APUNTES SOBRE TABLA PERIODICA.pdf

HISTORIA DE LA TABLA PERIODICA Johann Wolfgang Döbereiner Agrupa a los elementos conocidos en grupos de 3 en 3 a los cuales llamó tríadas, de tal manera que el elemento central tenia propiedades que eran el promedio de los otros dos elementos; por ejemplo (Ca, S...

HISTORIA DE LA TABLA PERIODICA Johann Wolfgang Döbereiner Agrupa a los elementos conocidos en grupos de 3 en 3 a los cuales llamó tríadas, de tal manera que el elemento central tenia propiedades que eran el promedio de los otros dos elementos; por ejemplo (Ca, Sr, Ba), (Cl, Br, I), ( S, Se, Te), (Li, Na, K). Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois Plantea que los elementos deberían estar ordenados en forma de espiral (helicoidal) de acuerdo al orden decreciente de sus masas atómicas. Cuando la hélice estaba enrollada sobre un cilindro vertical, se encontraban correspondencias cada 16 unidades, de tal forma que los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, demostrando una clase de periodicidad John Alexander Reina Newlands Agrupa a los elementos conocidos en grupos de 7 en 7 en orden creciente de sus pesos atómicos (sin el hidrógeno), donde el primer elemento de una octava tiene propiedades químicas similares al octavo elemento de una segunda octava. Formulo la ley de las octavas en que se mostraba un orden de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. Lothar Meyer Y Dimitri Mendeleiev. Ordena a los elementos conocidos de acuerdo al orden creciente a sus masas atómicas; observa que sus propiedades físicas y químicas dependían de sus masas atómicas (ley periódica antigua); se distribuyó los elementos en una tabla en 11 filas o periodos y ocho columnas dejando espacios vacíos para elementos no descubiertos. lo que posteriormente se confirmó (Galio, Germanio, Escandio y Tecnecio). Una de las desventajas de esta tabla es que el hidrógeno no tiene lugar adecuado; no hay una clara separación entre los elementos metálicos y no metálicos, los elementos tenían una sola valencia. Las dos tablas eran muy similares y había poca diferencia entre ellas. Meyer no separó los elementos de los grupos principales y subgrupos (Mendeleiev sí) sino que los colocó intercalados. Meyer clasificó 55 elementos y Mendeleiev consiguió colocar todos los elementos conocidos, hidrógeno incluido. Meyer se basaba en la serialización de las propiedades físicas de los elementos como el volumen atómico, punto de fusión, de ebullición, etc. mientras Mendeleiev tuvo más en cuenta las propiedades químicas. Henry Moseley Propone el criterio de ordenamiento de los elementos químicos con base en el número atómico, y enuncia la ley periódica moderna. Esta ley señala que las propiedades químicas y físicas de los elementos tienden a repetirse de manera sistemática a medida que se incrementa el número atómico. La tabla, por lo tanto, es una especie de esquema que se encarga de ordenar los elementos químicos de acuerdo al orden creciente de los números atómicos. CARACTERISTICAS DE LA TABLA PERIODICA La tabla periódica actual es un sistema donde clasifican los elementos, se colocan de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamados periodos y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias. Está formado por 18 columnas verticales (8 columnas largas y 10 columnas cortas) que se les denomina grupos o familias. Está formado por 7 filas o hileras horizontales, se les llama períodos y están relacionados con los niveles de energía que presenta el elemento en su configuración electrónica. Período: Se determina por el número del nivel de energía más alta en la configuración electrónica. Grupo: Se determina de acuerdo al número de electrones de la capa de valencia en la configuración electrónica. Los períodos se denotan mediante números arábigos (1,2, …,7) y los grupos con números romanos y letras mayúsculas (IA, IIA, …, VIIIA; IB, IIB, …, VIIIB) tal como podemos observar en la tabla periódica. Según la configuración electrónica en su último nivel que presentan los elementos, en la tabla periódica se distingue 4 bloques: 1. Bloque “s”: Elementos del grupo IA y IIA, como metales activos o alcalinos y alcalinos térreos en cuya configuración electrónica se está llenando los orbitales “s” de la capa de valencia (ns1 y ns2). 2. Bloque “p”: Elementos de los grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA en cuya configuración electrónica se están llenando los orbitales “p” de la capa de valencia (ns2, nsx). El bloque “s” y el bloque “p” se denomina: elementos representativos o grupos principales en la tabla periódica 3. Bloque “d”: Elementos ubicados en la parte media de la tabla periódica, cuya configuración electrónica se están llenando los orbitales “d”, es un bloque de 10 columnas que se denomina metales de transición.  