Tabla periódica elementos propiedades

Índice
Introducción ........................................................................................................................1
Tabla Periódica...................................................................................................................2
DESARROLLO DE LA TABLA PERIODICA.................................................................3
Antecedentes de la tabla periódica...............................................................................5
Tabla Periódica Amplia ....................................................................................................6
Símbolos químicos............................................................................................................7
Organización De La Tabla Periódica ............................................................................8
Grupos Y Periodos De la Tabla Periódica.................................................................12
Bloque por orbitales s p d f...........................................................................................13
Uso y Efecto de algunos elementos y compuestos ...............................................14
Propiedades periódicas de los elementos................................................................15
PERIODICIDAD QUÍMICA...............................................................................................17
Electronegatividad...........................................................................................................18
Energía de ionización .....................................................................................................19
Afinidad electrónica ........................................................................................................20
Radio atómico...................................................................................................................21
Enlaces Químicos............................................................................................................22
Regla del octeto ...............................................................................................................24
Enlace iónico.....................................................................................................................25
Enlace covalente..............................................................................................................26
Enlace metálico ................................................................................................................28
ENLACE ENTRE MOLECULAS.....................................................................................29
Enlace por puente de hidrógeno .................................................................................30
Enlace por fuerzas de Van der Waals.........................................................................31
Geometría molecular.......................................................................................................33
Conclusión.........................................................................................................................34
Bibliografías ......................................................................................................................35

1
Enrique LópezBalmaceda1 “D”
Introducción
Gracias a la Química ha habido un gran progreso de los materiales en los tiempos
modernos, comparado con otras épocas, hoy ocupa uno de los primeros lugares
en la enseñanza superior de todos los pueblos civilizados, la química es necesaria
en nuestras vidas ya que en cualquier aspecto de nuestro bienestar material
depende de la Química en cuanto esta ciencia proporciona los medios adecuados
que lo hacen posible y comprueba muchas cosas sobre nuestra vida del día a día.
Aquí Veremos que todo lo que compone la tabla periódica desde sus elementos
hasta grupos. También veremos Ejemplos de algunos elementos de la tabla
periódica que son unos de los más importantes. En este tema ofrecemos la
información básica para el estudio detallado posterior de los elementos químicos y
su reactividad.

2
Tabla Periódica

3
DESARROLLO DE LA TABLA PERIODICA
En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico
alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos
elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas:
cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y telurio, y cobalto,
manganeso y hierro. Verificó entonces que el peso atómico del elemento central
de la tríada podía ser obtenido, aproximadamente, promediando el de los otros
dos. Del mismo modo, el peso atómico del estroncio resulta ser aproximadamente
igual al promedio de las masas atómicas del calcio y del bario. Estos tres
elementos poseen propiedades semejantes. Sin embargo, debido al número
limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la
distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el
significado de las tríadas de Döbereiner. El desarrollo del espectroscopio en 1859
por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo
posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso
químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao
Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el
oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió
que los químicos consiguieran una lista consistente de los elementos. Hacia 1860,
estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones
entre las propiedades de los elementos y por consiguiente, a trabajar en nuevas
propuestas de clasificación. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands
intentó clasificar los elementos por orden de masas atómicas crecientes,
observando que después de cada intervalo de siete reaparecían las mismas
propiedades químicas (es decir que el octavo elemento tenía propiedades
similares a las del primero). Por su analogía con la escala musical, la clasificación
fue llamada "ley de las octavas". En las columnas que resultan de la clasificación
de Newlands se observa la presencia de los elementos pertenecientes a una

4
misma tríada (Li, Na y K). Se deduce que a partir del Li, el elemento de número de
orden igual a 8 es el Na que tiene propiedades similares. Lo mismo ocurre con el
Be (berilio), que presenta propiedades químicas similares al Mg (magnesio); con el
B (boro) y el Al (aluminio), y así sucesivamente. El descubrimiento de Newlands
no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad
observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos. Si
bien el trabajo de Newlands fue incompleto, resultó de importancia, ya que puso
en evidencia la estrecha relación existente entre los pesos atómicos de los
elementos y sus propiedades físicas y químicas.

