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LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

Se pueden separar en dos grupos:

1- Las que tienen relación con el de tamaño:

Los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos.

La densidad. (ρ)

El punto de fusión y ebullición. (Pf y Peb)

2- Las de carácter energético (se denominan propiedadesmagnéticas,) entre ellas destacan:

El Potencial de Ionización o Energía de Ionización. (P.I.)La Afinidad Electrónica o Electroafinidad. (E.A.)La Electronegatividad. (E.N.)

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PERIODICIDAD

En un periodo n = constante pero aumenta Z (número de protones) lo que genera:

•Disminución de tamaño

•Aumento de la energía de ionización

•Aumento de la carga nuclearefectiva

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RADIO ATOMICO:

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EN CADA GRUPO: EL radio atómico crece con el

aumento del número atómico (Z), como consecuencia del

aumento del número de niveles electrónicos.

EN CADA PERIODO: El tamaño atómico disminuye de

izquierda a derecha al aumentar el número atómico (Z),

como consecuencia del aumento de la carga nuclear e

invariación del número de niveles electrónicos.

.

PROPIEDADES POR RELACIÓN DE TAMAÑO

RADIO ATOMICO:

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Tendencias periódicas del tamaño atómico

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Comparando el tamaño de átomos e iones

El radio de un ión metálico es de aproximadamente la mitad del radio del átomo metálico correspondiente

El radio de un ión no metálico es de aproximadamente el doble del radio del átomo no metálico correspondiente.

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POTENCIAL DE IONIZACION ( I):El potencial o energía de ionización, es la cantidad mínima deenergía necesaria para remover un electrón de unátomo gaseoso neutro y formar un ion positivo.X(g) X+(g) + e-

EN UNA FAMILIA: El potencial de ionización ( I ) disminuye alaumentar el número atómico (Z), porque los e- de valencia seencuentran más lejos del núcleo.

EN UN PERIODO: El potencial de ionización aumenta con elaumento del número atómico, pero el incremento no es regular.

Las tendencias en los I están relacionadas con el tamañoatómico. A mayor radio, menor es el I.

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ÁTOMO POLIELECTRÓNICO

En un átomo polielectrónico se pueden sacar varios electrones, porlo que se pueden definir tantas energías de ionización comoelectrones tiene el átomo

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Tendencias periódicas de la Energía de Ionización

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AFINIDAD ELECTRONICA (AE)

La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade 1e- a un átomo gaseoso aislado para formar un ion con carga -1La AE es la adición de 1e- a un átomo gas neutro:

X(g) + e- X-(g)

Las EA aumentan en un periodo de izquierda aderecha.

En un grupo la EA disminuyen de a medida queaumenta el nivel de energía.

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ELECTRONEGATIVIDAD: Representa la tendencia queposee un átomo para atraer electrones haciasí cuando se combina químicamente con otro átomo.

EN UN PERIODO: La electronegatividad aumenta deizquierda a derecha, siendo mínimo para los alcalinosy máximo para los halógenos.

EN UN GRUPO la electronegatividad disminuye dearriba hacia abajo.

La electronegatividad del F = 4.0 es el elementomàs electronegativo de la tabla periòdica!!!.

El Cs y el Fr, son los elementos que sostienenmás débilmente los e- y tienen el valor másbajo = 0,7

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Resumen de Propiedades Periódicas

En un Periodo Moviéndose izquierda --> derecha •Radio Atómico Disminuye •Energía de Ionización Aumenta•Electronegatividad Aumenta

En una Familia Moviéndose de arriba --> abajo•Radio Atómico Aumenta •Energía de Ionización Disminuye•Electronegatividad Disminuye

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La electronegatividad sirve para clasificar loselementos en 2 grandes grupos:

Metales: Elementos cuyos átomos ejercen unaatracción relativamente pequeña sobre loselectrones externos, es decir, tienen valorespequeños de E.I. y de E.A. (bajos valores de E.N.)

Muestran fuerte tendencia a formar cationes, son agentes reductores.

No metales: Elementos cuyos átomos ejercen unaatracción relativamente grande sobre los electronesexternos, es decir, presentan valores elevados de E.I.y de E.A. (valores grandes de E.N.) Muestran fuertetendencia a formar aniones, son agentes oxidantes.

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¿Por qué se unen los átomos?

Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos.

porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.

Mayor estabilidad ….cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura de los gases nobles.

Los átomos se unen para formar enlaces porque con ello consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles

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ENLACE QUIMICO: Fuerzas de atracción que mantienenunidos a los átomos en los compuestos químicos.

CaF2

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ENLACE IÓNICO: Se produce por la transferencia deelectrones de un metal a un no metal.

Los metales tienen electronegatividades bajas y tienden aperder electrones. Cuando un metal pierde uno o máselectrones se convierte en un catiòn, un iòn cargadopositivamente.

Los no metales tienen altas electronegatividades y tienden aganar electrones, formándose un aniòn, un iòn cargadonegativamente.

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Ej. El cloruro de sodio, NaClEl sodio es un metal alcalino con 1 electrón externo:Na 1s22s22p63s1

La configuración electrónica del cloro es:Cl 1s22s22p63s23p5

Na Cl Na+ Cl-

Lo iones con cargas opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace ionico.

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En general, a más distante se encuentran los elementosen la tabla periódica, existe mayor probabilidad que seforme un compuesto iónico. Es decir, una diferenciade electronegatividad entre los elementosfavorece la formación de enlaces iónicos.

Ej. Todos los metales del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs)reaccionan con los elementos del grupo VIIA (F, Cl, Br, I)para formar compuestos iònicos de la fórmula generalMX.

Los iones M+ y X- siempre tienen configuración de gas nobles

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Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica.

Los compuestos iónicos No están formados por moléculas!!!!!.

NaCl CsCl

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• Elevados puntos de fusión y ebullición

• Solubles en agua

• No conducen la electricidad en estado sólido,pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: Electrólisis)

• Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Propiedades compuestos iónicos

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ENLACE COVALENTE: Se forma cuando dos átomoscomparten uno o más pares de electrones:

No metal +No metal Compuesto Covalente

Los No Metales tienen altas electronegatividades, es decir granatracción por los electrones del enlace químico.

Ejem: Enlace covalente de las moléculas de hidrógeno, H2 :

El gas hidrógeno está compuesto de moléculas de H2

La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1

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Molécula de Cloro, Cl2La configuración electrónica de un átomo de:Cl: 1s22s22p63s23p5

Representación de los enlaces de las moléculas de H2 y Cl2

Se forman así habitualmente Moléculas: pequeños grupos de átomosunidos entre sí por enlaces covalentes.

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Los enlaces covalentes pueden ser simples (ejem:moléculas de cloro e hidrógeno) o múltiples.

Los elementos que pueden forman enlaces múltiples son :O,N, C, P, y S.

Ejem. Compuestos covalentes binarios comunes: el agua, H2O, el amoniaco NH3 y el dióxido de carbono, CO2.

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• No conducen la electricidad

• Solubles: moléculas apolares – apolares

• Insolubles: moléculas polares - polares

• Bajos puntos de fusión y ebullición…

• ¿Fuerzas intermoleculares?

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

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La mayoría de los compuesto covalentes sonlíquidos o gases; algunos son sólidos blandos.

los compuestos iónicos se diferencian de los compuestoscovalentes en que Los compuestos covalentes tienen:

-. densidades, puntos de fusión y de ebullición menores.

-. son malos conductores del calor y la electricidad.

-. cuando se disuelven en agua, la mayoría forma iones.

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ENLACE METALICO

Se forma cuando se combinan entre sí elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco.

Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3.

y…….pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+.

Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

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Fe

Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.

ENLACE METALICO

Asi, todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

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1. Conductividad eléctrica elevada.

PROPIEDADES de los METALES

La presencia de un gran número de electrones móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varioscientos de veces mayores que los no metales.

2. Buenos conductores del calor.

3. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes.

Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a ladisolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.

El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.

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4. Ductilidad y Maleabilidad.).

En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

La mayoría de los metales son Dúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) y Maleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminas delgadas

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Fuerzas Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals

1-Fuerzas dipolo-dipolo- Interacción entre un dipolo (densidad de

carga temporal) en una molécula y un dipolo en lamolécula adyacente.- Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre

moléculas polares neutras.

HCl, HBr, HI…

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Fuerzas Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals

2-Enlaces de Hidrógeno

Son fuerzas intermoleculares más fuertes de las fuerzas deVan der Waals.-El enlace de hidrógeno requiere que el H esteunido (enlazado) a un elemento electronegativo,como F, O y N.

Enlaces por puentes de hidrógeno entre moléculas de HF

Ej: HF ,H2O, NH3

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Fuerzas Intermoleculares

Punto de ebullición normal (K)

Masa molecular (u)

Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición. 34