 Ni 1751 Cu • Zn 1746 Ga 1875 Ge 1886 As 1250 Se 1817 Br 1826 Kr 1898 Rb 1860 Sr 1808 Y 1843 Zr 1789 Nb 1801 Mo 1782 Tc 1937 Ru 1844 Rh 1803 Pd 1803 Ag • Cd 1817 In 1863 Sn • Sb • Te 1782 I 1811 Xe 1898 Cs 1860 Ba 1808 * Lu 1907 Hf 1923 Ta 1802 W 1783 Re 1925 Os 1803 Ir 1803 Pt 1735 Au • Hg • Tl 1861 Pb • Bi 1753 Po 1898 At 1940 Rn 1900 Fr 1939 Ra 1898 * * Lr 1961 Rf 1964 Db 1967 Sg 1974 Bh 1976 Hs 1984 Mt 1982   * La 1839 Ce 1803 Pr 1885 Nd 1885 Pm 1926 Sm 1879 Eu 1901 Gd 1880 Tb 1843 Dy 1886 Ho 1879 Er 1843 Tm 1879 Yb 1878   * * Ac 1899 Th 1828 Pa 1917 U 1789 Np 1940 Pu 1940 Am 1944 Cm 1944 Bk 1949 Cf 1950 Es 1952 Fm 1952 Md 1955 No 1958 conocido desde la antigüedad • conocido por Mendeleiev (1869) aislados entre 1869 y 1945 desde 1945
  • 5. Ley de las tríadas En 1817 Johann Dobereiner (a la izquierda) observó que el peso atómico del estroncio era aproximadamente la media entre los pesos del calcio y del bario , elementos que poseen propiedades químicas similares. En 1829, tras descubrir la tríada de halógenos compuesta por cloro , bromo y yodo , y la tríada de metales alcalinos litio , sodio y potasio , propuso que en la naturaleza existían tríadas de elementos de forma que el central tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros de la tríada (la Ley de Tríadas).
  • 6. Esta nueva idea de tríadas se convirtió en un área de estudio muy popular. Entre 1829 y 1858 varios científicos (Jean Baptiste Dumas, Leopold Gmelin, Ernst Lenssen, el von de Max Pettenkofer, y J.P. Cooke) encontraron que estos tipos de relaciones químicas se extendían más allá de las tríadas. Durante este tiempo se añadió el flúor al grupo de los halógenos; se agruparon oxígeno , azufre , selenio y teluro en una familia mientras que nitrógeno , fósforo , arsénico , antimonio y bismuto fueron clasificados en otra. Las investigaciones llevadas a cabo presentaban la dificultad de que no siempre se disponía de valores exactos para las masas atómicas y se hacía difícil la búsqueda de regularidades.
  • 7. Ejemplos Li Na K Ca Sr Ba Cl Br I 7 23 39 40 88 137 35 80 126 EN 1850 PATTENKOFER: DEMOSTRO QUE EL PESO ATOMICO DE LOS ELEMENTOS SEMEJANTES DIFIERE POR MULTIPLOS ENTEROS DE OCHO
    • Li Na K Mg Ca Sr O S Se Te
    • 23 39 24 40 88 16 32 80 120
    • 16 16 16 48 16 48 48
  • 8. El tornillo telúrico Primeros intentos de diseño de una tabla periódica Si una tabla periódica se considera como una clasificación de los elementos químicos que demuestran la periodicidad de las propiedades físicas y químicas, habría que atribuir la primera tabla periódica (publicada en 1862) al geólogo francés, A.E. Beguyer de Chancourtois (en la foto). De Chancourtois dispuso los elementos según el orden creciente de sus pesos atómicos sobre una curva helicoidal en el espacio, de manera que los puntos que se correspondían sobre las sucesivas vueltas de la hélice, diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos, estaban situados en tales puntos, lo que sugería una repetición periódica de las propiedades. Esta disposición se conoce como tornillo telúrico .
  • 9. Esto llevó a Chancourtois a proponer que las propiedades de los elementos son las propiedades de los números . De Chancourtois fue el primero en observar que las propiedades se repetían cada siete elementos, y usando esta representación pudo predecir la estequiometría de varios óxidos metálicos. Desgraciadamente, incluyó en su clasificación algunos iones y compuestos además de los elementos.
  • 10. Ley de las Octavas John Newlands (a la izquierda), un químico inglés, redactó un trabajo en 1863 en el que clasificaba los 56 elementos estableciendo 11 grupos basados en propiedades físicas similares y mencionaba que en muchos pares de elementos similares existían diferencias en la masa atómica relacionadas con algún múltiplo de ocho. En 1864 Newlands publicó su versión de la tabla periódica y propuso la Ley de las Octavas (por analogía con los siete intervalos de la escala musical). Esta ley establecía que un elemento dado presentaría unas propiedades análogas al octavo elemento siguiendo la tabla.
