La Historia de la Tabla Periódica Moderna Y Periodicidad

Presentación del tema: "La Historia de la Tabla Periódica Moderna Y Periodicidad"— Transcripción de la presentación:

1 La Historia de la Tabla Periódica Moderna Y Periodicidad
COLEGIO MIXTO EVANGELICO NAZARENO

2 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

3 ACTIVIDAD: Después de leer la presentación responder la siguientes preguntas.
¿Qué es la tabla periódica? Describa brevemente la importancia de la tabla periódica de Mendeleev. ¿Quienes fueron los creadores de la tabla periódica moderna? ¿Qué tienen en común los elementos que forman parte de un mismo período? ¿Qué tienen en común los elementos que forman parte de un mismo grupo o familia? 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. ¿Crees que es necesario memorizar las propiedades periódicas de cada elemento químico? ¿Por qué?

4 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.

5 ACTIVIDAD: Después de leer la presentación responder la siguientes preguntas.
A. Identifica a que elemento pertenece cada una de las siguientes configuraciones: 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)

6 Grupo (desde arriba hacia abajo) Período (desde derecha a izquierda)
ACTIVIDAD: COMPLETA Indica si aumenta o disminuye el comportamiento de la propiedad periódica en un grupo y período. Propiedad Grupo (desde arriba hacia abajo) Período (desde derecha a izquierda) Volumen Atómico Radio Atómico Potencial de Ionización Electroafinidad Electronegatividad

7

8

9

10 Un poco de historia

11 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

12

13 Se inicia la búsqueda por un orden
Tabla Periódica ¿Cuántos quedaban? Se inicia la búsqueda por un orden

14 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

15 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

16 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.

17 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

18 Dmitri Mendeleev En 1869 publicó una Tabla de los elementos organizada según la masa atómica de los mismos. Mendelevio

19 Lothar Meyer Al mismo tiempo que Mendeleeiev, Meyer publicó su propia Tabla Periódica con los elementos ordenados de menor a mayor masa atómica.

20 Elementos conocidos hasta entonces

21 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?

22 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

23 La Tabla de Mendeleev...

24 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.

25 Henry Moseley En 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”

26 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.

27 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”

28 La “Geografía” de la Tabla Periódica

29 29

30 El conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal se denomina PERIODO.

31 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)

32 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.

33

34 Metales alcalinos

35 Metales alcalinotérreos

36 Metales de transición

37 Metales de transición internos
Estos elementos se llaman también tierras raras. Metales de transición internos

38 Halógenos

39 Gases Nobles

40 La Tabla Periódica es la herramienta más importante en la “caja de herramientas” de un Químico!

41 Estructura Atómica Moderna
Partículas subatómicas: Núcleo: protones (+) neutrones Espacial: electrones (-) 1.602x10-19 C Propiedades básicas: Masa: unidades de masa atómica (uma) 1 uma = x10-24 g Radio atómico (rat): angstrom (Å); 1 Å = 1x10-10 m Localización de partículas sub-atómicas protón rat neutrón

42 RADIO ATOMICO 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.

43 LOS RADIOS ATOMICOS AUMENTAN EN TERMINOS GENERALES HACIA ABAJO EN UN GRUPO Y DISMINUYEN A LO LARGO DE UN PERIODO

44 RADIO ATOMICO

45 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.

46

47 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.

48

49 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.

50

51 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.

52 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)

53 Estructura Atómica Moderna
Algunos de los isótopos del átomo de carbono (C) símbolo nº protones nº electrones nº neutrones 11C 12C 13C 14C

