Estudio y avance de la tabla periódica de los elementos

1− DESCRIBA LOS APORTES DE LOS CIENTIFICOS:
• Johan W. Döbereiner.
• John Alexander Newlandas.
• Dimitri Ivanovich Mendeleiev.
• Lothar Meyer.
• Gil Chaverri.
a) Johan W. Döbereiner.
En 1817, Döbereiner observó que el peso atómico del estroncio es aproximado al valor medio de los pesos
atómicos del bario y del calcio elementos todos ello análogos por sus propiedades. En 1829 demostró la
existencia de unos grupos de tres elementos (tríadas, formadas por: cloro bromo y yodo, litio sodio y potasio,
azufre selenio telurio) que cumplían la relación anterior.
En 1850 se conocían unas 20 tríadas que indicaban la existencia de una ley.
b) John Alexander Newlands
En 1864, Newlands observó que en la ordenación de los elementos según su peso atómico creciente, el octavo
elemento contado apartir de uno cualquiera repetía las propiedades del primero ( ley de los octavos). La ley
dejaba de cumplirse al llegar al tercer período, en que sólo el potasio y el calcio tenían parecidas propiedades
al sodio y al magnesio.
c) Dimitri Ivanovich Mendeleiev.
Conocido sobre todo por haber elaborado la tabla periódica de los elementos químicos. Esta tabla expone una
periodicidad (una cadena regular) de las propiedades de los elementos cuando están dispuestos según la masa
atómica.
Mendeleiev intentó clasificar los elementos según sus propiedades químicas. En 1869 publicó la primera
versión de la tabla periódica. En 1871 publicó una versión corregida en la que dejaba huecos para elementos
todavía desconocidos. Su tabla y sus teorías ganaron una mayor aceptación cuando posteriormente se
descubrieron tres de estos elementos: el galio, el germanio, y el escandio.
A lo largo de sus trabajos para organizar los elementos según sus propiedades químicas y masas atómicas,
Dimitri Mendeleiev desarrolló la tabla periódica y formuló la ley periódica.
d) Lothar Meyer
Principalmente conocido por su trabajo en la clasificación periódica de los elementos químicos.
En un artículo publicado en 1870 presentó su descubrimiento de la ley periódica que afirma que las
propiedades de los elementos son funciones periódicas de su masa atómica. Esta ley fundamental fue
descubierta en 1869 por el químico ruso Dimitri Ivánovich. Lothar Meyer también propuso una tabla con
lugares vacíos menos completa que la anterior, que fue conocida mas tarde. La ordenación actual se basa en el
número de protones de los átomos (numero atómico)
e) Gil Chaverri
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Fue el creador de nuestra tabla periódica actual, es un científico costarricense que nos muestra que las cosas se
pueden llegar a hacer muy bien, al acomodar los elementos de la tabla periódica de manera en que sea mucho
más fácil su aplicación y estudio.
2− ¿ QUE CRITERIOS HAN PREVALECIDO PARA ORGANIZAR LA TABLA PERIÓDICA EN
FAMILIAS, GRUPOS Y PERIODOS? ASI COMO EN METALES, NO METALES Y
METALOIDES?
Los elementos están ordenados de manera que aquellas con propiedades químicas semejantes quedaran
colocados en columnas para formar grupos o familias. Todos los elementos de un grupo presentan una gran
semejanza y, por lo general
Difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo los elementos del grupo1(o IA), a excepción del
hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo 7 (o VIIA), exceptuando el
astato, son no metales que normalmente forman compuestos con valencia −1.
Grupos y familias de elementos: a las columnas verticales de elementos en la tabla periódica se les llaman
grupos, existen 8 grupos de familias divididos en A y B. Cuando se incluye el número de la columna, o
familias químicas, cuando se usa el nombre de la familia, los elementos de una misma familia tienden a
presentar las mismas propiedades químicas.
Períodos de elementos: un período (fila horizontal) de elementos en la tabla periódica presenta una variación
en cuanto a propiedades físicas y químicas, que sigue en estrecho paralelo la variación de las propiedades de
otros períodos de elementos. Cada período concluye con un gas noble incoloro y no reactivo. Esta tendencia
en el aspecto acompaña al cambio de carácter metálico hacia el no metálico dentro de un período de
elementos. El aumento de electrones de valencia de los elementos de tercer período va paralelo al incremento
de electrones de valencia para los elementos del segundo período, el primer elemento de cada período tiene un
electrón de valencia en su nivel energético más alto.