5
Antecedentes de la tabla periódica
Siempre ha sido una incógnita para el ser humano la composición de la materia
que nos rodea. Lejos quedaron los cuatro elementos primigenios resumidos en
agua tierra fuego y aire que durante siglos definían los diferentes estados de la
materia. Por suerte, a medida que la ciencia ha ido avanzando podemos hoy en
día enumerar una gran multitud de elementos diferentes clasificados y ordenados
de forma coherente en la tabla periódica moderna actual.
A medida que se fueron descubriendo los elementos aparecía el problema de
ordenarlos y clasificarlos, así, los antecedentes de la tabla periódica se basaron
en un orden establecido mediante las masas atómicas, con la carencia de no
poder distinguir claramente las diferencias y semejanzas entre aquellos
elementos.

6
Tabla Periódica Amplia

7
Símbolos químicos

8
Organización De La Tabla Periódica
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y
se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades
similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o
familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos
como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como
elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición.
Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla
periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica también permite clasificar a los elementos en metales, no
metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a
los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se
encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales;
reciben el nombre de metaloides.
Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y
dúctiles, tienen brillo característico.
No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no
son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.

9
Metales, no metales y semimetales
Metales
El oro es un metal
Los metales son un grupo de elementos químicos que presentan todas o gran
parte de las siguientes propiedades físicas: estado sólido a temperatura normal,
excepto el mercurio que es líquido; opacidad, excepto en capas muy finas; buenos
conductores eléctricos y térmicos; brillantes, una vez pulidos, y estructura
cristalina en estado sólido.
Metales y no metales se encuentran separados en el sistema periódico por una
línea diagonal de elementos. Los elementos a la izquierda de esta diagonal son
los metales, y los elementos a la derecha son los no metales. Los elementos que
integran esta diagonal -boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio
y astato- tienen propiedades tanto metálicas como no metálicas.

10
La plata es un elemento metálico
Los elementos metálicos más comunes son los siguientes: aluminio, bario,
berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro,
plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio,
platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio,
volframio, uranio, vanadio y cinc. Los elementos metálicos se pueden combinar
unos con otros y también con otros elementos formando compuestos, disoluciones
y mezclas. Una mezcla de dos o más metales o de un metal y ciertos no metales
como el carbono se denomina aleación. Las aleaciones de mercurio con otros
elementos metálicos son conocidas como amalgamas.
Metaloides o semimetales
Junto con los metales y los no metales,
los metaloides o semimetales comprenden una de las tres categorías de
elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las
propiedades de enlace e ionización.
Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales. No hay una
forma unívoca de distinguir los metaloides de los metales verdaderos, pero
generalmente se diferencian en que muchas veces los metaloides son
semiconductores antes que conductores.

11
Son considerados metaloides los siguientes elementos:
Boro (B)
Silicio (Si)
Germanio (Ge)
Arsénico (As)
Antimonio (Sb)
Telurio (Te)
Polonio (Po)
Dentro de la tabla periódica los metaloides se encuentran en línea diagonal desde
el boro al polonio. Los elementos que se encuentran encima a la derecha son no
metales, y los que se encuentran debajo a la izquierda son metales.

12
Grupos Y Periodos De la Tabla Periódica

13
Bloque por orbitales s p d f
fg

14
Uso y Efecto de algunos elementos y compuestos
En nuestro alrededor existen algunos elementos que debido a su estructura o en
combinación con otros en forma de compuestos son perjudiciales al hombre ya
que son contaminadores del medio ambiente. Algunos elementos son productos
químicos y petroquímicos. Entre muchos otros elementos.
Aunque no todo es malo. Es bien sabido que las plantas y los animales son
compuestos químicos (ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, hormonas, azucares,
lípidos, vitaminas, etc.) que pueden tener deficiencias de algunos de estos
compuestos y que pueden de una forma ecológica ser recuperados sin necesidad
de usar sustancias químicas preparadas que pueden llegar a alterar la
composición y estructura genética de los seres.

15
Propiedades periódicas de los elementos
Los elementos químicos en la Tabla periódica están ordenados como ya sabemos
por su número atómico. De hecho sus propiedades son funciones de su número
atómico. Esto significa que el aumento o el descenso de una determinada
propiedad esta relacionada con el orden de los números atómicos. Con respecto a
las propiedades periódicas de los elementos específicamente hablaremos aquí de
las más importantes.
Electronegatividad: La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de
un cierto elemento a captar electrones. Si su electronegatividad es elevada
significa que tiene mucha tendencia a atraer electrones de otro elemento que sería
el dador. Los no metales son aceptores, es decir, electronegativos y los metales
son electropositivos o sea, dadores de electrones. En la Tabla periódica la
electronegatividad aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo período y
de abajo hacia arriba dentro de un grupo. El elemento más electronegativo es el
Flúor y el más electropositivo es el Francio.
Radio atómico: Básicamente es la distancia que hay entre el centro del núcleo
hasta el electrón más externo. Si nos ubicamos dentro de un mismo grupo
(vertical), como por ejemplo el grupo I (Alcalinos), le radio atómico será mayor
obviamente para el Francio que se encuentra en el nivel o período 7 que el Litio
que está en el 2. Al estar en el nivel 7 se encontrara a mayor distancia del núcleo
por eso tendrá mayor radio atómico que el Litio. Ahora si estudiamos esta
propiedad a nivel horizontal es algo más complicado de entender. Si estamos en
un mismo nivel veremos que el número atómico crece hacia la derecha. Esto
significa que un elemento ubicado más a la derecha tendrá mayor cantidad de
electrones que su vecino de la izquierda. Al tener más electrones tendrá más
protones (cargas positivas). Por lo tanto habrá más fuerza de atracción de los

16
electrones hacia el núcleo y esto provocara una reducción aunque sea pequeña
del radio atómico ya que la nube electrónica se acercara más al núcleo. En
conclusión, los elementos ubicados más a la derecha dentro de un cierto nivel,
tendrán menor radio atómico que los ubicados a la izquierda. Por eso, el radio
atómico disminuye hacia la derecha.
Potencial de ionización: Es la energía que hay que entregar para arrancarle el
electrón más externo a un átomo en su estado neutro y gaseoso. Cuando se trata
del electrón más externo hablamos de la primera energía o potencial de ionización
y si se trata por ejemplo del segundo será la segunda energía o potencial de
ionización. Generalmente las bibliografías hablan más de la primera energía. Con
respecto a un grupo esta energía aumenta de abajo hacia arriba. Se entiende
porque si volvemos al ejemplo del grupo I será más complicado extraerle el
electrón más externo al Litio o al Sodio que al Francio que está muy lejos del
núcleo (nivel 7). Al estar tan lejos del núcleo hay muy poca atracción y por lo tanto
es más fácil sacarle su electrón. Si ahora planteamos la misma situación a nivel de
un periodo, o sea, horizontalmente, ocurre algo similar comparado con el radio
atómico. Aumenta hacia la derecha porque hay mayor densidad electrónica en los
elementos ubicados más a la derecha por tener mayor número atómico. Al estar
con más electrones, habrá más protones y mayor atracción. Por este motivo se
necesitara más energía o potencial para arrancarle algún electrón.

17
PERIODICIDAD QUÍMICA
La determinación de las propiedades y la clasificación de los elementos ha sido
unos de los logros más importantes de la química. La periodicidad se describe
como una propiedad de los elementos químicos. Indica que los elementos que
pertenecen a un mismo grupo o familia de la tabla periódica tienen propiedades
muy similares. Los elementos se ordenan en un arreglo sistemático, aunque no es
ideal, es muy útil.
CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES
Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que
permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las
similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los
científicos que consolidaron la actual ley periódica:
Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con
propiedades químicas similares, llamadas triadas.
John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en
orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra
que cada octavo elemento existía repetición o similitud
entre las propiedades químicas de algunos de ellos.
Dimitri Mendeleiev y
Lothar Meyer:
Clasifican lo elementos en orden ascendente de los
pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de
tal manera que aquellos de propiedades similares
quedaban ubicados en el mismo grupo.

18
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera
menos frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma
un enlace químico en una molécula. También debemos considerar la distribución
de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros
distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no
moleculares. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el Francio es el
elemento con menos electronegatividad.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente
por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de
valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido
correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el
investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un
desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. La electronegatividad no se
puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía
de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos
a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

19
Energía de ionización
La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para
separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado
de gas.1
La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
.
Siendo los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; ,
la energía de ionización y un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial
de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este
segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de
un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que
soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se
conserva la misma carga nuclear.

20
Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada
cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de
energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo:
.
Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón
en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los
casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de
repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema
Internacional de Unidades, en kJ·mol-1.
También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad
electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la
especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento;
evidentemente la entalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para
los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía
de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía
de ionización de orden cero.

