Tabla periódica
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El documento describe la historia y desarrollo del sistema periódico, incluyendo los primeros intentos de clasificar los elementos por sus propiedades periódicas por Dobereiner, Newlands y Meyer en el siglo XIX. Finalmente, Mendeleiev publicó la primera tabla periódica en 1869 que ordenaba los elementos por su masa atómica y predijo propiedades de elementos aún no descubiertos. Más tarde, Moseley propuso ordenarlos por su número atómico en lugar de la masa atómica.
Tabla periódica
- 1. Grupos y Tabla Historia periodos periódica Metales, no metales Configuración y gases nobles electrónica Propiedades periódicas Afinidad electrónica
- 3. Breve historia del Sistema Periódico En 1817, Dobereiner Destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. En 1864 Chancourtois y el inglés Newlands anuncian la Ley de las octavas En 1869, el alemán Meyer pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. . Simultáneamente con el ruso Mendeleïev, la primera tabla con 63 elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales representan elementos de la misma “familia". Consiguió prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Cuando los elementos fueron descubiertos, ellos poseían las propiedades predichas. Sin embargo aunque la la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica A principios del siglo XX Henry Moseley propuso la ordenación por número atómico.
- 4. Ley de las octavas de Newlands 1 2 3 4 5 6 7 B C N O Li Be F 10,8 12,0 14,0 16,0 6,9 9,0 19,0 Al Si P S Na Mg Cl 27,0 28,1 31,0 32,1 23,0 24,3 35,5 K Ca 39,0 40,0 : las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio..
- 5. Triadas de Döbereiner LiCl CaCl2 H 2S Litio Calcio Azufre LiOH CaSO4 SO2 NaCl SrCl2 H2Se Sodio Estroncio Selenio NaOH SrSO4 SeO2 KCl BaCl2 H2Te Potasio Bario Telurio KOH BaSO4 TeO2 Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos.
- 6. Documento de laprimera versión de la tabla periódica en 1869. Los elementos se clasificaban según sus masas atómicas, viéndose aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos.
- 7. Henry Moseleyen 1913 estudió los espectros de rayos X de una serie de elementos contiguos de la tabla periódica. Los espectros presentaban unas rayas características que se desplazaban hacia menores longitudes de onda al tiempo que se avanzaba de un elemento al siguiente de la clasificación periódica. La frecuencia de esas rayas se podía determinar mediante una fórmula empírica que era función de un número Z que correspondía a la posición del elemento en cuestión en la tabla. Este número recibió el nombre de número atómico y representa además del lugar que ocupa un elemento en la tabla, el número de protones del nucleo y por tanto de electrones en la corteza. La tabla periódica pasaba entonces a ordenarse por número de protones o electrones de cada elemento. Grup 0 Grup I Grup II Grup III Grup IV Grup V Grup VI Grup VII Grup VIII a b a b a b a b a b a b a b H1 He 2 Li 3 Be 4 B5 C6 N7 O8 F9 Ne 10 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 K 19 Ca 20 Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Fe 26, Co 27, Ar 18 Cu 29 Zn 30 Ga 31 Ge 32 Ag 33 Se 34 Br 35 Ni 28 Rb 37 Sr 38 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 - Ru 44, Rh 45, Kr 36 Ag 47 Cd 48 In 49 Sn 50 Sb 51 Te 52 I 53 Pd 46 Cs 55 Ba 56 57-71 Hf 72 Ta 73 W 74 Re 75 Os 76, Ir 77, Pt Xe 54 Au 79 Hg 80 Tl 81 Pb 82 Bi 83 Po 84 - 78
- 8. Grupos y períodos El sistema periódico consta de: filas llamadas períodos y de columnas llamadas grupos. Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa', Los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con propiedades parecidas al Actinio, actínidos. Los grupos largos tienen nombre propio: Grupo que comienza con el elemento Se denomina Litio (Li) Grupo de los alcalinos Be (Berilio) Grupo de los alcalinotérreos B (Boro) Grupo de los térreos C (Carbono) Grupo de los carbonoideos N (Nitrógeno) Grupo de los nitrogenoides O (Oxígeno) Grupo de los anfígenos F (Flúor) Grupo de los halógenos Grupo de los gases nobles o He (Helio) grupo de los gases inertes
- 9. Metales, no metales, gases nobles y otros Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles
- 10. Propiedades de los metales. •Son buenos conductores. •Son resistentes y duros. •Son brillantes cuando se frotan o al corte. •Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas. •Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos. •Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados. •Tienen altos puntos de fusión y de ebullición. •Poseen elevadas densidades; es decir, tienen mucha masa para su tamaño: tienen muchos átomos juntos en un pequeño volumen. •Algunos metales tienen propiedades magnéticas. •Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. •Tienen tendencia a formar iones positivos. Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente: •El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente. •El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)
- 11. Propiedades de los no metales: •Son malos conductores •Son poco resistentes y se desgastan con facilidad. •No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. •Su superficie no es tan lisa como en los metales. •Son frágiles, se rompen con facilidad. •Tienen baja densidad. •No son atraídos por los imanes. •Tienen tendencia a formar iones negativos. Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente: •El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza. •El grafito es un no metal pero conduce la electricidad. •
- 12. Otras propiedades Semimetales o metaloides. Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento. Hidrógeno. Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos. Gases Nobles o Gases Inertes. La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento ni forman iones.
- 13. PROPIEDADES PERIÓDICAS •¿Qué son? Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico. Estas propiedades presentan una periodicidad en la tabla. esto supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas. •Principales propiedades periódicas Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos: - Estructura electrónica – Potencial de ionización – Electronegatividad – Afinidad electrónica – Carácter Metálico – Radio atómico •Otras propiedades periódicas - Volumen atómico - Radio iónico – Densidad – Calor específico – Calor de vaporización – Punto de ebullición – Punto de fusión –Caracter oxidante – valencia covalente -
- 14. Metales alcalinos Orbital ns1 G1 Alcalinos –térreos orbital ns2 G2 Orbitales nd Metales de transición Actínidos Orbitales 5f Lantánidos Orbitales 4f Halógenos Orbital ns2 np5 Gases inertes Orbital ns2 np6
- 15. Afinidad electrónica La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ión mononegativo: . Dado que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, tendrá signo positivo. La Electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla aumenta y cuando el nº atómico disminuye. Visto de otra manera: aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad. En la tabla periodica tradicional no es posible encontrar esta información.
- 16. Energía de ionización El potencial de ionización o energía de ionización o EI es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un elemento en estado gaseoso, para arrancarle un electrón. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
- 17. Radio Atómico Es la distancia media que entre dos núcleos de átomos iguales . Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo. En los períodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.
- 18. Electronegatividad Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling: •Iónico (diferencia superior o igual a 1.7) •* Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4) •* Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4) Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa.