Antecedentes del S.P de Mendeleiev

Presentación del tema: "Antecedentes del S.P de Mendeleiev"— Transcripción de la presentación:

1 Antecedentes del S.P de Mendeleiev
Tales de Mileto,quien en el siglo VII a.C afirmó que todo estaba constitutido a partir de agua que enrareciéndose o solidificándose formaba todas las sustancias conocidas.Otros pensadores griegos como Anaxímenes, en el S. VI a.C creía que era el aire y Heráclito el fuego. En el siglo XIX la cantidad de elementos conocidos requería una clasificación para su estudio. Debía existir una ley natural que los relacionase basándose en dos criterios fundamentales. La semejanza de propiedades físicas y químicas. · La relación que estas propiedades pudieran tener con alguna característica de los átomos, principalmente con su masa atómica. Meyer En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Mendeleiev En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. 

2 Símbolos alquimicos Aunque los esfuerzos de los alquimistas eran vanos, su trabajo no lo fue. Descubrieron el antimonio, el bismuto, el zinc, los ácidos fuertes, las bases o álcalis (palabra que también deriva del árabe), y cientos de compuestos químicos. El último gran alquimista, en el siglo XVI, Theophrastus Bombastus von Hohenheim, más conocido como Paracelso, natural de suiza, introdujo un nuevo elemento, la sal.

3 Elementos simples Símbolos de Dalton
Apenas iniciado el siglo XIX, Dalton, recordando las ideas de un filósofo griego, Demócrito, propuso la teoría atómica, según la cual, cada elemento estaba formado un tipo especial de átomo, de forma que todos los átomos de un elemento eran iguales entre sí, en tamaño, forma y peso, y distinto de los átomos de los distintos elementos.

4 S.Periodico de Mendeliev
Contenía los elementos conocidos ordenados en una tabla de doble entrada según: Masa atómica creciente: de izquierda a derecha en líneas horizontales. · Semejanza de propiedades: propiedades semejantes en columnas verticales. · Mendeleiev hizo predicciones arriesgadas: Cuestionar el valor de la masa atómica y asignar otro valor más correcto. · Invertir el orden de masa atómicas para que quedasen agrupados con otros de sus mismas propiedades. (Teluro−yodo). Dejar huecos en la tabla para elementos no descubiertos y predecir sus propiedades. En tres de los huecos, predijo las propiedades de los elementos que habrían de descubrirse (denominándolos ekaboro, ekaaluminio y ekasilicio), cuando años más tarde se descubrieron el escandio, el galio y el germanio, cuyas propiedades se correspondían con las predichas por Mendeleyev,  y se descubrió un nuevo grupo de elementos (los gases nobles) que encontró acomodo en la tabla de Mendeleyev, se puso de manifiesto no sólo la veracidad de la ley periódica, sino la importancia y utilidad de la tabla periódica.

5 Sistema periodico de Meyer
En 1870, el químico alemán Meyer estudió los elementos de forma gráfica, representando el volumen de cada átomo en función de su peso, obteniendo una gráfica en ondas cada vez mayores, los elementos en posiciones similares de la onda, tenían propiedades similares, pero las ondas cada vez eran mayores e integraban a más elementos. Fue el descubrimiento de la ley periódica, pero llegó un año demasiado tarde. En 1869, Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo su peso atómico, como lo hizo Newlands antes que él,

6 Sistema periódico actual
El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeleiev y Lothar Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón descubiertos de la atmósfera entre y 1898 por el físico británico John William Strutt y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

7 Tabla periódica actual
Están los elementos conocidos ordenados en orden creciente de número atómico en dieciocho columnas (grupos) y siete filas (periodos). Se estructura según la configuración electrónica, responsable de las propiedades de estos.

8 Ordenación En el sistema periódico actual los elementos se sitúan en orden creciente del número atómico. ] Las columnas se denominan grupos e incluyen elementos que presentan propiedades análogas. Los grupos se numeran del 1 al 18 y algunos reciben nombres especiales: Grupo 1 (excepto el H) . Metales alcalinos Grupo 2 . Metales alcalino-térreos Grupos 3 – 12 . Metales de transición Grupo 16 . Anfígenos Grupo 17 . Halógenos Grupo 18 . Gases nobles ] Las filas se denominan periodos. Los periodos 6 y 7 incluyen a los elementos de números atómicos 57 a 70 (Lantanidos) y 89 a 102 (actínidos), respectivamente, que normalmente se representan fuera de la tabla para evitar que los periodos sean demasiado largos. ] La posición de los dos primeros elementos del sistema periódico, especialmente el H, varía de unos sistemas periódicos a otros en función del criterio que se considere. Actualmente se tiende a situar al He encabezando los gases nobles y el H no se asigna a ningún grupo concreto.

9 Propiedades Periódicas
Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicasy Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb), radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica. Estructura de Lewis Un claro ejemplo del parecido de los elementos de un mismo grupo (columna) es en las fórmulas de puntos electrónicos (estructuras de Lewis) de elementos representativos.

