lunes, 10 de agosto de 2015

Grupo

I A

II A

III B

IV B

V B

VI B

VII B

VIII B

I B

II B

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

Periodo

1
H

2
He

3
Li

4
Be

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B

6
C

7
N

8
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9
F

10
Ne

11
Na

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Mg

13
Al

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Si

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Cl

18
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Ca

21
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Ti

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Cr

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Mn

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Fe

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Co

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Ni

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Cu

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Ge

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Se

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Br

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Kr

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Rb

38
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39
Y

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41
Nb

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Mo

43
Tc

44
Ru

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Rh

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Pd

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Ag

48
Cd

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In

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Sn

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Sb

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Te

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I

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Ba

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Ta

74
W

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Ir

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Pt

79
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Hg

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Tl

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Bi

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Po

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At

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Rn

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Fr

88
Ra

◘

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Rf

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Db

106
Sg

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Bh

108
Hs

109
Mt

110
Ds

111
Rg

112
Cn

113
Uut

114
Fl

115
Uup

116
Lv

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Uus

118
Uuo

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Lantánidos

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La

58
Ce

59
Pr

60
Nd

61
Pm

62
Sm

63
Eu

64
Gd

65
Tb

66
Dy

67
Ho

68
Er

69
Tm

70
Yb

71
Lu

◘

Actínidos

89
Ac

90
Th

91
Pa

92
U

93
Np

94
Pu

95
Am

96
Cm

97
Bk

98
Cf

99
Es

100
Fm

101
Md

102
No

103
Lr

Alcalinos	Alcalinotérreos	Lantánidos	Actínidos	Metales de transición
Metales del bloque p	Metaloides	No metales	Halógenos	Gases nobles y Transactínidos

PARTE #2

PROPIEDADES PERIODICAS

martes, 12 de noviembre de 2013

Hecho por :

Jesús David Fontalvo Ramirez

lina Cordoba Marquez

Jonatan Velasquez

Andres Guillen

Jader Peña

Camilo Lopez

..:: WOLFRAMIO::..

Etimologia del Nombre

El elemento, según los países, recibe el nombre de tungsteno o de wolframio. En países de habla inglesa y francesa se emplea el nombre de tungsteno (del sueco "tung sten" - piedra pesada -, aludiendo a la mena pesada donde se encontró). El nombre wolframio procede del alemán, de la wolframita, mineral donde los hermanos Elhuyar encontraron el elemento.

Nombre de quién lo descubrió y fecha.

Wolframio lo descubriò Fausto y Juan José de Elhuyar en 1783, en España .

Fotos del elemento en estado natural y ejemplo de algún compuesto.

En estado natural (Gris metalico).

Usos(Se utiliza como blanco de rayos X) .

..:: PODER OXIDANTE::..

Un agente oxidante o comburente es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o de reducción-oxidación. En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce.

Básicamente:

*El oxidante se reduce, gana electrones. *El reductor se oxida, pierde electrones. *Todos los componentes de la reacción tienen un número de oxidación. *En estas reacciones se da un intercambio de electrones.

Ejemplo de reacción redox.

La formación del óxido de hierro es una clásica reacción redox

En la ecuación anterior, el hierro (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2. Las reacciones anteriores pueden entenderse como dos semirreacciones simultáneas:

1.Semirreacción de oxidación: 4 Fe(s) --- 2 Fe2 O3(s) + 12 e 2.Semirreacción de reducción: 3 O2(g) + 12 e -- 2 Fe2 O3(s)

El hierro (II) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del metal.

..:: ELECTRONEGATIVIDAD::..

La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente 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..

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.

El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.

Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula3 y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.

Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

..:: AFINIDAD ELECTRÓNICA::..

La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima 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, que 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 kJmol-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.

Esta propiedad nos sirve para prever qué elementos generarán con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc.

..:: ENERGÍA 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 gaseoso.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

Siendo A_{(g)} los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; E_I, la energía de ionización y \bar e 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.

El potencial o energía de ionización se expresa en electronvoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J

En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente..

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.