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CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII
COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS
QUÍMICA
Propiedades Periódicas
Objetivo: Relacionar la estructura electrónica de los
átomos con su ordenamiento en la tabla periódica y
sus propiedades físicas y químicas.
Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia
DEFINICIONES RELEVANTES
RECORDANDO LO
APRENDIDO
Para los elementos químicos que se indican más abajo, determina y
escribe en tu cuaderno, los siguientes datos:
Configuración electrónica, Número de electrones de valencia y Números
cuánticos del electrón diferencial: (n, l, m, s)
a) Nitrógeno, N (Z = 7)
b) Fósforo, P (Z = 15)
c) Hierro, Fe (Z = 26)
Utilizando la tabla periódica como apoyo, determina la configuración
electrónica y el nombre de los átomos cuyo electrón diferencial tiene los
siguientes números cuánticos (n, l, m , ms):
a) (3, 1, 0, –½ )
b) (3, 2, 2, –½ )
c) (2, 0, 0, +½ )
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica se ordena según el número atómico. La
tabla periódica queda ordenada según las configuraciones
electrónicas de los diferentes elementos. El orden de los
elementos permite predecir las propiedades de ellos.
HISTORIA TABLA
PERIÓDICA
John
W.
Döbereiner
intentó
una
primera
aproximación al construir las primeras tríadas. Se
ordenó los elementos en grupos de 3; de acuerdo
con su masa atómica creciente, resultando algunas
asociaciones elementales
Li-Na-K
S-Se-Te
Los elementos pertenecientes a
una
triada
debían
tener
propiedades químicas semejantes
y la masa atómica del elemento
central
correspondía
a
la
semisuma de las masas atómicas
de los elementos extremos de la
tríada.
HISTORIA TABLA
PERIÓDICA
En 1862, el geólogo francés Alexander Béguyer de
Chancourtois, construyó el llamado “caracol o
anillo telúrico”, que ordenaba a los elementos en
forma de hélice (respecto de su masa atómica), este
ordenamiento no tuvo aceptación, pues incluyó iones
y algunos compuestos.
HISTORIA TABLA
PERIÓDICA
En 1864, John A. Reina Newlands, ordenó los elementos
químicos en grupos de 7 elementos cada uno, también en
función creciente de sus masas atómicas. El octavo elemento
presentaba propiedades semejantes al primer elemento del
grupo anterior. Esta forma de clasificar fue conocida como las
octavas de Newlands.
Ese mismo año, Julius Lothar Meyer publicó la primera versión de la
tabla periódica.
HISTORIA TABLA
PERIÓDICA
En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri
Ivanovich Mendeléiev se publicaron en la primera tabla
periódica convencional
La capacidad visionaria de
Mendeléiev fue brillante; no
sólo enunció la ley de
periodicidad
química,
también ordenó los elementos
encontrados y guardó espacio
para aquellos que aún no
habían
sido
descubiertos,
incluso
predijo
las
propiedades
físicas
y
químicas de éstos.
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
El comportamiento de los átomos está determinado por
su CE, siendo la distribución de los electrones en el nivel
más externo la que permite su reactividad y naturaleza
química. Las propiedades de los átomos se repiten
periódicamente si los elementos químicos se ordenan
según su número
atómico creciente.
SISTEMA PERIÓDICO
Se denominan
Patrón similar de CE
en la capa externa
Niveles energéticos
iguales
TABLA PERIÓDICA
TABLA PERIÓDICA Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
TABLA PERIÓDICA Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Para determinar la celda de cada elemento, en la cual se asigna su símbolo, hay
que definir la columna (vertical) y la fila (horizontal), conocidas como Grupo
y Periodo, basados en su configuración electrónica (CE)
La columna (grupo)está dada por
la “terminación” de la CE
La fila (período),está dada por el
máximo coeficiente del subnivel s
Celda
Como las columnas están dadas por la terminación de la DE, en la tabla periódica
actual existen cuatro zonas:
Zona s
con dos columnas:
s1 y s2
Zona p
con seis columnas:
desde p1 hasta p6
Zona d
con diez columnas:
desde d1 hasta d10
Zona f
con catorce columnas:
desde f 1 hasta f 14
TABLA PERIÓDICA Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Columna (Grupo), si la CE termina en:
s se encuentra en la zona s, grupo A,
columna I o II, depende de los electrones
que estén en el subnivel. (en s solo puede haber 1 o 2).
 p se encuentra en la zona p, grupo A, columna desde III a VIII (6 columnas), éste
número resulta de sumar los electrones del subnivel s y p del mismo nivel.
d se encuentra en la zona d, grupo B, columna desde III a II (10 columnas), se
relacionan de acuerdo a los electrones presentes en este subnivel.
Fila (Periodo): Es el nivel mas alto en el que termina la CE y esta determinado
por el subnivel s (el número mas alto que acompaña a s)
TABLA PERIÓDICA Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Si termina en:
 s, está en la zona s grupo A la columna depende de los electrones
que estén en el subnivel y como el subnivel s solo puede alojar 1 o 2
electrones (e-) estará en la columna I o II.
Periodo 4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Grupo II
A
 p, está en la zona p, grupo A, la columna será la suma de los
electrones presentes en s y p del mismo nivel.
Grupo VIII A
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Periodo 3
TABLA PERIÓDICA Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
 d, está en la zona d, grupo B, la columna depende de los electrones
que estén presentes en el subnivel, (orbital), si es 1e- (d1 ), está en la
columna III y así sucesivamente como se indico en diapositiva anterior.
