TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD

Transcripción

1 TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD Dra. Silvia i E. Castillo Blum

2 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos. 2

3 CLASIIFACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS En el siglo XVIII, los trabajos de Boyle y Lavoisier, permitieron reconocer un número suficiente de elementos, para buscar una clasificación de ellos, con objeto de facilitar su estudio y avanzar en el estudio de la química. Antoine Laurent Lavoisier ( ) Robert Boyle ( ) 3

4 La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos de ellos radiactivos). 4

5 La primera división diiió de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (actualmente en desuso). Lavoisier agrupó los elementos en: no metálicos, formadores de ácidos metálicos formadores de bases formadores de sales 5

6 DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS EDAD SIGLO XVIII SIGLO XIX SIGLO XX ANTIGUA Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907 Plata Platino 1735 Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917 Cobre Cinc 1746 Cerio 1803 Tli Talio 1862 (1934) Hierro Níquel 1751 Iridio 1803 Indio 1863 Hafnio 1923 Plomo Bismuto 1753 Osmio 1803 Helio 1868 Renio 1925 Estaño Magnesio 1755 Paladio 1803 (1895) Tecnecio 1937 Mercurio (1808) Rodio 1803 Samario 1870 Francio 1939 Azufre Hidrógeno 1766 Potasio 1807 Galio 1875 Carbono Flúor 1771 Sodio 1807 Yterbio 1878 (1886) Bario 1808 (1907) Nitrógeno 1772 Boro 1808 Escandio 1879 Cloro 1774 Calcio 1808 Holmio 1879 Manganeso 1744 Iodo 1811 Tulio 1879 Oxígeno 1744 Cadmio 1817 Gadolino 1880 Molibdeno 1778 Litio 1817 Neodimio PERIODO DE Telurio 1782 Selenio 1817 Praseodimio 1885 Astato 1940 LA ALQUIMIA Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio 1940 Circonio 1789 Bromo 1826 Germanio 1886 Plutonio 1940 Arsénico ~1250 (1824) Aluminio 1827 Argon 1894 Curio 1944 Fósforo 1669 Uranio 1789 Torio 1828 Europio 1896 Americio 1945 Antimonio 1700 (1841) Vanadio 1830 Kripton 1898 Prometio 1947 Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon 1898 Berkelio 1950 (1808) Erbio 1843 Polonio 1898 Californio 1950 Titanio 1791 Terbio 1843 Radio 1898 Einstenio 1954 (1910) Rutenio 1844 (1911) Fermio 1954 Ytrio 1794 Xenon 1898 Mendelevio 1955 Actinio 1899 Nobelio Cromo Radon 1900 Berilio

7 Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de combinación del estroncio era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y que estas relaciones también se presentaban con otros elementos. En base a lo anterior, propuso la formación de triadas. calcio cloro litio azufre estroncio bromo sodio selenio bario yodo potasio telurio

8 En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico.. Alexandre-Emile Beguyer de Chancourtois 8

9 olos elementos análogos se acomodaban prácticamente sobre la misma generatriz pero el diagrama era demasiado complicado y difícilmente comprensible. Hélice Telúrica de Charcourtois 9

10 Newlands organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones John Alexander Reina Newlands ( ) 10

11 Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendeleyev al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos. En síntesis, Mendeleyev logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos 11

12 La ventaja de la tabla de Mendeleyev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes ili en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales. Dmitri Ivanovich Mendeleyev ( ) 12

13 Tabla Periódica de Mendeleyev 13

14 Convencido del carácter general de su ley no dudó en dejar vacíos lugares de la tabla, así como invertir el orden del telurio y de suponer dudososd los pesos atómicos de algunos elementos 14

15 En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico alemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedades. 15

16 Ha habido alguna discusión sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer o el ruso Dmitri Mendeleiev. Ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta. 16

17 En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleyev se publicó en 1869, un Julius Lothar Meyer año antes de que apareciera la de Meyer. 17

18 PRIMERA TABLA PERIÓDICA MENDELEYEV ( 1869 ). Los elementos ordenados según su peso atómico presentan una periodicidad en sus propiedades. p La magnitud del peso atómico determina el carácter químico del elemento. Se descubrirán más elementos, algunos de ellos parecidos al Al y al Si con un peso atómico comprendido entre 65 y

19 El peso atómico de un elemento se puede corregir a partir de sus propiedades y de sus análogos. Así el peso atómico del Te tiene que ser entre 123 y 126 en lugar de 128. Algunas de las propiedades características de un elemento se pueden deducir de su peso atómico. 19