10 Radios atómicos El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del átomo al que esta unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño, dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del átomo se conoce como radio atómico. Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A° = 1 X m , para tener una idea de los radios atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el átomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el átomo de calcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el átomo de Cs de 2.62 A°. El tamaño de esos atómos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás atómos según el tamaño en el que se representan el resto de los átomos.

11 Energia de ionización La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion con una carga de +1 . ATOMO + Energía ® ION +1 (catión) + 1 e- También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros electrones susceptibles de ser arrancados del átomo. La siguiente figura musetra una gráfica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20 elementos de la tabla periódica.

12 Electronegatividad La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los electrones de un enlace, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Sus valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4.0 Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0 , eso significa que en la molécula de cloruro de sodio (NaCl) , de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente los electrones. Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A)

13 Configuración electrónica
Los electrones están distribuidos en cada átomo en niveles o capas de energía. Los elementos de un mismo período tienen todos el mismo número de niveles electrónicos (completos o no), y este número coincide con el número del período. El número máximo de electrones que caben en un nivel es 2n2, siendo n el número de nivel. Cada nivel o capa de energía puede tener uno o más subniveles con distinto número de electrones. Los subniveles de tipo s pueden tener uno o dos electrones; los subniveles de tipo p, de uno a seis electrones, y los subniveles de tipo d, de uno a diez electrones. También puede haber subniveles de tipo f que pueden tener de uno a catorce electrones, para capas o niveles superiores a tres.

14 Afinidad electrónica Se llama afinidad electrónica, AE (o electroafinidad), a la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón y se transforma en un ion con carga -1, también en estado gaseoso. Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede con facilidad un electrón (no tiende a ganarlo); por ello, su afinidad electrónica será baja. Cuando un átomo tiene alta su energía de ionización, no tiene tendencia a perder electrones y sí a ganarlos. La afinidad electrónica varía en el sistema periódico igual que la energía de ionización.

15 Radio atómico El volumen atómico fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento, y lo calculó dividiendo la masa atómica del elemento entre su densidad. Pero como un mismo elemento químico puede presentar varias estructuras sólidas diferentes, tendrá varios volúmenes atómicos, según la definición de Meyer; de ahí que se caracterice ahora el tamaño de los átomos mediante el radio atómico, calculado en función de las distancias a que se sitúan los átomos cuando forman enlaces para unirse entre sí. El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en nanómetros, nm (1 nm = m).

16 Carácter metálico Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos; es decir, los metales son muy poco electronegativos. Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene tendencia a ganarlos; es muy electronegativo. Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico. La línea quebrada que empieza en el boro (B) y termina en el astato (At) marca la separación entre los metales, que se encuentran por debajo de ella, y los no metales, que se sitúan en la parte superior (ver tabla periódica en páginas anteriores).

17 Numero de oxidación La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta en el número de oxidación. El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo. Es interesante observar que, ocasionalmente, un mismo elemento puede actuar con distintos números de oxidación según el compuesto del que forme parte. El número de oxidación está íntimamente relacionado con la configuración electrónica. Por tanto, es razonable la periodicidad que se observa en el número de oxidación de los elementos. En el sistema periódico se puede resumir: En un mismo grupo, los elementos suelen presentar números de oxidación comunes. El número de oxidación más alto que presenta un elemento coincide con el número del grupo al que pertenece (desde 1 hasta 7).

18 Reactividad Los electrones del último nivel son los responsables de las propiedades de los elementos, fundamentalmente de la reactividad. Los alcalinos son los metales más reactivos. Ceden con muchísima facilidad el electrón solitario que tienen en su último nivel y se combinan con otros elementos. Los alcalinotérreos son algo menos reactivos, ya que reaccionan cediendo sus dos electrones del último nivel, y esto es más complicado. Entre los no metales, los más reactivos son los halógenos, grupo 17, con siete electrones externos. A continuación, el grupo 16 del oxígeno. Los primeros tienden a captar solo un electrón, y los segundos, dos.

19 Periodos del sistema periódico
Los elementos se encuentran ordenados en una tabla periódica en orden ascendente del número atómico tomando en cuenta la ley periódica que dice que cada cierto número de elementos las propiedades periódicas se repiten . Los elementos se ordenan en periodos, en forma horizontal, y en grupos en forma vertical. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas y físicas similares. Esto se debe a que tienen la misma estructura electrónica terminal. Por ejemplo la configuración electrónica de los elementos del grupo I termina en ns1, la del grupo VI en ns2 np4 . Los elementos se dividen en tres grandes grupos que son : Representativos, transición y tierras raras. Esta clasificación depende de la posición del electrón diferenciante de cada elemento. Los elementos representativos poseen su electrón diferenciante en los subniveles s y p, los de transición en d y las tierras raras en f Existen grupos de tres elementos que repiten sus propiedades en forma horizontal. Estos elementos se denominan triadas y son elementos de transición. Las triadas son Fe,Co y Ni ; Ru, Rh y Pd; Os ,Ir y Pt. Además los elementos se clasifican como metales y no-metales. Esta clasificación se denota en la tabla periódica con una línea punteada. Los metales son todos elementos sólidos con excepción del mercurio que es líquido. Los no-metales existen en los tres estados de agregación siendo el bromo un líquido. Los elementos a ambos lados de la línea punteada se denominan metaloides ya que poseen propiedades de metales y no-metales, como por ejemplo el Al , Si, Ge y As.