Periodo 4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Grupo VII
B
d1 d2
III IV
3
4
d3
V
5
d4
VI
d5
d6 d 7 d8 d9
VII VIII VIII VIII I
d10
II
6
7
12
8
9
10
11
ANÁLISIS TABLA PERIÓDICA Y
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Determinación del grupo, período, número de electrones desapareados y
número de electrones de valencia para un átomo. Ejercicio resuelto:
Considere un elemento con 15 electrones en total. De acuerdo con su
configuración electrónica extendida se deduce que
• Pertenece al grupo VA, es un
elemento nitrogenoide.
• El elemento es paramagnético (3 de
sus 5 electrones de valencia están
desapareados).
• Presenta 3 niveles de energía con
electrones, por lo tanto se ubica en
el periodo 3.
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS
NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS
Gases Nobles
Metálicos
No metales
Columna 18 en la
tabla
periódica.
Grupo VIII
Todos los niveles
electrónicos
completos.
Configuración
electrónica
ns2np6
Químicamente
inertes.
Casi todos sólidos
(To Amb), excepto
Hg, Cs, Rb.
Conductores de la
electricidad.
No poseen brillo
metálico.
Gases
monoatómicos
No son maleables
ni dúctiles
Pierden electrones Malos conductores
con facilidad.
de la corriente y
calor.
Poseen brillo y Elementos del
buenos
grupo VIA y VIIA
conductores
de
calor.
Dúctiles y
Captan fácilmente
maleables
electrones.
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COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS
QUÍMICA
Propiedades Periódicas
Comprender las propiedades
periódicas de los elementos para predecir el
comportamiento químico de los elementos
Objetivo:
Esquema
Radio Atómico y Iónico
• Se define como “La media del radio del átomo en varios
compuestos covalentes’’
El radio atómico se presenta en diferentes formas como:
Radio Covalente: Se define como “La mitad de la distancia entre 2
átomos iguales unidos por un enlace simple.
Radios Iónicos: tamaño de una especie química que captó o cedió
electrones del mayor nivel de energía.
“EL RADIO DE UN CATIÓN ES
MENOR QUE EL RADIO DEL
ÁTOMO
NEUTRO,
PARA
UN
MISMO ELEMENTO”
“EL RADIO DE UN ANIÓN ES
MAYOR QUE
EL RADIO DEL
ÁTOMO NEUTRO, PARA UN
MISMO ELEMENTO”
Radio Atómico y Iónico
• El radio de un átomo aumentará al descender en un grupo
o familia (hay un aumento en el valor de n). Esto porque los
electrones se ubicarán en orbitales de mayor tamaño y, por
tanto, se hallarán más lejos del núcleo.
• En un período el radio atómico aumenta de derecha a izquierda, es
decir, desde que se comienza a llenar el orbital s1 hasta que culmina en
el orbital p6 .
Carga Nuclear Efectiva
• Se define como la carga con que el núcleo atrae los electrones
más externos. Depende de dos factores:
• Número atómico (Z)
• Efecto Pantalla (S): Electrones más cerca del núcleo
apantallan (bloquean) la carga positiva del núcleo sobre el resto
de los electrones.
• Ecuación de apantallamiento: Zef = Z - S
 En un período aumenta hacia la derecha
conforme aumenta el valor de Z, debido al
apantallamiento
de
los
electrones
(aumenta el número de electrones).
 En un grupo permanece casi sin
variaciones puesto que aumenta el
número de niveles de la misma forma en
que
aumenta
el
efecto
de
apantallamiento.
Potencial o Energía de Ionización (P.I.)
• Es la energía mínima necesaria para retirar el electrón mas débil
retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental.
Se puede representar en 2 ecuaciones:
A + Energía --------------> A+ + eÁtomo (gaseoso) + Energía ----> Catión (Ion positivo) + 1 electrón (e-)
• En los periodos aumenta, al
ser más grande el número
atómico (Z).
• En los grupos, al aumentar z,
disminuye (aumento distancia
núcleo con el último electrón).
Afinidad Electrónica o Electroafinidad (E.A.)
• Es la energía liberada cuando un átomo de una muestra gaseosa
capta un electrón en su nivel más externo
Se representa con la ecuación:
Átomo (gaseoso) + 1 electrón (e-) -----> Anión (Ion negativo)
Las electroafinidades pueden ser positivas o negativas y son
inversamente proporcionales al tamaño del átomo.
• En los periodos aumenta, al
ser más grande el número
atómico (Z).
• En los grupos, al aumentar z,
disminuye, porque la tendencia
es formar cationes.
Electronegatividad (E.N)
•
Es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer
electrones compartidos hacia su nube o densidad electrónica
(Electronegatividad en la Tabla
periódica según Pauling).
• En los periodos al aumentar el
valor de Z, el valor de
electronegatividad aumenta.
• En los grupos, al disminuir Z, el
valor de electronegatividad
aumenta.
Electropositividad (E.P)
•
Es la tendencia de un elemento para ceder electrones, (puede
considerarse también, como el carácter metálico de un átomo)
• En los periodos al
disminuir el valor de Z, el
valor de electropositividad
aumenta.
• En
los
grupos,
al
aumentar Z, el valor de
electropositividad
aumenta.
Resumen Prop. Periódicas