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La Historia de la Tabla
Periódica Moderna
Y Periodicidad
COLEGIO MIXTO EVANGELICO NAZARENO
APRENDIZAJES ESPERADOS:
• Conocer la historia y la primeras
clasificaciones de los elementos en un tabla
periódica.
• Relacionar la configuración electrónica de
los elementos con su ordenamiento en la
tabla periódica.
• Distinguir las propiedades periódicas de los
elementos.
• Comprender la configuración electrónica
ACTIVIDAD: Después de leer la presentación
responder la siguientes preguntas.
1.
¿Qué es la tabla periódica?
2.
Describa brevemente la importancia de la tabla periódica de
Mendeleev.
3.
¿Quienes fueron los creadores de la tabla periódica moderna?
4.
¿Qué tienen en común los elementos que forman parte de un mismo
período?
5.
¿Qué tienen en común los elementos que forman parte de un mismo
grupo o familia?
6.
La construcción de la tabla periódica que conocemos en la
actualidad es fruto de múltiples propuestas consolidadas a través de
la historia. Mediante un esquema, explica algunas de estas
propuestas justificando sus ventajas y desventajas en la
organización periódica de los elementos químicos.
7.
¿Crees que es necesario memorizar las propiedades periódicas de
cada elemento químico? ¿Por qué?
ACTIVIDAD: Después de leer la presentación
responder la siguientes preguntas.
8. Imagina que eres un científico y has descubierto el elemento con
Z =120.
a) ¿En qué lugar de la tabla periódica lo ubicarías?
b) ¿Qué propiedades presentaría?
c) ¿Qué nombre le asignarías?
9. Escribe qué opinas acerca de la afirmación "tanto en el universo, en
el planeta Tierra, como en los seres vivos se encuentran los mismos
elementos químicos". Justifica tu respuesta.
ACTIVIDAD: Después de leer la presentación
responder la siguientes preguntas.
A. Identifica a que elemento pertenece
configuraciones:
cada una de las siguientes
1.1s2 2s2 2p1=
2. 1s2 2s2 2p4=
3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6=
4. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1=
B. Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos:
1. Galio (Z=31)
2. Niquel (Z=28)
3. Circonio (Z=40)
4. Indio (Z=49)
ACTIVIDAD: COMPLETA
• Indica si aumenta o disminuye el comportamiento
de la propiedad periódica en un grupo y período.
Propiedad
Volumen Atómico
Radio Atómico
Potencial de Ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
Grupo (desde arriba
hacia abajo)
Período (desde
derecha a izquierda)
Un poco de
historia
Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a
clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus
similitudes de sus propiedades físicas y químicas.
El final de aquellos estudios es la Tabla Periódica
Moderna
Tabla Periódica
¿Cuántos quedaban?
Se inicia la búsqueda por un
orden
Johann Dobereiner
En 1829, clasificó algunos elementos en grupos de
tres, que denominó triadas.
Los elementos de cada triada tenían propiedades
químicas similares, así como propiedades físicas
crecientes.
Ejemplos:
Cl, Br, I
Ca, Sr, Ba)
Modelo de las triadas
1780 - 1849
John Newlands
En 1863 propuso que los elementos se ordenaran en
“octavas”, ya que observó, tras ordenar los elementos
según el aumento de la masa atómica, que ciertas
propiedades se repetían cada ocho elementos.
Ley de las Octavas
1838 - 1898
John Newlands
La propuesta de Newland fue ridiculizada en su
momento por la comunidad científica. Cuando
intentó publicar su trabajo en la Chemical Society,
se le rechazó, aduciendo que dicha propuesta era
tan arbitraria como el haber sugerido un orden
alfabético de los elementos.
Alexander Emile Beguyer
Chancoutrois
Beguyer ordéno de forma muy similar los
elementos y los distribuyó en un gráfico
cilíndrico, sin embargo sus trabajos
pasaron inadvertidos a pesar de señalar
semejanzas como las que había
mencionado Newlands
Dmitri Mendeleev
En 1869 publicó una Tabla de los
elementos organizada según la masa
atómica de los mismos.