Metales: la mayor parte de los metales, a diferencia de los no metales, se pueden pulir y adquieren un lustre
metálico brillante. Todos los metales, con excepción del mercurio (Hg), son sólidos a la temperatura
ambiente. Los metales no tienden a combinarse químicamente unos con otros, pero reaccionan con los no
metales para formar muchos compuestos distintos. Las menas más comunes de metales, como el hierro y el
aluminio, contienen el metal combinado con oxígeno. Los metales del Grupo IA de la tabla periódica son los
más reactivos; nunca se les encuentran en la naturaleza en forma de elementos libres, es decir, no combinados.
Los elementos menos reactivos como el cobre, plata y oro presentan más probabilidades de encontrarse en la
naturaleza como elementos libres.
No metales: a temperatura ambiente algunos de los no metales son gaseosos, otros son líquidos y otros más
son sólidos. Entre los no metales se encuentran dos clases muy familiares (nitrógeno y oxígeno) que están
presentes en la atmósfera. El carbono y el azufre son no metales que es posible encontrar en la naturaleza
como sólidos en forma elemental no combinada.
Metaloides: son los elementos que se encuentran en la región intermedia entre los metales y los no metales.
Sus propiedades son también, por lo general, de carácter intermedio. Por ejemplo, los metales son buenos
conductores de la electricidad, los no metales no son conductores y los metaloides son semiconductores
eléctricos.
3− ¿QUÉ REPRESENTA LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y EL SISTEMA NIX EN LA
ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA?
En la clasificación periódica, los gases nobles, están interpuestos entre un grupo de metales altamente
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reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que
forman compuestos con valencia −1. este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las
propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor de núcleo atómico. El proceso de
construir la estructura electrónica de cualquier átomo supone que los electrones llegan primero a los
subniveles de menor energía. El spin del electrón generalmente se indica con flechas señalando hacia arriba o
hacia abajo en el bloque de la orbital apropiada. Las reglas son simples: los subniveles de menor energía se
llenan primero con dos electrones cada uno. Los electrones apareados poseen espín opuesto.
4− DESCRIBA EN TERMINOS GENERALES LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS, DE TRANSICIÓN Y LAS TIERRAS RARAS O DE TRANSICIÓN
INTERNA.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Tienen sus electrones diferenciantes en los subniveles s y p esta
familia está formada por 8 grupos de elementos, entre los que se encuentran los metales y no metales, los
cuales tienen propiedades físicas y químicas semejantes. Estas características van variando al pasar de un
grupo a otro.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Presentan múltiples valencias o estados de oxidación que varían desde
+1 hasta +8 según los compuestos. Los elementos de transición tienen propiedades típicas de los metales son:
maleables, dúctiles, conducen al calor y la electricidad, y tienen un brillo metálico. Los elementos de
transición tienen por lo general densidades y puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas.
Forman enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados negativamente) y sus compuestos suelen
tener colores brillantes.
TIERRAS RARAS: presentan 3 números de oxidación o sea son trivalentes. Solo el cerio forma compuestos
con valencia +4. la mayoría de los compuestos de los lantánidos son fuertemente paramagnéticos.
5− ANOTE LAS PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS DE CADA UNA DE LAS FAMILIAS DE LOS
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS.(LAS OCHO FAMILIAS)
METALES ALCALINOS:
Series de 6 elementos químicos en el grupo 1 (olA) del sistema periódico. Comparados con otros metales son
blandos, tienen puntos de fusión muy bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza sino
es combinados con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea pierden fácilmente un electrón, y
reaccionan violentamente con agua para formar hidrógeno gas e hidróxidos de metal, que son bases fuertes.
Los metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio,
francio.
Del francio existen solamente isótopos radiactivos.
No son elementos electronegativos y pierden su electrón de valencia con facilidad; por lo que su único estado
de oxidación es +1.
Sus compuestos son de carácter iónico.
No se encuentran libres en la naturaleza sino se hallan formando sales marinas y en rocas salinas.
METALES ALCALINO−TERREOS:
Todos los metales alcalino−térreos son fuertemente reductores.
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Son menos reactivos que los metales alcalinos.
Son más duros que los metales alcalinos.
Sus compuestos tienen un marcado carácter iónico, excepto los compuestos de berilio.
Se caracterizan por su naturaleza fuertemente metálica; que aumenta con él numero atómico.
Reaccionan para formar esencialmente óxidos, hidróxidos, y sales. No se encuentran libres en la naturaleza.
Se obtienen por medio de procesos electrolíticos de sus sales fundidas.
TERREOS:
La basicidad de sus óxidos aumenta al incrementarse el número atómico.
Sus compuestos son covalentes.
Las propiedades varían desde el carácter no metálico del boro, cuyo estado de oxidación es +3.
El italio con su estado de oxidación +1, de mayor estabilidad y que forma compuestos iónicos.
GRUPO DEL CARBONO:
Compuestos covalentes a las propiedades metálicas del estaño y del plomo.
Las propiedades varían desde el comportamiento no metálico del carbono con estado de oxidación más estable
(+4).
A la vista de los valores de la energía de ionización es muy poco probable, por ello los compuestos de estos
elementos con su estado de oxidación +4 son predominantes covalentes.
Los compuestos con estado de oxidación +2 son también covalentes.
GRUPO DEL NITRÓGENO:
El nitrógeno tiene 3 enlaces covalentes y el resto de elementos pueden presentar covalencias superiores
debido a la participación de orbitales de próximas.
Por ser muy elevadas las energías de ionización no existen los iónes M+5.
Hay una transición regular entre las propiedades no metálicas del nitrógeno y las metálicas del bismuto.
Cuando tienen estado de oxidación +5 presentan los óxidos propiedades ácidas, aunque disminuye al
aumentar el número atómico.
CALCOGENOS:
Los pasos de formación son endotérmicos.
Empequeñece el poder oxidante del elemento al aumentar el número atómico. Todos los elementos tienden a
formar iones −2(E2−)
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Los óxidos tienen un marcado carácter iónico (con excepción de los grupos precedentes y los óxidos de los
halógenos).
El azufre, selenio y teluro con oxidación −2 son reactivos. Todos los elementos reaccionan con el hidrógeno.
HALOGENOS:
Son 5 elementos químicamente activos, estrechamente relacionados −flúor, cloro, bromo, yodo, astato, que
forman el grupo 7 (oVIIA) del sistema periódico. El nombre halógeno, o formador de sal se refiere a la
propiedad de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloururo de
sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de −1 y se combinan con los metales para formar
halogenuros, así con metales y con no metales para formar iones complejos.
Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los
halogenuros de alquilo.
Sus puntos de fusión y de ebullición aumentan conforme a su número atómico por aumentar las fuerzas
intermoleculares.
Todos son no metales.
Tienen tendencia a completar su capa electrónica interna mediante la incorporación de un electrón.
GASES NOBLES:
Serie de 6 elementos químicos gaseosos que constituyen el grupo 8 (oVllA) del sistema periódico. Por orden
creciente de masa son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón.
Durante muchos años los químicos creyeron que esos gases eran inertes, porque sus capas exteriores estaban
totalmente ocupadas por electrones. Es decir no podían combinarse con otros elementos o compuestos. Se
sabe que esto no es cierto al menos para los 3 primeros gases mas pesados. En 1962, Neil un químico inglés
que trabajaba en Canadá, consiguió obtener el primer compuesto complejo de xenón. Su trabajo fue
confirmado por científicos del Argonne National Laboratory de Illinois (EEUU), que obtuvieron el primer
compuesto simple de simple de xenón y flúor, y más tarde compuestos de radón y criptón. Aunque los
compuestos de criptón se consiguieron con mucha dificultad, tanto el xenón como el radón reaccionaban
fácilmente con el flúor, y posteriormente pudieron realizarse reacciones para producir otros compuestos de
radón y xenón.
Se presenta en forma monoatómica.
Todos excepto el radón forman parte de la composición atmosférica.
Puntos de fusión y de ebullición muy bajos por lo que a temperaturas muy bajas se les encuentra en estado
gaseoso.
Son muy escasos en la naturaleza.
Sus puntos de ebullición y de fusión se elevan con respecto a su numero atómico.
Los gases nobles se obtienen por destilación fraccionada del gas licuado, excepto el helio, y el aislar el xenón
con el flúor y con el oxígeno.
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6− IDENTIFIQUE Y DESCRIBA LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS TALES COMO:
• Radio atómico
• Afinidad electrónica
• Electronegatividad
• Energía o potencial de ionización.
EXPLIQUE ATRAVES DE ESQUEMAS O EJEMPLOS SU VARIACIÓN EN GRUPOS Y
PERIODOS PARA DISTINGUIR ENTRE METALES Y NO METALES.
RADIO ATOMICO: En los átomos podemos encontrar regularidad en el aumento o disminución del tamaño
de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de numero atómico pequeño y
los grandes los de numero atómico grande.
Los átomos son materia, tienen masa y ocupan un lugar en el espacio: volumen. Existen átomos pequeños y
grandes, lo que lo diferencia en punto de comparación con otros aspectos es que, en los átomos podemos
encontrar una regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla
periódica: los átomos pequeños son los de número atómico pequeño y los grandes de número atómico grande.
Sin embargo, en un período, los átomos en general son más pequeños a medida que aumenta el número
atómico. Definimos el tamaño de un átomo por la distancia (radio) que existe desde el centro del núcleo hasta
el espacio que ocupa el electrón más externo que generalmente es el electrón diferenciante. Normalmente, a
los átomos los consideramos esféricos.
¿Cuál átomo es más grande, el litio o el berilio? Debemos considerar que los electrones externos en ambos
átomos están en el orbital 2s, pero como Be tiene cuatro protones en el núcleo y el Li solamente tres, el Be es
el más pequeño. Cuatro protones ejercen una mayor atracción que tres protones, no importa el número de
electrones atraídos.
Radios atómicos para los elementos de los periodos
2y 3.
AFINIDAD ELECTRÓNICA: Cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en su
estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en un ión negativo también
gaseoso.
La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso
en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta
energía.
Los átomos neutros con orbitales incompletos tienden por lo general a atraer electrones. El campo energético
que acompaña a la adición de un electrón se conoce como afinidad electrónica.
Para el Mg y el Cl dicho proceso puede representarse como sigue:
Mg (g) + e− + energía ! Mg− (g)
Cl (g) + e− ! Cl− (g) + energía
AFINIDADES ELECTRÓNICAS (KJ/MOL)
ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un átomo de un elemento de atraer a hacia sí mismo los
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electrones compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la
tabla periódica, a medida que aumenta él numero de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los
átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son pequeños, es el elemento más
electronegativo y en consecuencia atrae a los electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo la electronegatividad disminuye, generalmente al aumentar el número y el radio atómico.
El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el menos
electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende atener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ión
negativo por ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con
diferencias pequeñas de electronegatividad forman en laces covalentes polares con la carga negativa en el
átomo de mayor electronegatividad.
ENERGIA DE IONIZACION: Cantidad de energía que se necesita para separar el electrón mas fuertemente
unido de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental (estado energético mas bajo). La entidad en que
se transforma el átomo al perder un electrón es en un ión gaseoso monopositivo.
Esta definición corresponde a la primera energía de ionización. Se denomina segunda energía de ionización a
la que se necesita para extraer de un ión gaseoso monopositivo el electrón que este menos fuertemente unido.
Las sucesivas energías de ionización se definen de manera semejante.
Estas energías se determinan por interpretación de los espectros de emisión o de absorción, y a través de
experiencias directas en las que se mide la variación de energía que tiene lugar en el proceso.
M(g) M+(g) + e
Donde M representa un átomo de cualquier elemento.
Las energías de ionización varían de la misma forma a lo largo de cada periodo y de cada grupo de la tabla
periódica. Dentro de cada periodo, los metales alcalinos tienen la misma energía de ionización, y los gases
nobles la máxima. Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el tamaño
de los átomos, es decir, al descender en el grupo.
ENERGÍAS DE IONIZACIÓN
7− ¿QUÉ PROPIEDADES Y CARACTERÍSTICAS IMPORTANTES PRESENTAN LAS TRIADAS Y
CUALES SON?
Una tríada es un grupo de tres elementos tan semejantes que pueden afirmarse que constituyen una pequeña
familia de tres. Los dos últimos de cada serie de transición se parecen verticalmente como los elementos
representativos.
Se demuestra que el peso atómico del estroncio era semejante al valor medio de los pesos atómicos del calcio
y el bario, elementos químicamente similares al estroncio. Se numeró la existencia de otros grupos de tres
semejantes, que se denominan tríadas (cloro−bromo−yodo, litio−sodio−potasio, azufre−selenio−telurio) en los
que aparecía la misma relación para el peso atómico del correspondiente elemento intermedio.
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TRIADAS:
8− CADA FAMILIA DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN TERMINA CON DOS ELEMENTOS
LLAMADOS DE CUÑA ¿ QUE PARECIDO TIENEN ENTRE SÍ Y CUALES SON SUS
PROPIEDADES Y CARACTERÍSTICAS?
Las características son parte del parecido que tienen entre sí, su parecido entre el peso atómico semejante a su
configuración electrónica. Así cobre, plata y oro forman una familia y zinc, cadmio, y mercurio forman otra.
Estos, sirven para acuñar monedas y porque en la tabla completa, están insertos dentro del bloque de
representativos como una cuña.
La trascendental historia de la tabla periódica, que abarca desde los años 1868,69,.. hasta la actualidad, ha
tenido mucha recolección de datos por parte de los investigadores y químicos. Todo inicia con Lothar y
Mendeleiev dos químicos que acomodan los elementos existentes de forma periódica según sus características
y dejando espacios vacíos, luego el descubrimiento de las tríadas, después las octavas, y otro conjunto de
leyes. Además es importante hacer notar la aparición de un personaje muy importante: Don Gil Chaverri que
organiza los elementos en una tabla según su estructura electrónica.
Otros aspectos importantes son las familias o periodos y otras clasificaciones dadas a los elementos, estos son
parte de los temas que contempla este trabajo.
CONCLUSIÓN
En el trabajo anterior pude deducir muchas cosas, una de ellas es que todos debemos tratar de entender la tabla
periódica, así como en un país es indispensable hablar el idioma que ahí se hable. Así podremos entender los
mensajes que se nos expresan. Pero quizá una de las más importantes es valorar el trabajo realizado por el
científico costarricense Gill Chaverri, que nos muestra que las cosas se pueden llegar a hacer muy bien, al
acomodar los elementos de la tabla periódica de manera en que sea mucho más fácil su aplicación y estudio,
es un aporte de gran valor científico.
También aprendí acerca de los elementos representativos, de transición y de tierras raras, acerca de los
subniveles que abarca cada uno, y las propiedades que sus elementos tienen en común para estar ubicados.
Asimismo, encontré los períodos que abarca cada grupo de elementos (familias), que todas pertenecen al
grupo de los elementos de transición y que en éste grupo también se encuentran todos los no metales y
metaloides conocidos.
Es importante también destacar que las masas atómicas de las tríadas son muy similares y por ello las
posicionan juntas dentro de la tabla periódica, además de tener propiedades muy similares.
De igual forma para conocer las propiedades periódicas desarrolladas anteriormente.
INTRODUCCION
En el siguiente trabajo voy a desarrollar el estudio y avance de la tabla periódica, los investigadores que
participaron en ella, su agrupación y el estudio de las familias, las propiedades de los elementos
representativos, de transición y de tierras raras.
Espero llenar mis expectativas acerca del presente trabajo a realizar, así mismo como aprender mucho de éste
para complementarlo con la materia estudiada en clase.
BIBLIOGRAFIA
8
Espinosa, M., minero, E., Hilje, N., Barrientos, R (1998)
Química para el desarrollo. San José: Editorial de Universidad de Costa Rica.
Brown, LeMay, Bursten, (1998). Química la Ciencia Central. México: Pearson, Prentice Hall
Hispanoamericana.
Enciclopedia Encarta.
Burns,R. (1996). Fundamentos de Química. México: Prentice Hall hispanoamericana.
Diccionario Océano Uno.
www.geocities.com/erkflores/tabla.com
www.laenciclopedia.com
Li Be B C N O F
1.52 1.11 0.88 0.77 0.70 0.66 0.64
Na Mg Al SI P S Cl
1.86 1.60 1.43 1.17 1.10 1.04 0.99
Na Mg Al Si P S Cl Ar
−53 231 −44 −119 −74 −200 −348 35
Li Be B C N O F Ne
520 899 804 1086 1402 1314 1681 2081
Na Mg Al Si P S Cl As
497 738 578 786 1012 1006 1251 1521
Fe Co Ni
Ru Rh Po
Os Ir Pt
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