21
Radio atómico
 Radio Atómico: El radio atómico se define como la distancia media que
existe entre los núcleos atómicos de dos átomos que se encuentren unidos
mediante un enlace (los enlaces atómicos se verán en detalle un poco más
adelante). Para los átomos que se unan mediante una cesión de electrones,
el radio atómico corresponde a la distancia indicada en la Siguiente
Imagen.
 Mientras que los que se unan mediante una compartición de electrones, el
radió atómico se representa tal y como apárese en la Siguiente Imagen
Para esta consideración
se considera al átomo como una esfera. El radio atómico aumenta a medida
que se aumenta en el período y a medida que se baja en el grupo.

22
Enlaces Químicos
ENLACES INTERATOMICOS
Este tipo de enlaces se da entre átomos de dos o más elementos, este tipo de
enlaces a su vez se divide en tres tipos diferentes, cada uno con propiedades
diferentes a los otros, estos son:
ENLACE IONICO
Este tipo de enlace se da entre un elemento metal y un no metal, en él, el
elemento metal cede electrones al no metal, con esto el no metal llena su ultimo
orbital y el metal queda con su ultimo orbital completo, con esto, ambos alcanzan
la estabilidad.
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS FORMADOS POR ENLACES
IONICOS:
o Son sólidos
o Son buenos conductores del calor y la electricidad
o Tienen altos puntos de fusión y ebullición
o Se disuelven fácilmente en agua

23
ENLACE COVALENTE
Este tipo de enlace se da entre elementos no metales, en el los átomos lo forman
comparten los electrones de su ultimo orbital con los otros átomos para que así
alcancen la estabilidad. En este tipo de enlace, los átomos no ganan ni pierden
electrones, los comparten,
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS FORMADOS POR ENLACES
COVALENTES:
o Se pueden presentar en cualquier estado de agregación de la materia.
o Son malos conductores del calor y la electricidad.
o Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.
o Son solubles en diversos solventes pero no en el agua.
ENLACE METALICO
Este tipo de enlace se da solo entre metales, por medio de este, se mantienen
unidos dos o más metales entre sí. En este tipo de enlace, al igual que en el
enlace covalente, los átomos que lo forman comparten sus electrones de valencia
para alcanzar la estabilidad.
CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS FORMADOS POR ENLACES
METALICOS:
o Suelen ser sólidos, excepto el mercurio
o Son excelentes conductores del calor y la electricidad
o Sus puntos de ebullición y de fusión son muy variados
o Presentan brillo

24
Regla del octeto
La regla del octeto establece que los átomos de los elementos se enlazan unos a
otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la
electrosfera).
La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de
electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable
cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones.
Para alcanzar tal estabilidad sugerida por
la regla del octeto, cada elemento precisa
ganar o perder (compartir) electrones en
los enlaces químicos, de esa forma ellos
adquieren ocho electrones en la capa de
valencia.

25
Enlace iónico
En Química, un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta
de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es
decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro
fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el
enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática
entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen
un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe.
Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de
electronegatividades sea más que 1,7 (Escala de Pauling). Cabe resaltar que
ningún enlace es totalmente iónico, siempre habrá una contribución en el enlace
que se le pueda atribuir a la compartición de los electrones en el mismo enlace
(covalencia). El modelo del enlace J. iónico es una exageración que resulta
conveniente ya que muchos datos termodinámicos se pueden obtener con muy
buena precisión si se piensa que los átomos son iones y no hay compartición de
electrones.

26
Enlace covalente
Un enlace covalente entre dos átomos se produce cuando estos átomos se unen,
para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel1 (excepto
el Hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). La diferencia
de electronegatividad entre los átomos no es lo suficientemente grande como para
que se produzca una unión de tipo iónica. Para que un enlace covalente se genere
es necesario que la diferencia de electronegatividad entre átomos sea menor a
1,7.
De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un
nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se
producen entre átomos de un mismo elemento no metal y entre distintos
elementos no metales.
Cuando átomos distintos de no metales se unen una forma covalente, uno de ellos
resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube
electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta
polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí
por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.
Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen
covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos.
Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.

27
Los primeros conceptos de la unión covalente surgieron de este tipo de imagen de
la molécula de metano. El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis
indicando electrones compartidos entre los átomos.

28
Enlace metálico
El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. En este enlace todos los
átomos envueltos pierden electrones de sus capas mas externas, que se trasladan
más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también
conocida como mar de electrones).
Un metal típico es buen conductor de calor y de electricidad, es maleable, dúctil,
de apariencia lustrosa, generalmente sólido, con alto punto de fusión y baja
volatilidad.
Las propiedades físicas de los metales, principalmente la conducción de
electricidad, pueden ser explicadas por el enlace metálico. El enlace metálico es
un enlace covalente que tiene características propias.
Para entender bien un enlace covalente, precisamos pensar primero en orbital
atómico y luego en orbital molecular.
Un orbital atómico es fácil de comprender: es aquella región del espacio donde
existe la chance de encontrar un electrón en torno del núcleo de un átomo. Como
los núcleos de los átomos de diferentes elementos son necesariamente diferentes,
las energías de los orbitales atómicos van a variar de elemento para elemento.

29
ENLACE ENTRE MOLECULAS

30
Enlace por puente de hidrógeno
El enlace de por puente de hidrógeno en realidad no es un enlace propiamente
dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un
átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes
polares.
El átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace,
formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder
parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno.
Estas cargas opuestas se atraen.
El puente de hidrógeno es un caso especial de la interacción dipolo-dipolo. El
enlace por puente de hidrógeno puede ser intermolecular (en el caso del agua por
ejemplo) o puede darse también dentro de una misma molécula, siendo
denominado en este caso puente de hidrógeno intramolecular.

31
Enlace por fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals se llaman así en honor al físico holandés Johannes
van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos
y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la
viscosidad.
¿Qué son las Fuerzas de Van Der Waals?
Lo primero que hay que saber es que las substancias químicas son formadas
por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces
químicos (covalente, iónico o metálico).
La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular de todo el
conjunto de moléculas, determina la estabilidad de estos enlaces.
Piensa que si en varias moléculas, por ejemplo con enlaces covalente, no
hubiera ninguna fuerza de unión entre ellas, estarían moviéndose libremente y por
lo tanto siempre estarían en estado gaseoso. Como eso no es así, por que pueden
estar también en estado sólido o líquido, quiere decir que habrá algún tipo de
conexión entre las moléculas. Ha este tipo de interacción o fuerza es lo que se
conoce fuerzas de interacción intermoleculares o de van der Waals.

32
Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular (dan
estabilidad a la unión entre varias moléculas), también conocidas como
atracciones intermoleculares o de largo alcance y son las fuerzas entre moléculas
(fuerzas entre molecula-molecula).
Son más débiles que las internas en una molécula ya que dependen
exclusivamente del tamaño y forma de la molécula pudiendo ser de atracción o de
repulsión. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el
enlace covalente o iónico, solo se las considera una atracción.
Para tener una idea de la poca fuerza que tienen, si un enlace covalente tuviera
una fuerza de 100, las de van der Waals serían de valor 1 (100 veces menor).
De hecho las fuerzas de van der Waals son las fuerzas atractivas o repulsivas
entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas
debidas a un enlace (covalente, iónico o metálico). Incluyen a atracciones entre
átomos, moléculas y superficies fuera de los enlaces normales.

33
Geometría molecular
La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la
disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina
muchas de las propiedades de las moléculas, como son
la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc.
Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de
Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRPEV), empleada
internacionalmente por su gran predictibilidad.
Geometría de la molécula de agua.

34
Conclusión
De acuerdo a lo investigado, la tabla periódica contiene 118 elementos y está
clasificada por grupos y periodos, cada uno de ellos, es un tipo de componente
químico, que en 1829 habían ya descubierto bastantes elementos, para que el
químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar, que había ciertos
elementos que tenían propiedades muy similares, que está formada por símbolos
y cada símbolo representa un elemento, los cuales están organizados. Los
elementos que están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y
se enumeran del 1 al 7 con números arábigos.
Considero que debo de comprender muy bien como funciona la tabla, porque es
increíble como una simple molécula del agua por ejemplo, se puede entender
observando y utilizando la tabla periódica.
La Tabla Periódica es el marco que sirve como base a gran parte de nuestra
comprensión de la Química Inorgánica y el universo.

35
Bibliografías
http://es.slideshare.net/tango67/el-enlace-en-las-molculas
http://es.slideshare.net/burmandaniel/la-tabla-peridica-bloques-propiedades-
peridicas
https://es.wikipedia.org/wiki/Geometr%C3%ADa_molecular
http://www.areaciencias.com/quimica/fuerzas-de-van-der-waals.html
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-por-puente-de-hidrogeno
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-metalico
https://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
https://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/regla-del-octeto
http://es-puraquimica.weebly.com/radios-atomico-e-ionico.html
https://es.wikipedia.org/wiki/Afinidad_electr%C3%B3nica
https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
https://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad

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