Mendelevio
1834 - 1907
Lothar Meyer
Al mismo tiempo que Mendeleeiev, Meyer publicó su
propia Tabla Periódica con los elementos ordenados
de menor a mayor masa atómica.
1830 - 1895
Elementos conocidos hasta entonces
• Tanto Mendeleev como Meyer ordenaron los
elementos según sus masas atómicas
• Ambos dejaron espacios vacíos donde deberían
encajar
algunos
elementos
entonces
desconocidos
Entonces, ¿porqué se considera a Mendeleev el
padre de la Tabla Periódica Moderna, y no a
Meyer, o a ambos?
Mendeleev...
• Propuso que si el peso atómico de un elemento lo
situaba en el grupo incorrecto, entonces el peso
atómico debía estar mal medido. Así corrigió las
masas de Be, In y U.
• Estaba tan seguro de la validez de su Tabla que
predijo, a partir de ella, las propiedades físicas de
tres elementos que eran desconocidos
La Tabla de Mendeleev...
Tras el descubrimiento de estos tres elementos
(Sc, Ga, Ge) entre 1874 y 1885, que demostraron la
gran exactitud de las predicciones de Mendeleev, su
Tabla Periódica fué aceptada por la comunidad
científica.
En
Henry Moseley
1913,
mediante
estudios
de
rayos
X,
determinó la carga nuclear (número atómico) de
los elementos. Reagrupó los elementos en orden
creciente de número atómico y no por masa
atomica .
“Existe
en
el
átomo
una
cantidad
fundamental que se incrementa en pasos
regulares de un elemento a otro. Esta
cantidad sólo puede ser la carga del núcleo
positivo central”
1887 - 1915
Glenn T. Seaborg
Tras participar en el descubrimiento de 10 nuevos
elementos, en 1944 sacó 14 elementos de la estructura
principal de la Tabla Periódica proponiendo su actual
ubicación debajo la serie de los Lántanidos, siendo desde
entonces conocidos como los actínidos.
1912 - 1999
Glenn T. Seaborg
Es la única persona que ha tenido un elemento que
lleva su nombre en vida.
“Este es el mayor honor que he tenido,
quizas mejor, para mí, que el haber
ganado el Premio Nobel”
1912 - 1999
La “Geografía” de la
Tabla Periódica
El conjunto de elementos que ocupan una
línea horizontal se denomina PERIODO.
Los elementos que conforman
un
mismo
grupo
presentan
propiedades físicas y químicas
similares.
Las columnas verticales de la Tabla Periódica se
denominan GRUPOS (o FAMILIAS)
La Tabla Periódica
Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo
Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del
último nivel energético.
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
Nitrogenoideos
Anfigenos
Halogenos
Gases nobles
Alcalinotérreos
IIIA
Carbonoideos
IIA
Térreos
IA
Alcalinos
Tabla Periódica por Bloques de Orbitales
1
2
3
4
5
Elementos de transición
s
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
IB
IIB
p
d
6
7
Tierras raras
6
7
f
Metales alcalinos
Metales alcalinotérreos
Metales de transición
Estos elementos se llaman
también tierras raras.
Metales de transición
internos
Halógenos
Gases Nobles
La Tabla Periódica es la herramienta más importante
en la “caja de herramientas” de un Químico!
Estructura Atómica Moderna
Localización de partículas sub-
> Partículas subatómicas:
> Núcleo:
protones (+)
neutrones
> Espacial:
electrones (-)
1.602x10-19 C
protón
rat
neutrón
> Propiedades básicas:
Masa: unidades de masa atómica (uma) 1 uma = 1.66053x10-24 g
Radio atómico (rat): angstrom (Å);
1 Å = 1x10-10 m
• Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos
o es la distancia promedio entre el último electrón del nivel más
externo y el núcleo.
• LOS RADIOS ATOMICOS AUMENTAN EN
TERMINOS GENERALES HACIA ABAJO EN UN
GRUPO Y DISMINUYEN A LO LARGO DE UN
PERIODO
Potencial o Energía de Ionización
Otra propiedad periódica muy importante para entender las
propiedades químicas de los elementos es la energía de
ionización, la cual se define como:
Al adicionar energía al átomo, provoca que el electrón más
externo se mueva hacia niveles de energía más alejados del
núcleo. Es posible que este electrón por encontrarse débilmente
unido al átomo, sea el primero en perderse, formándose así un
catión o ion positivo.