4. Bloque “f”: Elementos ubicados en dos hileras, debajo de la porción principal de la tabla periódica, cuya configuración electrónica se están llenando los orbitales “f”, y se denominan: serie de lantánidos y actínidos. Gases nobles Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares. Bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 de la tabla periódica. Los siete gases son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), criptón (Kr), xenón (Xe), radón (Rn) y oganesón (Og). Por lo tanto, la forma en que se encuentran distribuidos los elementos en la tabla periódica es de la siguiente manera como a continuación se muestra en la imagen. Clases de elementos Cuando los elementos se clasifican de acuerdo a sus características físicas y químicas se forman dos grandes grupos: Metales y no metales; además existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales llamados metaloides, semimetales o anfóteros. También existe un cuarto conjunto de elementos que se les conoce como gases nobles. Propiedades que establecen la diferencia entre metales y no metales Metales No metales Alta conductividad eléctrica que disminuye al Baja conductividad eléctrica ( excepto para el aumentar la temperatura carbono como grafito) Alta conductividad térmica Buenos aislantes del calor Presentan brillo metálico Sin brillo metálico Son sólidos (excepto el mercurio que es Son sólidos , líquidos y gases líquido) Son maleables Frágiles en estado sólido. Existen no metales que a menudo se pueden encontrar en varias formas distintas llamados alotropía. El carbono es un ejemplo, ya que se presenta como grafito y diamante. Son dúctiles No dúctiles Estados físicos de los elementos A temperatura ambiente (25°C), existen varios elementos en los tres estados físicos de la materia. En el siguiente esquema se muestran los 11 elementos gaseosos los cuales se encuentran en el extremo superior derecho de la tabla periódica (sección sombreada clara); los dos líquidos entre los elementos aparecen en la sección sombreada obscura, estos son el bromo y el mercurio. Todos los demás elementos son sólidos a temperatura ambiente, incluyendo todos los elementos nos mostrados en la figura. Sin embargo, a temperatura mayor del ambiente (29 °C) el galio y el cesio se funden para convertirse en líquidos. Propiedades periódicas Las propiedades periódicas son muy importantes, ya que nos permiten predecir el comportamiento químico de los elementos. Dentro de estas propiedades encontramos: a) El tamaño de los átomos (Radio atómico) b) Afinidad electrónica c) La energía de ionización. d) Electronegatividad Radio atómico: Se define como la distancia que existe desde el centro del núcleo de un átomo hasta el último nivel de energía principal en donde existen electrones. disminuye Aumentan de arriba hacia abajo en un grupo, porque al incrementarse a las capas electrónicas aumenta la u m distancia al núcleo e n t En los periodos decrece de a izquierda a derecha debido a que el núcleo va aumentando de carga para un mismo periodo, por los que los electrones son más fuertemente atraídos hacia el núcleo. Radio iónico: Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Para un catión, el radio disminuye en comparación con su átomo neutro debido a que existe mayor fuerza de atracción nuclear hacia los electrones. Para un anión, el radio aumenta en comparación con él átomo neutro, como la carga nuclear no varía, el átomo neutro al ganar electrones estos ejercerán una fuerza de repulsión, aumentado así el radio. R catión < R átomo neutro < R anión Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón, formándose un ión gaseoso negativo. El átomo se convertirá en un anión. X (g) +1e- 𝑋- (g) + AE Aumenta En un grupo no varía notablemente, d sin embargo, disminuye de arriba i hacia abajo, cuando aumenta el s número atómico m i n En un periodo aumenta de izquierda u a derecha al aumentar el número y atómico e Energía de ionización: Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso en su estado neutro. Como resultado, se origina un ion gaseoso con una carga positiva (catión). X (g) + energía → X+ (g) + 1e– Un ión a su vez puede perder un segundo, tercer, etc., electrones al agregar una cantidad adicional de energía y se denomina segunda, tercera, energías de ionización. Por ejemplo Be (g) + 899,5 kJ/mol → Be+1 (g) + 1e- Be+1 (g) + 1751,1 kJ/mol → Be+2 (g) + 1e- Be+2 (g)+ 14848,6 kJ/mol → Be+3 (g) + 1e Aumenta d En un grupo disminuye de arriba i hacia abajo, cuando aumenta el s número atómico m i n En un periodo aumenta de izquierda u a derecha al aumentar el número y atómico e La electronegatividad: mide la tendencia de un átomo a atraer electrones, cuando se forma un enlace químico. Es decir, mide la capacidad de un elemento para atraer hacia sí los electrones que lo enlazan con otro elemento. En un grupo disminuye de arriba hacia abajo, cuando aumenta el número atómico En un periodo aumenta de izquierda a derecha al aumentar el número atómico