  • 11. En las columnas que resultan de la clasificación de Newlands se observa la presencia de los elementos pertenecientes a una misma tríada (Li, Na y K). Se deduce que a partir del Li, el elemento de número de orden igual a 8 es el Na que tiene propiedades similares. Lo mismo ocurre con el Be (berilio), que presenta propiedades químicas similares al Mg (magnesio); con el B (boro) y el Al (aluminio), y así sucesivamente.
  • 12. Meyer y Mendeleiev ¿Quién es creador de la tabla periódica? Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer (a la izquierda) o el ruso Dimitri Mendeleiev. Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta. En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.
  • 13. Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907), el menor de 17 hermanos, nació en el pueblo Siberiano de Tobolsk donde su padre era profesor de literatura rusa y filosofía (a la izquierda, Mendeleiev en 1904). Mendeleiev no fue considerado un buen estudiante en su juventud en parte debido a su aversión por las lenguas clásicas, que eran un requisito educativo importante en aquel momento, aunque sí mostró destreza para las matemáticas y la ciencia .
  • 14. Tras la muerte de su padre, se trasladó a S. Petersburgo para estudiar en la universidad, graduándose en 1856. Mendeleiev impresionó tanto a sus instructores que le fue ofrecido un puesto para enseñar química. Tras pasar los años 1859 y 1860 en Alemania ampliando sus estudios retornó a su puesto de profesor en el que estuvo hasta 1890. En este periodo escribió un libro de texto sobre química inorgánica, Principios de Química, que tuvo trece ediciones (la última en 1947) en el que organizaba los elementos conocidos en familias que presentaban propiedades similares. La primera parte del texto se consagró a la química, bien conocida, de los halógenos.
  • 15. Luego, comenzó con la química de los elementos metálicos ordenándolos según su poder de combinación : metales alcalinos primero (poder de combinación de uno), los alcalinotérreos (dos), etc. Sin embargo, era difícil clasificar metales como cobre y mercurio que a veces presentaban valor 1 y otras veces 2. Mientras intentaba buscar una salida a este dilema, Mendeleiev encontró relaciones entre las propiedades y los pesos atómicos de los halógenos, los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, concretamente en las series Cl - K - Ca , Br - Rb - Sr y I - Cs - Ba . En un esfuerzo por generalizar este comportamiento a otros elementos, creó una ficha para cada uno de los 63 elementos conocidos en la que presentaba el símbolo del elemento, su peso atómico y sus propiedades físicas y químicas características.
  • 16. Cuando Mendeleiev colocó las tarjetas en una mesa en orden creciente de pesos atómicos disponiéndolas como en un solitario quedó formada la tabla periódica. En 1869 desarrolló la ley periódica y publicó su trabajo Relación de las Propiedades de los Elementos y sus Pesos Atómicos . La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales. En el momento que Mendeleiev desarrolló su tabla periódica, las masas atómicas experimentalmente determinadas no siempre eran exactas, y reordenó de nuevo los elementos a pesar de sus masas aceptadas. Por ejemplo, cambió el peso del berilio de 14 a 9. Esto colocó al berilio en el Grupo 2 encima del magnesio cuyas propiedades se parecían más que donde se había colocado antes (encima del nitrógeno).
  • 17. En total Mendeleiev tuvo que mover 17 elementos a nuevas posiciones para poner sus propiedades en correlación con otros elementos. Estos cambios indicaron que había errores en los pesos atómicos aceptados de algunos elementos y se rehicieron los cálculos para muchos de ellos. Sin embargo, aún después de que las correcciones fueron hechas, algunos elementos todavía necesitaron ser colocados en un orden diferente del que se deducía de sus pesos atómicos. A partir de los huecos presentes en su tabla, Mendeleiev predijo la existencia y las propiedades de elementos desconocidos que él llamó eka-aluminio, eka-boro, y eka-silicio. Más tarde se descubrieron el galio , el escandio y el germanio coincidiendo con sus predicciones. Además del hecho que la tabla de Mendeleiev se publicó antes que la de Meyer, su trabajo era más extenso, prediciendo la existencia de otros elementos no conocidos en ese momento.
  • 18. Ley Periódica: Las Propiedades de los elementos y de sus compuestos son una función periódica del núcleo atómico Ar = 18 K = 19 Co = 27 Ni = 28 Te = 52 y I = 53 TABLA DE MENDELEIEV 1869 Ti = 50 Zr = 90 ¿ = 180 V = 51 Nb = 94 Ta = 182 Cr = 52 Mo = 96 W = 186 Mn = 55 Rh = 104 Fe = 56 ¿ = 59 Pd = 106 Bi = 210 H = 1 Cu = 63 Ag = 108 Be = 9 Mg = 24 Zn = 65 Cd = 112 B = 11 Al = 27 ? = 68 C = 12 Si = 28 ¿ = 70 Sn = 118 N = 14 ¿ = 31 As = 75 Sb = 122 O = 16 S = 32 Se = 79 Te= 128 F= 19 Cl = 35 Br = 80 I = 127 Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85 Cs = 133 Ca = 40 Sr = 87 Ba = 137 ¿ = 45
  • 19. Un nuevo grupo de elementos Descubrimiento de los Gases Nobles En 1895 Lord Rayleigh informó del descubrimiento de un nuevo elemento gaseoso, llamado argón , que resultaba ser químicamente inerte. Este elemento no encajaba en ninguno de los grupos conocidos de la tabla periódica. En 1898, William Ramsey sugirió que el argón se colocara entre el cloro y el potasio en una familia con el helio , a pesar del hecho de que el peso atómico del argón era mayor que el del potasio. Este grupo fue llamado "grupo cero" debido a la valencia cero de estos elementos. Ramsey predijo con precisión el descubrimiento futuro del neón y sus propiedades.
  • 20. El número atómico como criterio de ordenación Aunque la tabla de Mendeleiev demostró la naturaleza periódica de los elementos, la explicación de por qué las propiedades de los elementos se repiten periódicamente tuvo que esperar hasta el siglo XX. En 1911 Ernest Rutherford (a la izquierda) publicó sus estudios sobre la emisión de partículas alfa por núcleos de átomos pesados que llevaron a la determinación de la carga nuclear. Demostró que la carga nuclear en un núcleo era proporcional al peso atómico del elemento.
  • 21. También en 1911, A. van der Broek propuso que el peso atómico de un elemento era aproximadamente igual a la carga. Esta carga, más tarde llamada número atómico , podría usarse para numerar los elementos dentro de la tabla periódica. En 1913, Henry Moseley publicó los resultados de sus medidas de las longitudes de onda de las líneas espectrales de emisión de rayos X observando que la ordenación de los elementos por estas longitudes de onda coincidía con la ordenación obtenida con el criterio de los números atómicos.
  • 22. Con el descubrimiento de isótopos de los elementos, se puso de manifiesto que el peso atómico no era el criterio que marcaba la ley periódica como Mendeleiev, Meyers y otros habían propuesto, sino que las propiedades de los elementos variaban periódicamente con número atómico. La pregunta de por qué la ley periódica existe se contestó gracias al conocimiento y comprensión de la estructura electrónica de los elementos que comenzó con los estudios de Niels Bohr sobre la organización de los electrones en capas y con los descubrimientos de G.N. Lewis sobre los enlaces de pares de electrones.
  • 23. Por este tipo de incongruencias, la tabla periódica de Mendeleiev tenia sus limitaciones; mas tarde, al conocer mejor la estructura atómica de los elementos, el inglés Henry G. I. Moseley encontró mayor periodicidad en las propiedades físicas y químicas, ordenando los elementos en forma creciente basándose en su número atómico . A partir de la clasificación propuesta por Moseley se modificó la ley periódica de Mendeleiev, estableciéndose la ley periódica moderna que dice: Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos
  • 24.  
  • 25. TABLA PERIODICA LARGA La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna , de Alfred Werner , actualmente conocida como tabla periódica larga . Esta tabla está integrada por todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente (sintético) en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodo progresivo de los electrones de valencia en los niveles de energía ( periodos ). Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos .
  • 26. Clases de elementos Cuando los elementos se clasifican de acuerdo a sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales . Además, existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales . Metales Son reconocidos por su propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es mas reactivo el que tiene un numero menor de electrones en su capa externa. Comparando el sodio con el aluminio que se encuentran en el mismo periodo, el sodio es más reactivo porque tiene un electrón de valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o mas.
  • 27. No metales Son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa (capa de valencia) con ocho y, así lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su ultima órbita es menor y, por lo tanto. La fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. En el grupo de los halógenos el más reactivo es el flúor, con número atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen 7 electrones en su capa de valencia (nS 2 , nP 5 ), los del flúor son atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo (nivel 2), que los del Iodo, que estan en el nivel 5.
  • 28. Metaloides Los elementos boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te) y polonio (Po), que se encuentran abajo y arriba de la línea en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales. Periodos La tabla periódica larga se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. El numero de periodo donde se encuentra ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones Fe 26 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
  • 29. Grupos o familias Son conjunto de elementos que tienen propiedades químicas muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos del grupo A se les llama elementos representativos y a los de los grupo B, elementos de transición. GRUPO IA Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos . Todos son suaves y brillantes (exceptuando el hidrogeno, que es un no metal), muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA. I A 1 H 3 Li 11 Na 19 K 37 Rb 55 Cs 87 Fr
  • 30. GRUPO II A Estos elementos presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que ellos y se les conoce como metales alcalinos térreos. Con el oxígeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales. IIA GRUPO IIIA Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual, al combinarse con el oxígeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales 5 B 13 Al 31 Ga 49 In 81 Tl 4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra
  • 31. GRUPO IV A El carbono es un no metal y es el elemento que encabeza este grupo, al que también se le conoce como la familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales GRUPO V A Este grupo se conoce como familia del nitrógeno. Está compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales; el arsénico y el antimonio que son metaloides; y por el bismuto, que es un metal. Por lo mismo, este grupo presenta una variación muy notoria en las propiedades físicas y químicas de sus elementos 7 N 15 P 33 As 51 Sb 83 Bi 6 C 14 Si 32 Ge 50 Sn 82 Pb
  • 32. GRUPO VI A Forma la familia del oxígeno y está constituido por oxígeno, azufre y selenio, que son no metales; así como el telurio y polonio, que son metales. GRUPO VII A Así como los metales alcalinos, los elementos del grupo VIIA o Halógenos muestran gran similitud química entre ellos, los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatómicas en su estado elemental. Los halógenos son elementos muy reactivos a temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatino es un elemento radiactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades. 9 F 17 Cl 35 Br 53 I 85 At 8 O 16 S 34 Se 52 Te 84 Po
  • 33. GRUPO VIIIA O GRUPO CERO En este grupo se encuentran los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen su ultima capa electrónica completa, excepto el helio, cuya única capa que también está completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos es poca o casi nula. En 1962 el químico anglo-canadiense N. Bartlett, asombró al mundo logrando reaccionar al xenón y formará flúor platinato de xenón, primer compuesto de gas inerte. GRUPOS B A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica, se les conoce como elementos de transición; y es aquel que tiene parcialmente ocupados su orbital d o f. se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7 los ubicados en el periodo 6 comprenden a la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como metales de transición interna. 2 He 10 Ne 18 Ar 36 Kr 54 Xe 86 Rn
  • 34. S d p f
  • 35. Bloques S y P A este bloque pertenecen los elementos que se encuentran en los grupos IA al VIIIA. Se les conoce como Representativos , debido a que en cada grupo se encuentran elementos cuya configuración electrónica en la capa externa es similar, ocupando los electrones de valencia los orbitales S o P, teniendo por lo tanto propiedades químicas parecidas.
  • 36. Los elementos ubicado en el bloque S son metales y los del bloque P que se encuentran arriba de los metaloides son no metales; en este ultimo se incluyen los gases nobles, los cuales presentan su ultimo nivel energético lleno (con ocho electrones). En este bloque se encuentran también los Halógenos que son compuestos muy reactivos; de ahí su nombre significa “formadores de sales”. Son abundantes en la naturaleza y se combinan prácticamente con todos los elementos de la tabla periódica. Bloques d y f Este bloque esta formado por los elementos de transición . En comparación con los representativos , la progresión de sus propiedades químicas es menos notoria , lo cual los convierte en u grupo muy homogéneo.
  • 37. El concepto elementos de transición esta relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles d de los átomos. Estos bloques comprenden los grupos IB al VIIIB. Son los elementos que tienen incompletos los orbitales d o f . los del bloque d o elementos de transición principal y los del bloque f o elementos de transición interna. Elementos de transición principal (bloque d), se denominan elementos o metales de transición d , considerados así, porque son la transición entre elementos alcalinos y los formadores de ácidos y se caracterizan porque su configuración electrónica externa se construye llenando gradualmente el orbital d
  • 38. Elementos de transición interna (bloque f), estos elementos comprenden los lantánidos del sexto periodo y los actínidos del séptimo periodo . Fueron separados del bloque anterior por no coincidir con sus propiedades. A esta serie de elementos también se les conoce como tierras raras. Los lantánidos se caracterizan por ir llenando gradualmente su orbital af y los actínidos el 5f
  • 39. PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS Y SUS GENERALIDADES SOBRE LAS PROPIEDADES PERIODICAS RADIO ATOMICO : Es la distancia que hay del núcleo de un átomo a su electrón más lejano. El tamaño del radio atómico de cada elemento disminuye conforme nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. Disminuye Aumenta
  • 40. Radio Iónico : Es la distancia que hay del núcleo atómico al electrón más alejado del ión. Cuando un átomo gana o pierde electrones forma iones . Cuando los gana forma iones con carga negativa llamados aniones, éstos tienen un radio iónico mayor que el radio atómico del elemento del que proviene. Al perder electrones, forma iones con carga positiva llama cationes . Éstos tienen radio iónico menor que el radio del átomo del que proviene.