Afinidad electrónica o electroafinidad
Tanto el potencial de ionización como la afinidad
electrónica se ven afectadas por el tamaño
atómico. Entre mayor sea la afinidad electrónica
de un elemento, mayor será su tendencia a ganar
electrones.
Electronegatividad
La electronegatividad es una propiedad molecular que
se manifiesta cuando los átomos se encuentran unidos y
es importante para predecir el tipo de enlace formado.
Los átomos de los elementos más electronegativos son
los que ejercen mayor atracción sobre los electrones
compartidos en un enlace covalente.
VOLUMEN ATÓMICO (V.A.)
• Es la relación entre la masa atómica y la
densidad electrónica de un elemento.
• En la Tabla periódica, el volumen disminuye
en un período de izquierda a derecha.
• Aumenta en un grupo de acuerdo con el
incremento de su número atómico.
Estructura Atómica Moderna
> Todos los átomos de un elemento tienen el
mismo número de protones, número al cual
se le denomina NUMERO ATOMICO.(Z)
> Atomos de un mismo elemento que difieren
en el número de neutrones, y por tanto en su
masa, se denominan ISOTOPOS.
> El número total de protones más neutrones
en el átomo, se denomina NUMERO DE
MASA.(M)
Estructura Atómica Moderna
Algunos de los isótopos del átomo de carbono (C)
símbolo
nº protones
nº electrones
nº neutrones
11C
6
6
5
12C
6
6
6
13C
6
6
7
14C
6
6
8
La Tabla Periódica
> Importantes esfuerzos de observación y clasificación de
propiedades de los elementos, culminan en 1869 en el
desarrollo de la tabla periódica
> Varios elementos exhiben fuertes similitudes, p. ej., Li, Na y
K son todos metales muy reactivos. He, Ne y Ar son gases
inertes. El arreglo en orden creciente de su N.A., muestra
regularidades periódicas de sus propiedades.
Número
atómico
Símbolo
gas inerte metal gas inerte metal
gas inerte metal
muy reactivo
muy reactivo
muy reactivo
El arreglo de elementos en orden creciente de Z con elementos teniendo
propiedades similares ubicadas en columnas verticales, se conoce como:
Tabla Periódica Moderna
Metal
Metaloide
No metal
Número
Nombre
atómico
Símbolo
Periodo,
Grupo
Fusión
(°C)
Año de su
Ebullición
descubrimie Descubridor
(°C)
nto
-259.1
-252.69
1766
Cavendish
0.17 g/l
-272.2
-268.9
1895
Ramsay y
Cleve
0.53
180.5
1317
1817
Arfwedson
1278
2970
1797
2300
2550
Densidad
Masa atómica
(g/cm³)
(g/Mol)
a 20°C
1.00794(7)(2) (3)
0.084 g/l
(4)
1
Hidrógeno H
1, 1
2
Helio
He
1, 18
3
Litio
Li
2, 1
4
Berilio
Be
2, 2
5
Boro
B
2, 13
9.012182(3) 1.85
10.811(7)(2) (3)
2.46
(4)
6
Carbono
C
2, 14
12.0107(8)(2) (4) 3.51
3550
4827
7
Nitrógeno
N
2, 15
14.0067(2)(2) (4) 1.17 g/l
-209.9
-195.8
1772
Rutherford
8
Oxígeno
O
2, 16
15.9994(3)(2) (4) 1.33 g/l
-218.4
-182.9
1774
Priestly y
Scheele
9
Flúor
F
2, 17
18.9984032(5) 1.58 g/l
-219.6
-188.1
1886
Moissan
10
Neón
Ne
2, 18
20.1797(6)(2) (3) 0.84 g/l
-248.7
-246.1
1898
Ramsay y
Travers
11
Sodio
Na
3, 1
97.8
892
1807
Davy
12
Magnesio
Mg
3, 2
22.98976928(2
0.97
)
24.3050(6)
1.74
648.8
1107
1755
Black
13
Aluminio
Al
3, 13
26.9815386(8) 2.70
660.5
2467
1825
Oersted
14
Silicio
Si
3, 14
28.0855(3)(4)
1410
2355
1824
Berzelius
4.002602(2)(2)
(4)
6.941(2)(2) (3) (4)
(5)
2.33
Vauquelin
Davy y
1808
Gay-Lussac
Desconocid
Prehistoria
o
¿Qué es periodicidad?
Configuración Electrónica
Principio AUFBAU O de construcción
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las siguientes
reglas:
1) Principio de mínima energía.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor
energía de los mismos.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
Regla del serrucho
(basada en el
Diagrama de
Moeller)
Otra forma de visualizar la
regla del serrucho
Orbitales
2) Principio de exclusión de Pauli.
En 1925 el Físico Wolfgang Pauli enuncio el principio de
exclusión según el cual en un átomo no puede haber dos
electrones cuyos números cuánticos sean todos iguales, es decir,
cada orbital acepta como máximo dos electrones, que deben tener
espines contrarios.
3) Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Esta regla establece que los electrones de un determinado subnivel
de energía no se aparean en un orbital hasta que todos los orbitales del
subnivel tengan por los menos un electrón cada uno. Los electrones
apareados tendrán espín opuesto, pero los no apareados tienen el
mismo espín.
La Tabla Periodica: propiedades
> Los elementos en una columna de la tabla se conocen como un grupo y,
de acuerdo a la IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry), la nueva convención numera los grupos de 1 a 18 sin
designaciones adicionales de A o B.
> Los elementos de un mismo grupo exhiben similitud en sus propiedades
físicas y químicas. Algunos grupos presentan un nombre específico:
Grupo
1A
2A
6A
7A
8A
Nombre
Metales alcalinos
Metales alcalino-terreos
Calcógenos
Halógenos
Gases nobles (o raros)
Elementos
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Be, Mg, Ca, Sr, Ba,Ra
O, S, Se, Te, Po
F, Cl, Br, I, At
He, Ne, Ar, Kr, Xe,Rn
Moléculas y Compuestos Moleculares
> Sólo los elementos de gases nobles se encuentran en la
naturaleza como átomos aislados. La mayoría de la materia
se compone de moléculas o iones, los cuales a su vez
estan formados de átomos.
> Una molécula es una unión de dos o más átomos
estrechamente enlazados unos a otros.
> A resultas de la unión, el ensamble de átomos se comporta
como una única entidad de propiedades diferentes.
Moléculas y Compuestos Moleculares
> Moléculas elementales. Dos o más átomos de la misma clase se
combinan entre sí. Un caso típico lo constituye el oxígeno, cuyas
fórmulas son:
O2 : oxígeno “normal”, esencial para la vida, gas incoloro e inodoro;
O3 : ozono, tóxico, de olor picante e irritante de las mucosas.
> Los elementos más comunes que existen como moléculas diatómicas
son:
H2
Cl2
5A 6A 7A
I2
Br2
N2 O2 F2
Compuestos moleculares
> Compuestos moleculares. Contienen más
de un tipo de átomos : por ej., la molécula
de agua:
H2O : combinación de 2 átomos de H y 1
átomo de O, o bien;
H2O2 : Hidrógeno y Oxígeno en diferente
proporción relativa.
> Algunas moléculas comunes simples se
presentan en el esquema. Es importante
observar que:
> La composición de cada compuesto esta
dada por su fórmula química;
Agua, H2O
Monóxido de
carbono, CO
Dióxido de
carbono, CO2
Metano CH4
Peróxido de
Oxígeno, O2
hidrógeno, H2O2
> Las sustancias aquí mostradas se componen de elementos no-metálicos.
Ozono, O3
Etileno
CH
Moléculas y Compuestos Moleculares
> Fórmula Molecular: Indica el número y tipo real de átomos
en la molécula. Las fórmulas anteriores son moleculares.
Los subíndices son siempre multiplos enteros de los
subíndices de las fórmulas empíricas correspondientes.
> Fórmula Empírica: Indica sólo el número relativo de átomos
de cada tipo en la molécula. Aquí, los subíndices indican
siempre la relación de números enteros más pequeña.
