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TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS. IES “Pando” Departamento de Física y Química Química ESO Capítulo 7. Introducción. La tabla periódica es la herramienta química más útil para organizar y recordar aspectos químicos.

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TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

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Presentation Transcript

  1. TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS IES “Pando” Departamento de Física y Química Química ESO Capítulo 7

  2. Introducción • La tabla periódica es la herramienta química más útil para organizar y recordar aspectos químicos. • Los grupos o familias contienen elementos que tienen el mismo número de electrones de valencia. • Similitud en los electrones de valencia, conduce a similitud en las propiedades de los elementos. • Las tendencias observadas en las propiedades de los elementos, permite la predicción de sus propiedades químicas y su reactividad.

  3. Método común para determinar radios atómicos, suponiendo a los átomos como esferas que se tocan cuando se enlazan Modelo de Esferas En sólidos elementales En moléculas diatómicas 1/2 d 1/2 d d d

  4. Factores a Considerar • Muchas propiedades moleculares dependen de la distancia entre átomos. • Los radios atómicos permiten estimar las longitudes de los enlaces entre los diferentes elementos de una molécula. • Las tendencias generales son el resultado de dos factores que determinan el tamaño orbital externo: el número cuántico principal (n) y la carga nuclear efectiva (Zefc). • El incremento den,incrementa el tamaño del orbital. • El incremento deZefc ,reduce el tamaño del orbital.

  5. Variación delRadio Atómico Metales de Transición Incremento del Radio Atómico Incremento del Radio Atómico

  6. Comparación de Tamaños

  7. Radio Atómico vs. No. Atómico Tendencias según Niveles de Energía rat/pm número atómico

  8. Energías de Ionización • La energía de ionización de un átomo o de un ion es la energía mínima requerida para remover un electrón del estado basal de la especie en fase gas: • Primera energía de ionización, Na(g)  Na+(g) + e- I1 = 496 kJ/mol • Segunda energía de ionización. Na+(g)  Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol • Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es remover un electron: I1 < I2 < I3 …           

  9. Tendencias de I según Grupo y Nivel Energía de Ionización (kJ/mol) Incremento de la Energía de Ionización Incremento de la Energía de Ionización Estas tendencias en I se explican considerando los factores que afectan la fortaleza con que un electron es atraido en un atomo: Zefcy distancia electron-núcleo

  10. Energía de Ionización vs. No. Atómico I (kJ/mol) Número atómico

  11. Es el cambio de energía que ocurre cuando un electron es adicionado a un átomo gaseoso. Cl(g) + e- Cl-(g) Aelc= -349 kJ/mol [Ne]3s23p5[Ne]3s23p6 El signo de Aelc es arbitrario: Afinidad Electrónica

  12. El signo de Aelc es arbitrario: (-) indica que la energía es liberada en el proceso, como en el Cl, pero puede ser (+) si el anión es de mayor energía. Ar(g) + e- Ar-(g) Aelc > 0 kJ/mol [Ne]3s23p6[Ne]3s23p64s1 Afinidad Electrónica

  13. Tamaño de los iones

  14. Tabla Periódica Elementos representativos Gases nobles Metales de transición Cinc, cadmio y mercurio Lantánidos Actínidos Clasificación de los elementos. Nótese que los elementos del grupo 2B a menudo se clasifican como metales de transición a pesar de que no exhiben las características de éstos.

  15. Metales y No-Metales Propiedades Características Metales No-Metales Tienen brillo lustroso, colores No tienen lustre, varios colores Sólidos, maleables y dúctiles Sólidos quebradizos (duros o blandos) Buenos conductores Pobres conductores Los óxidos son sólidos iónicos Sustancias moleculares que dan básicos soluciones ácidas Forman cationes en solución Forman aniones u oxianiones en solución

  16. Metales y No-Metales: análisis comparativo Metales Los metales tienen bajas I y son fácilmente ionizables en reacción química. Las cargas de los iones más comunes, se muestran en la figura. Reacciones: i) metal + oxígeno  óxido metálico2Ni(s) + O2(g)  2NiO(s) ii) óxido metálico + agua  hidróxido metálico CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ac) iii) óxido metálico + ácido  sal + agua MgO(s) + 2HCl(ac)  MgCl2(l) + H2O(l)

  17. Metales y No-Metales: análisis comparativo No-Metales Sus puntos de fusión son más bajos que el de los metales. Los no-metales presentan las reacciones generales siguientes: Reacciones: i) metal + no-metal  sal2Al(s) + 3Br2(l)  2AlBr3(s) ii) óxido no-metálico + agua  ácido CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(ac) iii) óxido no-metálico + base  sal + agua CO2(g) + 2NaOH(ac)  Na2CO3(ac) + H2O(l)

  18. Metales y No-Metales: análisis comparativo Metaloides Los metaloides tienen propiedades intermedias entre las de los metales y las de los no-metales. Pueden exhibir algún carácter metálico, pero le faltan otros. El Si parece un metal, pero es quebradizo en lugar de maleable y es un pobre conductor del calor y la electricidad. Varios metaloides son semiconductores, propiedad fundamental en la construcción de circuitos integrados y chips de computadora.

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