  • 41. Potencial o energía de ionización de los elementos El potencial de ionización es la energía requerida para remover el electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental La energía de ionización indica qué tan fuertemente es enlazado un electrón al núcleo del átomo. Aumenta Disminuye
  • 42. Afinidad electrónica de los elementos Es el caso contrario al potencial de ionización y lo definimos como: La energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón para producir un ión negativo. Tanto la energía de ionización como la afinidad electrónica son consecuencia de las configuración electrónica de los átomos. Aumenta Disminuye
  • 43. Electronegatividad de los elementos La electronegatividad es la atracción que ejercen los átomos hacia los electrones que conforman un enlace químico Aumenta Disminuye Número de Oxidación: Es un número entero positivo o negativo que indica la capacidad de combinación de los elementos . Si el signo es positivo el elemento pierde electrones y si es negativo los gana.
  • 44. ENLACE QUIMICO LA FUERZA QUE MANTIENE UNIDOS A DOS ATOMOS O IONES DE CARGA OPUESTA ENLACES QUIMICOS IONICO COVALENTE METALICO FUERZAS INTERMOLECULARES NO POLAR POLAR COORDINADO PUENTE DE HIDROGENO FUERZAS DE VAN DER WAALS
  • 45. VALENCIA: La capacidad de combinación de un átomo Regla del octeto: Los átomos ganarán o perderán electrones hasta adquirir un grupo estable de ocho electrones en su capa de valencia, es decir un octeto. Enlace iónico: La fuerza electrostática que une a dos iones de carga opuesta Li +1 + Cl -1 LiCl Catión anión sal Litio Cloruro Cloruro de litio
  • 46. ENLACE COVALENTE Se forma cuando dos átomos no metálicos comparten electrones formando uno o más pares de electrones. Covalente Polar: Se origina por la compartición desigual de los electrones de enlace. Cuando dos átomos no metálicos de diferente electronegatividad se unen, comparten electrones, pero la nube electrónica se deforma y se desplaza hacia el átomo de mayor electronegatividad. Un enlace químico entre dos átomos no metálicos distintos.
  • 47. Covalente no Polar: Se origina cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica simétrica. Un enlace químico entre dos átomos no metálicos idénticos. Covalente Coordinado : Cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es donado por uno solo de los átomos.
  • 48. Enlace Metálico El enlace metálico se debe al movimiento de los electrones de la capa de valencia en una banda energética formada por el traslapamiento de subniveles . La teoría de las bandas no solamente explica el enlace metálico, sino que también sirve para describir las características de los metales Conducción de la electricidad . La corriente eléctrica es un flujo de electrones. Los metales son buenos conductores de la electricidad debido a que los electrones se mueven libremente de un átomo a otro a través de las bandas.
  • 49. Conductividad térmica . La libertad de movimiento del electrón en los metales también explica la conductividad térmica. Al calentar un metal la energía calorífica produce un movimiento rápido del electrón y al hacerlo transporta energía cinética que se traduce en calor. Brillo metálico . Los metales absorben luz de una determinada longitud de onda. Esta luz excita a los electrones que se mueven en las bandas, promoviéndolos a niveles energéticos más altos. Cuando regresan a su estado fundamental, la energía es emitida en forma de luz, que es lo que produce el brillo aparente de los metales. Ductibilidad y maleabilidad . Es la propiedad que presentan los metales de poder ser deformados. Ejemplos laminas, cables, etc.
  • 50. FUERZAS INTERMOLECULARES Aunque no son verdaderos enlaces, interaccionan entre una y otra molécula produciendo una fuerza de atracción entre ellas. Puente de hidrogeno Este tipo de enlace se produce cuando un átomo de hidrogeno de una molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula. Fuerzas de Van Der Waals . Estas son fuerzas de naturaleza puramente electrostática. Es decir se producen como consecuencia de la atracción entre centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí