La Tabla Periódica de los elementos

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1 La Tabla Periódica de los elementos

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3 Importancia de la tabla periódica
Toda la materia del Universo se debe a combinaciones de las casi 120 sustancias básicas que llamamos elementos. Al estudiar Química, nos podemos ahogar en los datos si no percibimos los patrones de comportamiento de los diversos grupos en que clasificamos esas sustancias. El gran valor de saber reconocer los patrones de comportamiento y de aprender las reglas y generalizaciones es que nos ahorran tener que aprender muchos datos individuales. La tabla periódica es la herramienta más importante que los químicos usan para organizar y recordar datos químicos.

4 Importancia de la tabla periódica
La Química nos ayuda a entender las propiedades de la materia en términos de los átomos que la componen. La configuración electrónica de los elementos nos permite explicar la repetición de las propiedades físicas y químicas. Los elementos de una misma columna o grupo de la tabla periódica contienen el mismo número de electrones en sus orbitales de capa externa, u orbitales de valencia. Las propiedades químicas de un elemento dependen de sus orbitales de valencia, ya que éstos determinan la forma en que sus átomos interactúan con átomos de otros elementos.

5 Padre de la Química Moderna
Antecedentes En 1789, Antoine Lavoisier publicó su obra más importante fijando los fundamentos de la Química como una disciplina genuinamente científica y estableciendo una definición más clara de lo que era un elemento químico: Se entiende por elemento toda aquella sustancia que no puede descom-ponerse en otras más sencillas. Antoine Lavoisier Padre de la Química Moderna Lavoisier presentó además la primera tabla de los elementos que, aunque muy incompleta, se puede considerar como la base a partir de la cual surgió la tabla periódica moderna.

6 Antecedentes A principios del siglo XIX, los avances en la Química hicieron más fácil aislar los elementos de sus compuestos. En consecuencia, el número de elementos químicos conocidos se duplicó de 27 a 63 hacia el año Al aumentar este número, los científicos comenzaron a buscar patrones en sus propiedades e investigar la posibilidad de clasificarlos en formas útiles. En 1860 el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el O2) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos lograran tener una lista consistente de elementos.

7 Antecedentes La ley periódica surge en forma empírica antes de ser conocidos sus verdaderos fundamentos. Sus descubridores y antecesores nada sabían de electrones, protones, neutrones y, menos aún, de la configuración electrónica. Los científicos de la época tampoco tenían conocimiento del concepto del número atómico; los primeros intentos por encontrar un comportamiento periódico fueron hechos ordenando los elementos según su masa atómica. No obstante, tanto la ley como el sistema por ella conformado, fueron de gran valor para el desarrollo de la Química de fines del siglo XIX.

8 Antecedentes Berzelius, Jöns Jakob, barón de, ( ), químico sueco, considerado uno de los fundadores de la Química moderna. Clasificó a los elementos en metales y no metales (como había hecho Lavoisier). Descubrió y aisló varios elementos químicos. Introdujo el término catalizador y explicó la naturaleza e importancia de la catálisis. Introdujo también el sistema actual de notación química: N (Nitron-gen) para el nitrógeno, Na (Natrium) para el sodio, Ni (Nickel) para el níquel, Nb (Niobe) para el niobio. Desarrolló una teoría que establece que los compuestos químicos están formados por componentes de carga negativa y positiva. Todo su trabajo teórico se basaba en una elaborada medición experimental.

9 Antecedentes Johann Wolfgang Döbereiner (1827)
Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades; él observó que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas. Encontró que la masa atómica del elemento intermedio es igual al promedio de los otros dos, y lo mismo las propie-dades químicas y físicas. Debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.

10 Antecedentes John A. R. Newlands
En 1864, el químico inglés Newlands comunicó a la Real Sociedad Inglesa de Química su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. Llamó a esta repetición periódica la ley de las octavas, por su analogía con la escala musical. Como a partir del calcio dejaba de cumplirse la regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica, que lo menospreció y ridiculizó. 23 años más tarde, fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.

11 La tabla periódica de Mendeleev
En 1869 Dimitri Mendeleev en Rusia -basándose en la variación de las propiedades químicas- y un año después Julius Lothar Meyer en Alemania -basándose en la variación del volumen atómico- publicaron esquemas de clasificación de los elementos casi idénticos. Los trabajos de Mendeleev y de Meyer condujeron al descubrimiento de la ley de periodicidad de los elementos químicos o ley periódica de los elementos: Las propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente si los elementos se acomodan en orden de masa atómica creciente, es decir, las propiedades de los elementos son función periódica de sus masas atómicas.

12 La tabla periódica de Mendeleev
Aunque en lo esencial ambos llegaron a la misma conclusión, se le da el crédito a Mendeleev porque éste promovió sus ideas de forma mucho más vigorosa y se adelantó un año en la publicación de sus hallazgos, con lo que estimuló una gran cantidad de trabajos nuevos en Química. Además de lo anterior, el trabajo de Mendeleev fue más extenso y llegó incluso a predecir la existencia y propiedades de elementos desconocidos en ese momento. Por ejemplo, tanto el galio (Ga) como el germanio (Ge) eran desconocidos en esa época. Mendeleev predijo audazmente su existencia y propiedades, refiriéndose a ellos como eka-aluminio y eka-silicio, por los elementos abajo de los cuales aparecen en la tabla periódica.

13 La tabla periódica de Mendeleev
Es, Ekasilicio (Mendeleev 1871) Ge, Germanio (Winkler 1886) El gran parecido del germanio con el elemento predicho por Mendeleev fue lo que lo ayudó a conseguir finalmente la aceptación general de este sistema de ordenación, que es el precursor más importante de la moderna tabla periódica.

14 Electrones alta energía
El número atómico En 1913, dos años después de que Rutherford propusiera el modelo nuclear del átomo, un físico inglés llamado Henry Moseley ( ) desarrolló el concepto de los números atómicos. Rayos X Electrones alta energía Moseley determinó las frecuencias de los rayos X emitidos después de que diferentes elementos se bombardeaban con electrones de alta energía, y vio que cada elemento produce rayos X con una frecuencia característica; además, observó que por lo general la frecuencia aumentaba al aumentar la masa atómica. Moseley acomodó las frecuencias de rayos X en orden asignándoles un número entero singular, llamado número atómico, a cada elemento. Ahora sabemos que el número atómico es igual tanto al número de protones en el núcleo como al número de electrones que hay en el átomo.

15 El número atómico Ley periódica de Moseley establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos El concepto de número atómico aclaró algunos problemas del modelo temprano de la tabla periódica, que se basaba en masas atómicas. Los estudios de Moseley también predijeron "agujeros" en la tabla periódica, que posteriormente dieron lugar al descubrimiento de nuevos elementos.

16 Tipos de Elementos

17 Propiedades de los elementos

18 Propiedades físicas de metales y no metales

19 Propiedades químicas de metales y no metales

20 Estructura Períodos PERÍODO: Renglón de elementos donde las propiedades químicas van cambiando paulatinamente. Existen 7 PERÍODOS, con 2, 8, 8, 18, 18, 32 y 32 elementos respectivamente.

21 Estructura Grupos GRUPO: Columna de la tabla con elementos cuyas propiedades químicas son semejantes. Existen 18 GRUPOS, algunas con nombres particulares, la mayoría toma el nombre del elemento inicial de la familia.

22 Estructura s p f d BLOQUE: Conjunto de grupos o familias que tienen propiedades comunes y semejanzas en su estructura interna. Existen 3 BLOQUES de elementos: Representativos, Transición o metales pesados y Transición interna o tierras raras.

23 Propiedades periódicas
Ciertas propiedades de los elementos pueden predecirse con base en su posición en la tabla periódica, sobre todo en forma comparativa de unos con otros. La ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares quedaran en la misma columna, logrando que algunas propiedades aumentaran o disminuyeran regularmente al bajar en el grupo. De esta forma, manejar correctamente la tabla periódica significa conocer las propiedades de cada grupo de elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma y sus propiedades, carácter metálico, etc.

24 Radio atómico Un átomo contiene tantos electrones como protones tiene en su núcleo, de forma que es eléctricamente neutro; los electrones se distribuyen en capas concéntricas alrededor del núcleo. En las interacciones entre los distintos átomos sólo intervienen los electrones situados en su capa exterior, ya que son los que se encuentran más lejos del núcleo y los que están atraídos más débilmente, por lo que se pierden con mayor facilidad. Es común llamar a los electrones de la capa exterior electrones de valencia. Los electrones de las capas interiores se llaman electrones internos. El radio atómico es la distancia media entre los electrones de valencia y el núcleo.

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26 Energía de ionización Es la cantidad de energía que se requiere para eliminar el electrón más débilmente unido al átomo. La energía de ionización en los períodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo hacia arriba. Dos factores influyen sobre la energía de ionización: Por una parte será mayor cuanto más atraído esté el electrón que se pierde por el núcleo atómico. Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa de valencia, acercarse a este ideal disminuirá la energía de ionización, y alejarse de él la aumentará. Los factores de que depende la energía de ionización son: La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentra el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s>p>d>f: cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético. La carga del núcleo. El efecto pantalla de los electrones subyacentes. La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)

27 Cuando el átomo pierde electrones, se forma un ion con una o varias cargas positivas que recibe el nom-bre de catión. En general, los cationes son iones metálicos. El radio de un catión siempre es menor que el del átomo del que procede.

