Grupo 105 Quimica Integrantes:

Leonardo Ng #30Oscar Omar Cuello Luna #11

Antony Guadalupe Martinez #22Andres Armando Moreyra Montoya #29

Tabla Periódica

Índice

• Configuración electrónica y bloques

• Periodos o niveles

• Tipos de elementos

• Números de oxidación

• Propiedades periódicas y electronegatividad

• Grupos• Estados Físicos

de los elementos

• CLASE DE ELEMENTOS

• Propiedades periódicas

• Electroafinidad

• Radio atómico

Configuración electrónica y Bloques

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Clasificación de la Tabla Periódica en Grupos y

Periodos

Periodos o niveles• PERIODOS: Son las filas horizontales,

nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.

• Los elementos que componen una mismo Periodo tienen propiedades diferentes pero masas similares

• Todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. El hierro, por ejemplo, pertenece al cuarto periodo, ya que tiene cuatro capas electrónicas.

• Cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.

• GRUPOS O FAMILIAS: Son agrupaciones verticales, que nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia en su ultimo nivel.En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.

Grupos o Familias

• Se ubican en los grupos A de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s1 hasta n s2 p5, excluyendo al 1s2 (helio que corresponde a un gas noble).

Grupo A: Elementos representativos

• Están formados por elementos de transición, en cuyos átomos el electrón de mayor energía relativa están en orbitales “d” o “f”; y sus electrones de valencia se encuentran en orbitales “s” (del último nivel) y/o orbitales “d” o “f”; por lo tanto sus propiedades químicas dependen de estos orbitales.

Grupo B:Elementos de transición

La mayoría de los elementos son solidos a Tempe. ambiente

(25ºC)

Los elementos que se encuentran en estado gaseoso son los gases nobles (He, Ne,

Ar, Kr, Xe y Rn), Hidrógeno, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y

Cloro.

Los únicos elementos líquidos a Tempe. ambiente es el

Mercurio y el Bromo.

Estados Físicos de los Elementos

Clase de Elementos

Metales

No Metales

Metaloides

• Son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Se oxidan (pierden electrones).• Se les denomina reductores.• Los metales forman cationes(+).• Son maleables y dúctiles.• Son sólidos a excepción del mercurio

(líquido a temperatura ambiente).• Puntos de fusión y densidad altas.

Metales

• Son malos conductores del calor y la electricidad.

• Se reducen (ganan electrones).• Se les denomina también oxidantes.• Forman aniones(-).• La mayoría a temperatura ambiente se

encuentran en estado sólido (C, P, S, I y Se). Como gases están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.

• Puntos de fusión y densidad bajos.

No Metales

• Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas.

• Ocupan una región diagonal que se observa en la tabla periódica (transición entre metal y no metal); entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

• Sus aplicaciones principales son en la industria electrónica.

Metaloides

Elementos naturales: • Se encuentran en la

naturaleza en forma libre o formando parte de un compuesto.

• En total son 90 elementos, desde el hidrógeno (Z=1) hasta el uranio (Z=92), excepto el tecnecio (Z=43) y el prometio (Z=61) que son artificiales.

Gases Nobles:• Los átomos de estos gases,

con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia. Esto significa que el

último nivel de energía tiene sus orbitales completos (8 e-).

Elementos sintéticos:• Son elementos químicos cuyos

átomos son producidos artificialmente.

• Son elementos radiactivos, es decir inestables.

• Elementos transuránicos(más allá del uranio), son elementos con numero atómico mayor de 92 desde el neptunio (Z=93) hasta meitnerio (Z=109).

Tipos de elementos

• Los elementos tienden a estabilizarse adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano (regla del octeto) y para ello ganan, pierden o comparten electrones.

• El número de oxidación de un elemento es precisamente el número de electrones que tiende a ganar o perder.

• Veamos algunos casos:• Los elementos del grupo 1 (configuración final ns1)tienen

número de oxidación +1 porque tienden a perder el último electrón.

• Los metales alcalinotérreos del grupo 2 (configuración final ns2) tienden a perder los dos electrones de valencia por lo que su número de oxidación es +2.

• Los elementos del grupo 3 (configuración final ns2np1) como el Al tienden a perder sus tres electrones externos por lo que tienen número de oxidación +3, aunque los elementos del grupo con mayor masa atómica como el In y el Tl también pueden perder un electrón y presentar número de oxidación +1.

Números de Oxidación

• En el caso del grupo 4 (configuración final ns2np2), el carbono presenta números de oxidación +2 y +4, siendo +4 el más frecuente; sin embargo los elementos Sn y Pb presentan preferentemente número de oxidación +2. 

• El grupo 5 (configuración final ns2np3) tienden a ganar 3 electrones para completar el octeto y por tanto presentan número de oxidación -3 pero también pueden perder esos 5 electrones finales y adquirir el número de oxidación +5.

• Los elementos del grupo 7 (configuración final ns2np5) tienden a ganar 1 electrón por lo que su número de oxidación fundamental es -1, aunque pueden presentar otros como +1, +3, +5 y +7, con más facilidad cuanto mayor número atómico tienen.

• Los gases nobles (configuración final ns2 para el He y ns2np6 para el resto) no tienen tendencia ni a ganar electrones ya que posee 8 electrones en su ultimo nivel.

• Para los metales de transición la situación es mucho más compleja debido a la existencia de los orbitales d internos. Por ejemplo el Mn ([Ar]3d54s2) puede presentar números de oxidación +2, +3, +4, +6 y +7

*n = nivel o periodo

• 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 así. Sus valores, se determinan escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7

• Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

• Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

• El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

Propiedades PeriódicasElectronegatividad

Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba

RESUMENLa electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico

• El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos.

• Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

• Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos.

• Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A 10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m) picometro (pm, 10-12 m).

• Variación periódicaAumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).

Radio Atómico

•En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones se hacen importantes, observándose un crecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.

• Omar: La mayoría de los elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo y al centro de la tabla periódica. Los no metales, que son relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla. Los metaloides entre los metales y los no metales.

• Andrés: Que un elemento pertenezca a un grupo o aun periodo, nos permite predecir ciertas propiedades, asimismo, sabemos según su ubicación qué tipo de elemento es y demás

• Tony: al estudiar un elemento, por ejemplo el Na, que esta en el periodo 1( alcalinos) sus propiedades y las de los mismos que están en el grupo son parecidas, ósea un elementos de un mismo grupo compartan características comunes.

• Leo: Análisis de las propiedades periódicas de los elementos, es decir, la comparación de sus propiedades según su ubicación en la tabla periódica. identificación de un elemento conociendo su numero atómico. comparar las propiedades de los elementos que forman un mismo grupo o periodo.

Conclusiones

Bibliografias• http://

es.slideshare.net/emilycarreras/estados-fisicos-y-tipos-de-elementos

• http://www.escuelapedia.com/elementos-naturales-y-sinteticos-en-quimica/

• http://moisesdelgado123.blogspot.mx/p/tabla-periodica-moderna.html

• http://iiquimica.blogspot.mx/2006/04/tabla-peridica-actual.html• http://

www.fullquimica.com/2011/07/clasificacion-de-los-elementos-segun-su.html

Videos:http://www.youtube.com/watch?v=efOBfpJYaCohttp://www.youtube.com/watch?v=71NkR1Mtolk