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PROPIEDADES PERIÓDICAS, Metales, no metales, metaloides, se basan en la,…

- - - - GRUPOS
        
        Son las columnas verticales y tienen la misma valencia electrónica.
        
        Se agrupan de acuerdo a sus características
        
        Metales alcalinos (grupo 1)
        Metales de transición (grupos 3-12)
        Lantánidos
        Actínidos
        No metales (grupo 17)
        Gases nobles (grupo 18)
        Metales de transición
        Metaloides
        
        Poseen
        
        Misma valencia de electrones.
      - PERIODOS
        
        Son las filas horizontales y comparten las mismas masas.
        
        Según
        
        Las capas electrónicas de manera creciente.
        
        De
        
        Izquierda a derecha y de arriba a abajo.
      - BLOQUES
        
        Son divisiones según el orbital que esten ocupando los electrones mas externos.
        
        PUEDEN SER
        
        BLOQUES s. BLOQUES p. BLOQUES d. BLOQUES f.
    - - CLASIFICACIÓN SEGÚN SUS PROPIEDADES QUÍMICAS
        
        METALES
        
        NO METALES
        
        METALOIDES
        
        GASES NOBLES
    - - Distribución de los electrones en los niveles de energía y los subniveles dentro de un átomo.
        
        Esto se basa en el modelo cuántico y describe cómo los electrones ocupan los diferentes orbitales alrededor del núcleo.
        
        La notación de la configuración electrónica se expresa mediante números y letras, indicando el número de electrones en cada nivel y subnivel.
        
        Esta notación describe cómo los electrones llenan los subniveles en orden de energía, siguiendo las reglas de exclusión de Pauli y el principio de Aufbau.
        
        Los electrones ocupan primero los orbitales con menor energía antes de llenar los orbitales de mayor energía.
    - - Afinidad electrónica
        
        Carácter no metálico
        
        Radio iónico
        
        Carácter metálico
        
        Radio atomico
        
        Electronegatividad
        
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- - - - Es la carga nuclear real Z menos una constante de pantalla σ, se puede calcular de dos formas.
        
        En el segundo método, la constante de pantalla se calcula utilizando las reglas de Slater. En cualquier caso, se encuentra que la Zef se incrementa yendo de izquierda a derecha en un período y se mantiene aproximadamente constante dentro de un grupo.
        
        Utilizando estas tendencias en la Zef, rápidamente se racionalizan las variaciones en las propiedades periódicas.
        
        En la primera, la constante de pantalla se toma como si fuese justo el número de electrones de la capa más interna de un átomo. De esto resulta la carga nuclear efectiva que se identifica con el número de grupo.
      - La carga nuclear efectiva (Zef) puede calcularse utilizando la siguiente fórmula:
        
        Zef= Z – σ
        
        Donde:
        
        • Z es el número atómico, que es igual al número de protones en el núcleo del átomo.
        
        • σ (sigma) representa el apantallamiento o efecto de apantallamiento causado por los electrones internos en niveles de energía inferiores al nivel en consideración.
    - - Relación inversa con Zef
        
        A medida que la carga nuclear efectiva (Zef) aumenta, la atracción entre el núcleo y los electrones de la capa externa también aumenta. Esto provoca una mayor fuerza de atracción hacia el núcleo, lo que resulta en una contracción del radio atómico. En otras palabras, cuanto mayor sea la Zef, más fuertemente los electrones externos se mantendrán cerca del núcleo y más pequeño será el radio atómico.
        
        Una mayor Zef conduce a una mayor atracción entre el núcleo y los electrones de la capa externa, lo que reduce el radio atómico, mientras que un menor Zef permite que los electrones de la capa externa se alejen del núcleo, lo que aumenta el radio atómico.
        
        Esta relación entre Zef y los radios atómicos es una parte clave de la comprensión de las tendencias y propiedades en la Tabla Periódica.
      - Efecto de apantallamiento
        
        Los electrones en niveles internos actúan como "escudos" que apantallan los electrones de la capa externa de la carga positiva del núcleo. Cuanto mayor sea el valor de Zef, más efectiva será la capacidad de los electrones internos para apantallar la carga positiva del núcleo, lo que reducirá la repulsión entre los electrones externos y el núcleo. Esto, a su vez, permite que los electrones externos estén más alejados del núcleo y aumenta el radio atómico.
  - - - Capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia si mismo.
        
        La electronegatividad deberia incrmentar a lo largo de un periodo debido al incremento de la carga nuclear efectiva y disminuir al descender en el grupo debido al incremento del tamaño atomico
    - - “Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes”.
        
        Se determinan por la fuerza de atracción entre los electrones del nivel externo y el núcleo.
        
        Varía a lo largo de la Tabla Periódica debido a las diferencias en el número de protones (número atómico) y en la configuración de los electrones.
        
        -En un período, al moverse de izquierda a derecha, el aumento del número atómico incrementa la carga nuclear efectiva y la atracción de los electrones hacia el núcleo, lo que disminuye el radio atómico.
        
        -En un grupo, al descender, los electrones ocupan niveles de energía más elevados, aumentando la separación promedio entre el núcleo y los electrones externos, lo que incrementa el radio atómico.
    - - Es el cambio en la energía cuando se añade un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso
        
        X(g) + e- → X- (g)
        
        Hay dos excepciones horizontales y una vertical en esta tendencia general
        
        La primera se explica utilizando los diagramas de orbitales de los elementos del grupo 1A y 2A
        
        La segunda se explica utilizando un conjunto de diagramas de orbitales apropiados
        
        La vertical procede del hecho de que los elementos del segundo periodo sean mucho más pequeños que los elementos del tercer periodo, y es mucho más fácil que estos elementos más pequeños acepten un electrón debido a mayores repulsiones electrón- electrón
      - -Atrae e- y se forman aniones.
        -Se libera energía.
    - - Energía mínima necesaria para separar a un electrón menos fuertemente unido de un átomo neutro en estado gaseoso, para formar un ion con carga 1+ (catión).
        
        1° y 2° Energía de Ionización
        
        1° E. de Ionización
        
        Cambio entálpico correspondiente al proceso que se presenta mediante la ecuación:
        X(g) → X+(g) + e-
        
        Se extrae el electrón del orbital ocupado más externo de un átomo libre X.
        
        2° E. de Ionización
        
        Cambio entálpico correspondiente al proceso que se presenta mediante la ecuación:
        X+(g)→ X2+(g) + 1e-
        
        es mayor que la 1°.
        
        Cada e- que se pierde genera una energía de ionización distinta, por lo que si tenemos un elemento que tiene 2e- que puede perder (como los del grupo 2), va a tener 1° y 2° energía de ionización.
        
        Ejemplo
        
        1° E.I.: Ca(g) + 599kj → Ca+(g) + 1e-
        2°E.I.: Ca+(g) + 1145kj → Ca2+(g) + 1e-
        
        Relación con Carga Nuclear efectiva
        
        Baja carga nuclear efectiva ↓
        Baja energía de ionización ↓
        
        Un átomo que tiene baja carga nuclear efectiva, va a ceder con facilidad los e-, por lo que la energía de ionización va a ser menor.
        
        Excepciones
        
        Grupo 2A a 3A
        
        Ligero descenso de la energía de ionización en el caso del Boro (grupo 3) en comparación con el Berilio (grupo 2) ó el Nitrógeno (grupo 5) con el Oxígeno (grupo 6).
        
        Es un fenómeno que no resulta evidente cuando se comparan los radios covalentes; es un indicio de que los orbitales s apantallan parcialmente a los orbitales p correspondientes.
        
        Los orbitales s penetran más cerca del núcleo que los orbitales p correspondientes.
        
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        Grupo 5A a 6A
        
        Factores de los cuales depende
        
        a) Carga del núcleo atómico.
        b) Apantallamiento que experimentan los electrones externos debido a los e- internos.
        c) Tamaño del átomo.
        d) Tipo de orbital (s,p,d,f).
        
        Relación con Capacidad de Oxidación
        
        La energía de ionización aporta la información necesaria para saber si un átomo tiene mayor facilidad o dificultad para oxidarse (perder electrones).
        
        -Cuanta menor energía de ionización requiera, el átomo puede oxidarse fácilmente.
        
        Ejemplo:
        Li(g) + 520kj → Li+(g) + 1e-
        El litio requiere menor energía de ionización para separar al electrón más externo, por lo que tiende a oxidarse fácilmente. Esto lo podemos verificar con su valor de potencial que es -3,045 v (valor negativo = oxidación).
        H(g) + 1312kj → H+(g) + 1e-
        El hidrógeno requiere de mayor energía de ionización para separa a su electrón más externo, por lo que es más difícil que se oxide. Esto lo podemos verificar con su valor de potencial que es 0 v.
        
        -Cuanto mayor es el radio atómico, menor energía de ionización se requiere.
        -Cuanto menor es el radio atómico, mayor energía de ionización se requiere.
      - -Nos da indicio de la capacidad que tiene de oxidarse un elemento.
        -Es la 2° en importancia.
      - -Cede e- y se forman cationes.
        -Se debe aplicar energía.
      - Propiedades que aumentan en las mismas direcciones
        
        Aumentan de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba
    - - Radio atómico, energía de ionización y afinidad electrónica.
    - - Electronegatividad.
- - - - El pequeño tamaño de los primeros elementos corresponde a la diferencia en las afinidades electrónicas.
        
        Mayor probabilidad de formación de enlaces π entre ellos y con otros elementos.
        
        La ausencia de disponibilidad de orbitales d se debe a que éstos son de energía lo suficientemente baja como para ser ocupados sin un excesivo gasto de energía de promoción.
        
        Particularmente en el Li, Be, B y C influye el alto grado de carácter covalente en los compuestos que forman estos elementos.