20 Respecto a los grupos de los elementos
Una serie química o familia es un grupo de elementos químicos que tienen propiedades físicas y químicas similares, variando éstas de forma más o menos importante dentro del grupo. Estas familias se han delimitado atendiendo a distintos criterios: configuración electrónica, carácter metálico, etcétera. Antes de la creación de la tabla periódica de los elementos, que se construyó intentando organizar los elementos según sus propiedades químicas, ya se habían observado algunas familias. Algunas familias corresponden exactamente con grupos (columnas) de la tabla periódica; esto no es una coincidencia, puesto que las propiedades físicas de los elementos de un grupo provienen de tener una configuración electrónica similar, que hace que estos elementos se coloquen en el mismo grupo de tabla periódica. Ordenados en grupos (columnas) son importantes y tienen un nombre reconocido: Metales alcalinos (grupo 1) Metales alcalinotérreos (grupo 2) Halógenos (grupo 17) Gases nobles (grupo 18)

21 Grupos Los otros grupos suelen ser llamados por el nombre del elemento cabecera del grupo: El grupo 16 es el grupo del oxígeno, el 14 es el grupo del carbono, etcétera. También reciben otros nombres en desuso: Metales de acuñar (cobre, plata y oro: grupo 11) Elementos térreos: grupo del boro (grupo 13) Elementos carbonoides: grupo del carbono (grupo 14) Elementos nitrogenoides: grupo del nitrógeno (grupo 15) Elementos calcógenos o anfígenos: grupo del oxígeno (grupo 16)

22 Es frecuente dividir a los elementos en bloques dentro de la tabla periódica:
Bloque p Bloque d Bloque f Bloque g A los elementos del bloque f también se les conoce como "tierras raras" o "elementos de transición interna". Se dividen en dos series y lo normal es llamarlos por los nombres de estas dos series: Lantánidos Actínidos Los elementos del grupo s y p son conocidos conjuntamente como: Elementos representativos Según las características metálicas de los elementos, éstos también pueden ser divididos de la siguiente forma: Metales de transición (y metales de transición interna) No metales Metales Metaloides o semimetales Aunque la frontera entre metales y no metales es difusa. Finalmente, otras familias de elementos: Metales nobles (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio, platino, plata y oro) Grupo del platino (rutenio, osmio, rodio, iridio, paladio y platino)

23 No metales Los no metales comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Se caracterizan por presentar una alta electronegatividad, por lo que es más fácil que ganen electrones a que los pierdan. Los no metales, excepto el hidrógeno, están situados en la tabla periódica de los elementos en el bloque p. De este bloque, excepto los metaloides y, generalmente, gases nobles, se considera que todos son no metales. En orden de número atómico: Hidrógeno (H) Carbono (C) Nitrógeno (N) Oxígeno (O) Flúor (F) Fósforo (P) Azufre (S) Cloro (Cl) Selenio (Se) Bromo (Br) Yodo (I) Astato (At)

24 Metales Un metal es una substancia (elemento) que se distingue por su habilidad para conducir el calor y la electricidad. Los metales tienen ciertas propiedades físicas características: pueden ser brillantes, tener alta densidad, ser ductiles y maleables, tener un punto de fusión alto, ser duros, y conducir electricidad y calor bien. Estas propiedades se deben al hecho de que los electrones exteriores están ligados sólo ligeramente a los átomos, formando una especie de mar que los baña a todos (ver semiconductor). Los metales pueden formar aleaciones entre sí y se clasifican en: Ultraligeros: Densidad en g/cm3 inferior a 2. Los mas comunes de este tipo son el magnesio y el berilio. Ligeros: Densidad en g/cm3 inferior a 4,5. Los mas comunes de este tipo son el aluminio y el titanio. Pesados: Densidad en g/cm3 superior a 4,5. Son la mayoría de los metales.

25 Tipos de enlace Enlaces Iónicos En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico. Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro: sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha), resultando en un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

26 Enlace covalente ENLACE COVALENTE.
En este enlace cada uno de los átomos aporta un electrón. Los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos se combinan para formar uno solo que contiene a los 2 electrones. El enlace covalente se representa con una linea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo: O-H Características del enlace covalente. Es muy fuerte y se rompe con dificultad. Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C ENLACE COVALENTE COORDINADO. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H