20 PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEYEV ( 1869 ). I II III IV V VI H = 1 Li = 7 Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23 Mg = 24 Al = 27.4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40? = 45?Er = 56?Yt = 60?In = 75.6 Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63.4 Zn = 65.2? = 68? = 70 As = 75 Se = 79.4 Br = 80 Rb = 85.4 Sr = Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118? Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = Ru = Pd = Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210 Tl = 204 Pb =

21 Mendeleyev dio un nombre provisionala cada uno de los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, formado por un prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecino. También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico. Por ejemplo: Nombre Nombre Nombre Nombre Mendeleyev actual Mendeleyev actual eka aluminio galio dwi renio manganeso eka silicio germanio dwi telurio polonio 21

22 FORTALEZAS DE LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEYEV Permitió predecir las propiedades d de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos. Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo. Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química descriptiva. 22

23 23 TIPOS DE TABLAS PERIÓDICAS

24 REPRESENTACIONES GRÁFICAS DE LA TABLA PERIÓDICA Desde las primeras publicaciones i de la ley periódica, efectuadas por Mendeleyev y Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica. La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semilarga. 24

25 2s 3s 4s 5s 6s 7s 3d 4d 5d 6d 2p 3p 4p 5p 6p 25

26 26

27 27

28 TABLA PERIÓDICA SEMILARGA Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia. 28

29 TABLA PERIÓDICA o Hay semejanzas entre los elementos de diferentes familias, cuando las relaciones carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo: (n-1)d 1 ns 2 ns 2 np 1 29

30 TABLA PERIÓDICA Este formato de tabla incluye dos filas abajo del cuerpo principal, en la primera se colocan los 14 elementos que siguen al lantano y en la segunda los 14 elementos que siguen al actinio Indica en forma evidente en qué tipo de orbitales se encuentran los electrones de valencia: a s, p, d y f. 30

31 2s 3s 1s 2p 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5ff 6d 31

32 s 1 s 2 1 s PERIOD O s 2 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 2s 2p 2 3s 4s Metales de transición 3d 3p 4p 3 4 5s 6s Metales de transición inertes 4f 4d 5d 5p 5 6p 6 7s 5f 6d 7 f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d Elementos Representativos

33 s f d p Forma extra- larga s d p f Forma larga s 2 s 1 s 2 1s PERIODO p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 2s 2p 2 3s Metales de transición 3p 3 4s 3d 4p 4 5s Metales de transición inertes 4d 5p 5 6s 4f 5d 6p 6 7s 5f 6d 33 7 f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 Elementos Representativos

34 PERIODICIDAD En un periodo n = constante pero aumenta Z (número de protones) lo que genera: Disminución i ió de tamaño Aumento de la energía de ionización Aumento de la carga nuclear efectiva 34

35 Con figuraciones electrónicas 35

36 Números cuánticos n: número cuántico principal l: número cuántico del momento angular orbital m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico. Valores permitidos para n: números enteros 1, 2, 3,. para l: números enteros desde 0 hasta (n-1) para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2 36

37 Números cuánticos Significado físico Valores permitidos Principal (n) 1.Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el 1, 2, 3... electrón) 2.Distancia del electrón al núcleo. Secundario o azimutal (l) Magnético (m) Espín (s) Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n. Forma del orbital: l = 0: orbital s (esférico) l = 1: orbital p (bilobulado) (un orbital p en la dirección de cada eje coordenado: p x, p y, p z ) l = 2: orbital d Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo. Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. 0, 1, 2,..., n-1 -l,..., 0,..., + l ± 1/2 37

38 Principio de Aufbau olos electrones se acomodan partiendo del orbital de menor energía, hasta que todos los electrones están ubicados en un orbital apropiado. oel principio de Aufbau establece que el electrón que diferencia a un elemento del inmediatamente anterior (según el orden de sus números atómicos) ocupa el orbital disponible de menor energía. 38

39 Principio de exclusión de Pauli otodos los electrones en un átomo deben tener diferente combinación de los cuatro números cuánticos que describen su estado energético. Regla de Hund Ningún orbital puede tener dos electrones antes que los restantes orbitales de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital del más bajo nivel energético. 39

40 Diagrama empleado para determinar el llenado de los orbitales 40

41 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS 41

42 NÚMERO ATÓMICO El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo. 42

43 43

44 NÚMERO ATÓMICO Aumenta Aumenta 44

45 ENERGÍA DE IONIZACIÓN 45

46 ENERGÍA DE IONIZACIÓN Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro o de un ión gaseosos M (g) M + (g) + 1e - Aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajo 46

47 E. I. Z e * E I Z n e a * n a n a

48 PRIMERA ENERGIA DE SEGUNDA ENERGIA DE TERCERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIO IONIZACIÓN IONIZACIÓN 124 kcal/mol 1740 kcal/mol 2806 kcal/mol Primer electrón Segundo electrón Tercer electrón 48 Li Li + + e - Li + Li 2+ + e - Li2+ Li 3+ + e -

49 Li Be B C N O F En un periodo n es constante, aumenta Z* y E.I. aumenta kj mol -1 Li s 1 s Be s 2 s B s 2 p 1 s C s 2 p 2 s 2 p N s 2 p 3 s 2 p O s 2 p 4 s 2 p s 2 p 5 s 2 p F 49

50 En una familia n y Z* aumenta, pero el aumento del volumen domina y E.I. disminuye 1 ns n = 1 Li ns n = 2 Na n=3 K n = 3 Rb

51 51

52 PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN 52

53 AFINIDAD ELECTRÓNICA 53

54 AFINIDAD ELECTRÓNICA Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un electrón X(g) + 1 e - X - (g) H = - afinidad electrónica 54

55 - F + 9 (g) 1e F(g) + F (g) S - (g) + 1e - S 2- (g) 55

56 A.E. (kj/m mol) AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Be Mg Ca Sr Ba Número Atómico (Z) 56

57 AFINIDAD ELECTRÓNICA Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa). Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño. 57

58 58

59 59 ELECTRONEGATIVIDAD

60 Un elemento que en sus interacciones i químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad 60

61 Hay diversas s maneras de medir la electronegatividad (X) Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es: Xa-Xb = [ D ab -(D aa D bb ) 1/2 ] ½ D ab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares 61

62 Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como Xm = (AE + EI)/2 Alfred y Rochow definieron la electronegatividad Xm = (Z*e)/r x

63 Para elementos representativos ti aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha. 63

64 Periodo 2 Li Be B C N O F Periodo 3 Na Mg Al Si P S Cl

65 O F 4 N Período 2 C H Período 1 B S Be Li Si Al Mg Na P Período 3 Cl Valores de Pauling Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio 65

66 ELECTRONEGATIVIDAD D Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón H Li Na Período 1 Be Mg B Al Período 2 C N P Si O S Período 3 F Cl Valore es de Pauling 66

67 Electronegatividad para los elementos representativos H 2.1 Aumenta Li Be B C N O F Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 Aum menta K 0.8 Rb 0.8 Ca 1.0 Ga 1.6 Sr In Ge 1.8 As 2.0 Sn Sb Se 2.4 Br 2.8 Te I Xe 3.1 Cs Ba Tl Pb Bi Po

68 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 no-polar Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar. A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos. 68

69 Enlace H C H N H O H F Li F Diferencia de Electronegativi dades Carácter iónico porcentual bajo 27% 33% 41% 87% 69

70 CARGA NUCLEAR EFECTIVA 70

71 CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*) ) Los electrones más cercanos al núcleo tapan la carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor. La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z* 71

72 CARGA NUCLEAR EFECTIVA Para calcular l la z* de un algún electrón en un átomo se tiene: Z * = Z - σ Donde: Z es el número atómico del elemento. σ Constante de apantallamiento 72

73 Z * =Z- σ Para calcular l la constante de apantallamiento : 1. En un orbital ns o np 1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta. 1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con Todos los electrones de la capa n - 2, n-3,..., contribuyen con

74 Z * = Z - σ Para calcular la constante de apantallamiento σ: : 2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular σ : 2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada no apantallan. 2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f) apantallan con Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con

75 Ejemplos de cálculos de Z * 1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7N 1s 2 2s 2 2p (1s) 2 (2s, 2p) σ = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = Z * = = Considerando un electrón 3d del 30 Zn 2.1 (1s) 2 (2s, 2p) 8 (3s, 3p) 8 (3d) 10 (4s) σ = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = Z * = =

76 Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo Pb = 82 (4d) 10 (4f) 14 (5s 5p) 8 (5d) 10 (6s6p) 4 3 x 0.35 = x 0.85 = x 1.0 = 60 Suma efecto pantalla = Z* = =

77 Valores de carga nuclear efectiva para Z * = 1-18 H He Z* 1 2 1s Li Be B C N O F Ne Z* s s p Na Mg Al Si P S Cl Ar Z* s s p s p

78 RADIOS 78

79 El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectiva r n 2 ef * a0 Z * 79

80 Radio atómico Aumentan hacia abajo enungrupo. En cada 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. 80

81 Radio atómico 81

82 Radio covalente Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares. El radio covalente se considera como la mitad de la distancia i entre los átomos de la molécula. 82

83 83

84 Radio de van der Waals Cl Cl Cl Cl Radio covalente

85 Radio iónico Na Cl - Na + - Na + - Na Cl - + Na Cl - + Na + - Na Cl Cl + Cl Na + Cl Cl - - Na Na Cl - + Cl - Na Cl + Cl - - Na Cl - + Na + Na + Cl - De la distancia entre núcleos, cuánto le corresponde al anión y cuánto al catión? 85

86 Radio metálico Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na 2r 86

87 R a d i o H 0.37 Li Radio covalente-metálico A Be B C N O F Na Mg Al Si He d e Ne P S Cl Ar v a n d e r W a a l s 87

88 H - Radio iónico Å Li N - 2+ B C O F Be 0.60 Na + Mg Al Si 0.97 Si P S Cl

89 AUMENTA RADIO COVALENTE IO COV VALENT E AUMENT TA RAD H 0.37 Li 1.23 Na 1.57 Be B C N O F Mg P S Cl Al 1.25 Ga 1.25 In 150 Si 1.17 Ge 1.22 Sn 140 K Ca Ga Ge As Se Br Sr Sb Te I Xe Rb Cs Ba Tl Pb Bi Po

90 Estados de Oxidación 90

91 HCl H Cl El cloro atrae el electrón del hidrógeno y obtiene un número de oxidación de -1. Cl 2 Cl Cl El cloro comparte electrones con otro átomo de cloro, su número de oxidación es cero. HClO El cloro cede un electrón al oxigeno, su número de H O Cl oxidación es de

92 HClO 2 H O O Cl El cloro cede 3 electrones y tiene un número de oxidación de +3. HClO 3 O H O O Cl El cloro cede 5 electrones, tiene un número de oxidación de

93 HClO 4 O H O Cl O O El cloro cede sus 7 electrones y tiene un número de oxidación de

94 Estados de Oxidación Molécula H Cl O Suma HCl Cl HClO HClO (-2) 0 HClO (-2) 0 HClO (-2) 0 94

95 Estados de Oxidación de los metales de transición Número de electrones s y d B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

96 Propiedades Físicas 96

97 Punto de fusión El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda i a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos. Para los elementos de transición existe una tendencia a reducir su punto de fusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos. Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.

98 tura ºC C PUNTOS DE FUSION DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Temperat Be B Li N O F Ne Si Mg Al Na Cl P S Ar Ge Ca As Se K Ga Br Sr Kr Sb Te Rb In Sn I Xe Ba Tl Pb Bi Cs Po 98 At Rn

99 Familia ( C ) de fusión Punto Elementos 99

100 Periodo de fusió ón ( C) Punto Elementos 100

101 P t de Punto d Fusión F ió vs Número Nú Ató i Atómico Nú Número á átomico i punto d de fusión

102 PUNTO DE EBULLICIÓN Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba. En los elementos de transición existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con n 102

103 103

104 EMPAQUETAMIENTO DE SÓLIDOS METÁLICOS 104

105 Cúbica centrado en las caras Cúbica simple 105

106 Cúbica simple Irr 106

107 Retículo cristalino tipo diamante. Cada átomo está rodeado de otros cuatro en direcciones tetraédricas Diamante Grafito 107

108 ENLACES COVALENTES SÓLIDOS 108

109 109

110 110

111 Xenón 111

112 Número atómico Litio Berilio Boro Carbono B C B B C B C B B C C B B C C C C B C Sólidos metálicos Sólidos covalentes Si 112

113 7 8 9 Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón 1 0 N N O O F F Ne Gases Gas moleculares monoatómico 113

114 Sodio 11 Magnesio 12 alumnio13 Silicio i Sólidos Metálicos Sólido covalente 114

115 Fósforo 15 Azufre 16 Cloro 17 Argón 18 P Cl Cl Ar P P P S S S S S S S S Gases moleculares Gas monoatómico 115

116 116