ALUMNO: JONATHAN HERNANDEZ SANCHEZ

PROFR: ING. GABRIEL REYES DELGADILLO

ASIGNATURA: QUIMICA BASICA

GRADO: 1°D

N° DE TAREA: #1

LA TABLA PERIODICA

DESCUBRIMIENTOS DE PERIOCIDAD.

El siglo XX se descubrían nuevos elementos con una frecuencia sorprendente. Para 1830 había 55 elementos conocidos, todos con propiedades distintas en apariencia y sin un orden evidente. Se hicieron varios intentos para ordenar los elementos de una forma sistemática, y en 1817 J.W Dobereiner, profesor de química en Alemania, demostró que la masa atómica del estroncio se acerca mucho al promedio de las masas atómicas de dos metales similares, como el calcio y el bario. Más tarde encontró que hay otras triadas de elementos similares como litio, sodio y potasio, o cloro, bromo y yodo.

La distribución más exitosa de los elementos fue desarrollada por Dimitri Ivanovich Mendeleev público una tabla periódica de los elementos que es muy parecida a la tabla periódica moderna. En su tabla los elementos estaban ordenados por masa atómica creciente, y en periodos, de modo que los elementos con propiedades químicas similares aparecían agrupados, aunque había algunos caos en los que tuvo que colocar un elemento con una masa atómica un poco mayor antes de un elemento con una masa ligeramente inferior.

Mendeleev dejo algunos huecos en su tabla. En vez de considerar esos espacios en blanco como defectos. Audazmente predijo la existencia de elementos que no habían sido descubiertos. Más aun, predijo incluso las propiedades de algunos de estos elementos faltantes.

LA TABLA PERIODICA EN NUESTROS DIAS

Desde la época de Mendeleev, la tabla periódica ha sufrido numerosos cambios para incluir nuevos elementos, valores más exactos y diferentes formas de rotular las columnas de los elementos de la tabla.

En la actualidad los elementos se ordenan en las tablas periódicas por número atómico creciente, en vez de hacerlo por masa atómica. Las dos filas de elementos de transición internos, colocadas abajo del cuerpo principal de casi todas las tablas periódicas actuales, no formaban parte de la tabla periódica de Mendeleev. Hasta antes de que Glenn T. Seaborg desoyera el consejo de sus colegas y publicara su propia versión de la tabla periódica.

PERIODOS DE ELEMENTOS

Un periodo (fila horizontal) de elementos en la tabla periódica presenta una variación en cuanto a propiedades físicas y químicas, que siguen en estrecho paralelo la variación de las propiedades de otros elementos.

GRUPOS Y FAMILIAS

A las columnas verticales de elementos en la tabla periódica se les llama grupos, cuando se incluye el número de la columna, o familias químicas, cuando se usa el nombre de la familia.

GRUPO IA

Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio cesio y francio, son metales blandos de color gris plateado que se pueden cortar con un cuchillo. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores del calor y la electricidad. Estos metales tienden a reaccionar de inmediato con el agua, oxígeno y otras sustancias químicas, y nunca se les encuentra como elementos libres en la naturaleza. En este grupo el sodio y el potasio son los más comunes.

GRUPO IIA: LOS METALES ALCALINOTERREOS

Entre los metales del grupo IIA, se encuentran el berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Estos metales presentan puntos de fusión más elevados que los del grupo IA, sus densidades son todavía bajas, pero son más elevadas que la de los metales alcalinos comparables. Todos los metales alcalinotérreos poseen dos electrones de valencia y forman iones con doble carga positiva (2+)

GRUPO IIIA

El primer elemento del grupo IA es el boro, un metaloide con un punto de fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos de este grupo comprenden al aluminio, galio, indio y talio, que forman iones con una carga positiva triple. La densidad y las características metálicas aumentan conforme se incrementa el número atómico dentro de este grupo.

El boro no se encuentra en la naturaleza, pero es el elemento fundamental del bórax.

GRUPO IVA: LA FAMILIA DEL CARBONO

El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en el caso de los elementos carbono, silicio, germanio, estaño y plomo del grupo IVA.

Las diferencias en la disposición cristalina de los átomos de carbono explican la dureza del diamante y la naturaleza resbaladiza del grafito negro. A las formas distintas de un mismo elemento se les llama alotropos.

A medida de la década de 1980 se descubrió una nueva forma altropica del carbono, con 60 átomos dispuestos en un patrón parecido a la superficie de un balón de futbol. A estas esferas de carbono60 se les suele dar el nombre de buckybolas.

GRUPO VA

Entre los elementos del grupo VA están los no metales, nitrógeno, fosforo, los metaloides arsénico y antimonio, y el metal pesado antimonio. Hay un cambio total en la apariencia y propiedades de arriba hacia abajo.

El nitrógeno diatomico constituye el 78% del aire en volumen. Tanto el nitrógeno como el fosforo son fundamentales para la vida.

El fosforo es un sólido reactivo que no se encuentra libre en la naturaleza. Una de las formas altropicas del fosforo es un material rojo purpura no cristalino que alguna vez se utilizó para fabricar cerillas.

El bismuto es el único metal verdadero en este grupo.

GRUPO VIA: FAMILIA DEL OXIGENO

Son conocidos como la familia del oxígeno, comprenden al oxígeno, azufre, selenio, telurio y plomo. Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta el número atómico.

El oxígeno gaseoso, es fundamental para la vida; es necesario para quemar los combustibles fósiles y obtener así energía y se requiere durante el metabolismo humano.

GRUPO VIIA: LOS HALOGENOS

El nombre de la familia halógeno, provienen de las palabras griegas que significan “formador de sal”. Cada átomo de halógeno tiene siete electrones de valencia. Como elementos, los halógenos son diatomicos; tienen dos átomos por molécula y son demasiados reactivos como para encontrarse libres en la naturaleza.

GRUPO VIIA

Los gases nobles existen en forma de átomos gaseosos monoatómicos que no tienden a participar en reacciones con otros elementos.

Todos los gases nobles poseen un nivel energético externo lleno por completo de electrones. Esta distribución estable de electrones explica la naturaleza no reactiva de estos elementos.

METALES DE TRANSICION

Se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra “b” en muchas tablas.

En general, las propiedades de los metales de transición son bastante similares. Estos metales son más quebradizos y tienen puntos de fusión y de ebullición más elevados que otros metales.

METALES DE TRANSICION INTERNOS

Las dos filas de elementos de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. La serie de elementos que sigue al lantano se conocen como lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s.

De manera similar, la serie de elementos que siguen al actinio se conoce como actínidos.

Tienen propiedades similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos más nuevos han permitido bajar los costos de purificación.

TAMAÑO ATOMICO

Las variaciones en el tamaño es una propiedad periódica, dentro de cada grupo o familia de elementos, el tamaño de los átomos aumenta cada vez que un nuevo nivel de energía es ocupado por más electrones. Sin embargo, dentro de cada periodo de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir conforme se incorporan electrones a un nivel energético en particular.

TENDENCIAS DE LOS PUNTOS DE FUSION Y DE EBULLICION

Se pueden emplear como una medida conveniente de las fuerzas de atracción entre los átomos o moléculas.

TENDENCIAS DE LA DENSIDAD Y LA CONDUCTIVIDAD

Con pocas excepciones, la densidad de los elementos de un mismo grupo o familia aumenta con el número atómico. En un periodo de elementos, la densidad aumenta primero y luego disminuye.

Los elementos que presentan las mayores densidades son los metales de la parte central del periodo 6.

ENERGIA DE IONIZACION

Se requiere una cantidad específica de energía para extraer un electrón de un átomo neutro, pues los electrones se hallan en niveles de energía definidos. La cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal es la energía de ionización. Esta es una propiedad periódica de los elementos, y es una medida de que tan estrechamente están unidos los electrones de los átomos. Se puede representar en una ecuación como:

Na + Energía Na + 1e-

ELECTRONEGATIVIDAD

Es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Los átomos de los elementos más electronegativos presentan la mayor atracción por los electrones. Son los mismos elementos (agrupados en la esquina superior derecha de la tabla periódica) que muestran la máxima tendencia a ganar electrones para formar iones negativos.

Linus Pauling fue el primer químico que desarrollo una escala numérica de electronegatividad. En su escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, un valor de 4.0. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, seguido del cloro y el nitrógeno.

La electronegatividad disminuye conforme aumenta el carácter metálico. Los metales más reactivos (esquina inferior izquierda de la tabla periódica) muestran los valores más bajos de electronegatividad. Estas tendencias son congruentes con las de la energía de ionización.

AFINIDAD ELECTRONICA

Influye en su comportamiento químico es su capacidad de aceptar uno o más electrones. Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

Cuanto más positiva es la afinidad electrónica de un elemento, mayor es la afinidad de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón. Otra manera de visualizar la afinidad electrónica es considerarla como energía que se debe suministrar para quitar un electrón de un anión.

De ese modo, un valor grande positivo de afinidad electrónica significa que el ion negativo es muy estable, al igual que una alta energía de ionización de un átomo significa que el electrón es muy estable en el átomo.

Experimentalmente la afinidad electrónica se determina quitando el electrón adicional de un anión.

RADIO ATOMICO

Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes.

Para los átomos que están uniéndose entre sí formando una red tridimensional, el radio atómico es simplemente la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos. Para elementos que existen como moléculas diatónicas sencillas, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de los dos átomos de una molécula específica.

Dentro de un grupo de elementos se encuentran que el radio atómico aumenta cuando el número atómico se incrementa.

VOLUMEN ATOMICO

Meyer lo calculó dividiendo el peso atómico del elemento por la densidad de su sólido. Es sólo una medida cualitativa del tamaño atómico ya que la densidad del sólido depende de su estructura cristalina y de la temperatura.

Dentro del periodo: Al aumentar Z hay un compromiso entre dos fuerzas antagónicas: unas de atracción entre núcleo y electrones (reducen el volumen) y otras de repulsión entre los electrones (lo aumentan).

Dentro del grupo: Al aumentar Z aumenta el número de niveles energéticos ocupados, dando lugar a un aumento del volumen. Tendencias generales: + Dentro de un periodo el volumen es máximo para los alcalinos y decrece al aumentar Z hasta un valor mínimo (alrededor del grupo 13) volviendo a crecer hasta el gas noble, (nuevo máximo para el alcalino siguiente). + Dentro de un grupo el volumen aumenta conforme aumenta el periodo.

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS

El uso de la mecánica cuántica y la ecuación de Schrödinger aporto una percepción complementaria de la estructura electrónica de los átomos. El primer nivel de energía tiene solo un subnivel el segundo dos subniveles y el tercero tres subniveles y así sucesivamente.

Los electrones en los orbitales S

Los primeros dos electrones de cada nivel de energía se encuentran en una región donde la probabilidad electrónica esta representada por un orbital s con simetría esférica. Estos orbitales se designan como 1s, 2s, 3s, etc.

Los electrones en los orbitales P

A partir del segundo subnivel energético y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel s y también subnivel p. Cada subnivel p consiste tres orbitales p que tienen la misma energía pero en distintas orientaciones del espacio.

Los electrones D y F

A partir del tercer nivel de energía, y para todos los niveles subsecuentes, hay también un subnivel d con un conjunto de cinco orbitales capaces de contener un total de cinco pares de electrones, para dar un máximo de 10 electrones d en el subnivel d. A partir del cuarto nivel energético, y para todos los niveles subsecuentes, hay un subnivel subsecuente, hay un subnivel f con un conjunto de siete orbitales capaces de contener un total de siete pares de electrones.

BIBLIOGRAFIA

Burns Fundamentos de Química Segunda Edición, Prentice hall. Paginas; 162, 163, 165, 167,168, 169, 170, 171, 173, 175,176, 178,179, 180, 181,182, 183,185.