Fórmula Molecular
Fórmula Empírica
H2O2
HO
C2H4
CH2
Moléculas y Compuestos Moleculares
> Fórmula Estructural: Muestra qué átomos estan unidos a cuales dentro
de la molécula. Las líneas entre los símbolos de los elementos
representan las uniones químicas entre átomos.
Agua
Peróxido de hidrógeno
Metano
> Una fórmula estructural no exhibe la geometría real de la molécula, esto
es, los ángulos verdaderos a los cuales están unidos los átomos. Sin
embargo, se puede representar como un dibujo en perspectiva para dar
un sentido tridimensional.
estructural
perspectiva
Representaciones
Moleculares
modelo
Iones y Compuestos Iónicos
El núcleo de un átomo permanece inalterado en los procesos químicos, pero
el átomo puede ganar o perder electrones con facilidad originando partículas
cargadas denominadas IONES. Si la carga es positiva se llama CATION, si
la carga es negativa se llama ANION.
Sea, por ejemplo, el átomo de sodio:
pierde un
electron
átomo de Na
ion de Na+
Ahora, el átomo de cloro:
gana un
electron
átomo de Cl
ion de Cl-
Iones y Compuestos Iónicos
> En general, los átomos de metales pierden electrones con facilidad y los
átomos de los no metales tienden a ganar electrones.
Dé el símbolo químico completo de: a) un ion con 26 p, 30 n y 24 e –;
b) el ion fósforo con 16 n y 18 e –.
a) El elemento con 26 p (nº atómico = 26) es: Fe, cuyo nº de masa = 26
p + 30 n = 56. Hay 2 cargas (+) en exceso, por tanto, la carga neta
del ion es 2+ . El símbolo completo será:
56
2
26 Fe
b) El P tiene un nº atómico de 15, luego entonces tiene 15 p, y un nº de
masa de (15 p + 16 n) =31. Tiene además una carga neta de 18 e – 15 p = 3 e –,o sea 3- , así que el símbolo será:
31 3
15 P
Iones y Compuestos Iónicos
> Iones Poliatómicos.- Consisten de átomos unidos como en
una molécu-la, pero con una carga neta positiva o
negativa, p. ej.:
-
(NO 3 )
o
2
(SO4 )
> ¿Cómo se predicen las cargas ionicas?
Se parte de la idea de que la ganancia o pérdida de
electrones conduce a un átomo a adquirir una
configuración de gas noble, como en el caso del Na y del
Cl.
Iones y Compuestos Iónicos
La tabla periodica es una herramienta útil para recordar las cargas de los
iones, en especial los de los extremos de la misma.
g
a
s
e
s
n
o
b
le
s
Metales de transición
Metales alcalinos (+2)
Metales alcalinos (+1)
Calcógenos (-2)
Halógenos (-1)
Iones y Compuestos Iónicos
Compuestos iónicos.- Aquellos que contienen iones cargados positivamente y iones cargados negativamente.
pierde un electron
Atomo de Na
neutro
gana un electron
Atomo de Cl
neutro
De la composición podemos saber, frecuentemente, si es compuesto
iónico (constituido por iones) o molecular (constituido por moléculas).
Iones y Compuestos Iónicos
En general, los metales forman catiónes y los no-metales aniónes. Por
tanto, los compuestos iónicos son en general combinaciones de metales
y no-metales (p.ej. NaCl), en tanto que los moleculares se componen en
general únicamente de no-metales (H2O).
> ¿Qué especies se espera sean iónicas?: N2O, Na2O, CaCl2 y SF4.
> ¿Qué especies se espera sean moleculares?: Cl2, FeS, PbF2 y P4O6.
Iones y Compuestos Iónicos
> Sólo se pueden escribir fórmulas empíricas para los
compuestos iónicos, y si no estan en forma iónica, siempre
son eléctricamente neutros, así que las cargas deberán
estar balanceadas.
> ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos
formados por los iones?:
a) Al3+ y Cl- ;
b) Al3+ y O2- ;
c) Mg2+ y NO3-
Orbitales de los átomos
modelo cuántico
Tabla
periódica
circular