28 Afinidad electrónica Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos hacia la derecha, y en los grupos hacia arriba. Como la energía de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones. A diferencia de la energía de ionización, la medición de la afinidad electrónica es complicada; sólo en muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son completamente confiables.

29 Cuando un átomo gana electrones, se forma un ion con una o varias cargas negativas que recibe el nombre de anión. En general, los anio-nes son iones no metálicos. Los aniones siempre tienen un radio mayor que el de los átomos de los que proceden.

30 Electronegatividad Es una medida de la atracción que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones del enlace. H : H H :F En la tabla periódica la electronegatividad en los perí-odos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos aumenta de abajo hacia arriba.

31 El enlace químico Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspon-diente a los gases nobles. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten uno o varios electrones de valencia. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. El compuesto resultante es química y físicamente diferente de los elementos que lo originaron.

32 Conceptos básicos de los enlaces químicos
Resulta útil clasificar los enlaces químicos en tres grupos amplios: (1) enlaces iónicos, (2) enlaces covalentes y (3) enlaces metálicos. 1. El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta; los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica (cationes) y no metales de la extrema derecha (aniones).

33 El enlace iónico 11Na  11Na+ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 [Ne] 17Cl  17Cl-
1s22s22p63s23p s22s22p63s23p6 [Ar]

34 Características de los compuestos iónicos
Están formados por metal + no metal. No forman moléculas, existen como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas. En solución acuosa, son buenos conductores de la electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua.

35 Conceptos básicos de los enlaces químicos
2. Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.

36 Características del enlace covalente
Se caracterizan por la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, los comparten. Está formado por elementos no metálicos; pueden ser 2 ó más no metales. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se enlazan. El enlace covalente puede ser:

37 Características del enlace covalente
Un enlace covalente diferente es el que se llama enlace covalente coordinado (enlace dativo) cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Este enlace en nada se puede distinguir de un enlace covalente típico, ya que sus caracte-rísticas no se modifican. Características de los compuestos covalentes: Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido, líquido o gaseoso. En general, son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes no polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

38 Molécula: la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades químicas específicas de esa sustancia. La mayor parte de la materia se compone de moléculas o iones; sólo los gases nobles existen como átomos aislados. Muchos elementos se encuentran en la naturaleza en forma molecular (oxígeno, O2; ozono, O3). Los compuestos que están formados por moléculas se denominan compues-tos moleculares; por lo general, los compuestos moleculares sólo contienen no metales. Imágenes tomadas de “Química, la Ciencia Central”, Brown, LeMay, Bursten Ed. Pearson Prentice Hall, 7a. Edición, 1998

39 Conceptos básicos de los enlaces químicos
3. El enlace metálico se da entre elementos de electrone-gatividades bajas y muy parecidas. En estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

40 Conceptos básicos de los enlaces químicos
Existe una teoría llamada "teoría del electrón libre", que pretende explicar las propiedades del estado metálico. Esta teoría supone que los electrones externos de los átomos metálicos, se liberan de éstos, ya que están débilmente unidos; los átomos adquieren carga positiva. Los electrones se agrupan en un mar electrónico que sirve como material de unión que impide que se separen los iones positivos. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido, por lo que estos materiales tienen buena conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

41 Conceptos básicos de los enlaces químicos
Enlace Iónico Enlace Covalente Sólo participan algunos e- de valencia, los otros son pares libres. (También están los e- internos). La fuerza que mantiene unidos a los átomos en la molécula se llama energía de enlace. Baja energía de ionización Cationes (1A y 2A) H >0 Alta afinidad electrónica Aniones (7A y O2) H <0 Compuesto Iónico Estabilidad = f(energía reticular) Moléculas Mismo elemento Compuesto 2.0 Iónico Covalente polar Diferencia en electronegatividad

42 Resumen En resumen, la tabla periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los elementos de una forma sistemática y ayuda a hacer predicciones con respecto al comportamiento químico. Pocas sistematizaciones en la historia de la ciencia pueden rivalizar con el concepto de la ley periódica de los elementos como una clarísima revelación del orden que existe en el universo. En el patrón rítmico de las propiedades de los elementos, estas unidades arquitectónicas con las que se ha construido el universo no cambian en forma caprichosa, sino siguiendo un orden que hemos logrado explicar y ahora nos es de gran utilidad.

43 Línea del tiempo de la tabla periódica (1)

44 Línea del tiempo de la tabla periódica (2)