54 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

55 Tabla Periódica Moderna
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

56 Número atómico Nombre Símbolo Periodo, Grupo Masa atómica (g/Mol) Densidad (g/cm³) a 20°C Fusión  (°C) Ebullición  (°C) Año de su descubrimiento Descubridor 1 Hidrógeno H 1, 1 (7)(2) (3) (4) 0.084 g/l -259.1 1766 Cavendish 2 Helio He 1, 18 (2)(2) (4) 0.17 g/l -272.2 -268.9 1895 Ramsay y Cleve 3 Litio Li 2, 1 6.941(2)(2) (3) (4) (5) 0.53 180.5 1317 1817 Arfwedson 4 Berilio Be 2, 2 (3) 1.85 1278 2970 1797 Vauquelin 5 Boro B 2, 13 10.811(7)(2) (3) (4) 2.46 2300 2550 1808 Davy y Gay-Lussac 6 Carbono C 2, 14 (8)(2) (4) 3.51 3550 4827 Prehistoria Desconocido 7 Nitrógeno N 2, 15 (2)(2) (4) 1.17 g/l -209.9 -195.8 1772 Rutherford 8 Oxígeno O 2, 16 (3)(2) (4) 1.33 g/l -218.4 -182.9 1774 Priestly y Scheele 9 Flúor F 2, 17 (5) 1.58 g/l -219.6 -188.1 1886 Moissan 10 Neón Ne 2, 18 (6)(2) (3) 0.84 g/l -248.7 -246.1 1898 Ramsay y Travers 11 Sodio Na 3, 1 (2) 0.97 97.8 892 1807 Davy 12 Magnesio Mg 3, 2 (6) 1.74 648.8 1107 1755 Black 13 Aluminio Al 3, 13 (8) 2.70 660.5 2467 1825 Oersted 14 Silicio Si 3, 14 (3)(4) 2.33 1410 2355 1824 Berzelius 15 Fósforo P 3, 15 (2) 1.82 44 (P4) 280 (P4) 1669 Brand 16 Azufre S 3, 16 32.065(5)(2) (4) 2.06 113 444.7 17 Cloro Cl 3, 17 35.453(2)(2) (3) (4) 2.95 g/l -34.6 -101 Scheele 18 Argón Ar 3, 18 39.948(1)(2) (4) 1.66 g/l -189.4 -185.9 1894 Ramsay y Rayleigh 19 Potasio K 4, 1 (1) 0.86 63.7 774 20 Calcio Ca 4, 2 40.078(4)(2) 1.54 839 1487

57 ¿Qué es periodicidad?

58 Principio AUFBAU O de construcción
Configuración Electrónica Principio AUFBAU O de construcción Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las siguientes reglas: 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)

59 Otra forma de visualizar la regla del serrucho

60 Orbitales

61

62

63

64 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. 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.

65 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 Nombre Elementos 1A Metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2A Metales alcalino-terreos Be, Mg, Ca, Sr, Ba,Ra 6A Calcógenos O, S, Se, Te, Po 7A Halógenos F, Cl, Br, I, At 8A Gases nobles (o raros) He, Ne, Ar, Kr, Xe,Rn

66 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.

67 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 5A 6A 7A N2 O2 F2 I2 Cl2 Br2

68 Compuestos moleculares
Agua, H2O Dióxido de carbono, CO2 Compuestos moleculares. Contienen más de un tipo de átomos : por ej., la molécula de agua: H2O : combinación de 2 átomos de H y 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; Las sustancias aquí mostradas se com-ponen de elementos no-metálicos. Monóxido de carbono, CO Metano CH4 Peróxido de hidrógeno, H2O2 Oxígeno, O2 Ozono, O3 Etileno C2H4

69 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 H2O HO C2H CH2

70 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. 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. Agua Peróxido de hidrógeno Metano

71 Representaciones Moleculares
estructural perspectiva Representaciones Moleculares modelo esferas

72 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: Ahora, el átomo de cloro: pierde un electron átomo de Na ion de Na+ gana un electron átomo de Cl ion de Cl-

73 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: 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:

74 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.: ¿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.

75 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. gases nobles Metales de transición Metales alcalinos (+2) Calcógenos (-2) Metales alcalinos (+1) Halógenos (-1)

76 Iones y Compuestos Iónicos
Compuestos iónicos.- Aquellos que contienen iones cargados positivamen- te y iones cargados negativamente. De la composición podemos saber, frecuentemente, si es compuesto iónico (constituido por iones) o molecular (constituido por moléculas). pierde un electron Atomo de Na neutro gana un electron Atomo de Cl neutro

77 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.

78 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-

79

80

81

82

83

84

85

86

87

88

89

90

91

92

93 Orbitales de los átomos modelo cuántico

94 Tabla periódica circular