QM-1123 Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los

Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
1864
John Newlands
Intento un sistema de
clasificación según las
masas atómicas.
Ley de las Octavas
Cada 8 elementos
tenían propiedades
semejantes
Falla con Elementos con
masas superiores al Ca.
Rechazada por la
comunidad Científica.
1869
Dmitri Mendeleev y
Lothar Meyer
Mendeleev
1871
Sistema de clasificación.
Observaba repetición periódica
y regular de las propiedades
- Agrupación más exacta
- Permitió predecir propiedades
de elementos que no habían sido
descubiertos.
Publica una versión mejorada. Predice la existencia de:
Ga (eka-boro), Sc (eka-aluminio), Ge (eka-silicio)
Nota: pequeñas incongruencias si se hubiera ordenado solo por la masa.
Ar (39.95) y K (39.10)
1
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Tabla Periódica moderna los elementos vienen ordenados
según el N° Atómico. El cual fue descubierto por Henry
Moseley (1913).
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Ley Periódica.
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las
propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a
repetirse de forma sistemática conforme aumenta el
número atómico.
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 grupo 1 a
excepción del hidrógeno, son metales con valencia química
+1; mientras que los del grupo 17, exceptuando el astato,
son no metales, que normalmente forman compuestos
con valencia –1.
3
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Propiedades Periódicas.
♠ Tamaño de los átomos.
Radios covalentes:
A
A
B
molécula A-A
B
molécula B-B
A
B
molécula A-B
Ejm:
Fe metálico
I2
separados 2.48 °A = > r = 1.24 °A
2.66 °A = > r = 1.33 A°
Diamante d C-C = 1.54 °A => rC = 0.77 °A
Cl2
d Cl-Cl = 1.99 °A => rCl = 0.99 °A
Experimental
CCl4 d C-Cl = 1.77 °A similar a la suma (0.77 + 0.99) A°
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Tendencias de los radios Atómicos.
Factores:
- N° Cuantico principal.
- Carga Nuclear efectiva.
Aumenta N° Cuántico principal
Aumenta el
tamaño del orbital
Aumenta Carga Nuclear efectiva
Reduce el
tamaño del orbital
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
REGLAS DE SLATER (Zef = Z − σ)
• Reglas empíricas propuestas en 1930 por J.C. Slater para la
determinación de la constante de apantallamiento σ:
1. Escribir la configuración electrónica completa y agrupar los
orbitales ns y np, disponer separadamente de los demás:
[1s] [2s 2p] [3s 3p] [3d] [4s 4p] [4d] [4f] [5s 5p] [5d 5f] ···
2. Todos los electrones de orbitales con n mayor (los situados a
la derecha) no contribuyen al apantallamiento
3. Para electrones s o p:
a) Los electrones en el mismo ( ns np) apantallan 0,35 unidades
de carga nuclear.
b) Los electrones en los niveles n-1 apantallan 0,85 unidades
c) Los electrones en niveles n-2 o inferiores apantallan
completamente (1,0 unidades)
4. Para electrones d o f:
a) Los electrones en el mismo (nd nf) apantallan 0,35 unidades
de carga nuclear.
b) Los electrones en los grupos situados a la izquierda apantallan
completamente (1,0 unidades)
5. Para obtener la carga nuclear efectiva experimentada por un
electrón dado: restaremos a la carga nuclear verdadera Z, la
suma de las constantes de apantallamiento obtenidas al aplicar
las reglas 2-4
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Ejemplos de Regla de Slater
• N: [1s2][2s22p3]
– Zef para un electrón 2p = 7-[(4x0.35)+(2*0.85)] = 3.90
• Ge: [1s2][2s22p6][3s23p6][3d10][4s2 4p2]
Zef para un electrón 4p = 32-[(3x0.35)+(18x0.85)+10] = 5.65
• Zn: [1s2][2s2 2p6][3s2 3p6][3d10][ 4s2]
– Zef para un electrón 3d = 30-[(9x0.35)+18] = 8.85
Ejercicio
Calcula la carga nuclear efectiva que siente uno de los electrones
2p del átomo de oxígeno (Z = 8).
Configuración electrónica O: [1s2] [ 2s2 2p4]
Los 5 electrones ([2s2 2p4]) restantes del nivel n = 2 apantallan
con 0,35.
Los 2 electrones [1s2] del nivel n = 1 apantallan con 0,85 cada
uno
La constante de apantallamiento σ = 5*0,35 + 2*0,85 = 3,45
Zef = Z - σ = 8 - 3,45 = 4,55
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Ejercicio
Calcula la carga nuclear efectiva sobre un electrón 3d y otro 4s
del manganeso (Z = 25)
Configuración electrónica Mn:[1s2] [2s2 2p6] [3s2 3p6 ][3d5 ][4s2]
4s
Electrones Contribución
n=4
1(s)
1*0.35 = 0.35
n=3
13 (s,p,d) 13*0.85 = 11.05
n<=2
10 (s,p)
10*1.0 = 10
Apantallamiento
21.4
Carga nuclear efectiva 25-21.4 = 3.6
3d
Electrones
Contribución
4*0.35 + 8*1 =
n = 3 4(d) + 8 (s,p)
9.4
n=2
8 (s,p)
8*1.0
n=1
2(s)
2*1.0
Apantallamiento
19.4
Carga nuclear efectiva 25-19.4 = 5.6
8
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Evolución de Zef
• En un periodo aumenta de izquierda a derecha
• En un grupo permanece bastante constante tras un ligero
aumento inicial
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
♠ Energía de ionización.
M+(g) + e-
M(g)
PI
PI es una propiedad periódica.
A mayor PI = > Es más difícil arrancar un electrón a un
átomo poliectrónico.
M(g)
M+(g) + e-
1er PI
M+(g)
M2+(g) + e-
2 do PI
M2+(g)
M3+(g) + e-
3ero PI
1er PI < 2 do PI < 3ero PI
Efecto: Al quitar un e- disminuye la repulsón
interelectrónica y al parecer la carga nuclear ctte se hace
más difícil sacar los siguientes electrones.
Aumenta
Debido a la Z efectiva
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Clasificación de los iones
- Sin electrones internos. Caso único H+
ns2np6
- Iones de configuración de gas inerte.
Na+ Mg2+ Al3+
grupos 1, 2 y 3
N3- O2- F-
grupos 15, 16 y 17
Iones que contienen 18 e- en su última capa.
Zn2+ = [Ne]3s23p63d10 = Cu+ = Ga3+ = Ge4+
Par inerte s2. Elementos con ns2npx (x = 1, 2 y 3)
pierden sus electrones p.
Ejemplo: Sb3+, Sn2+, etc
Iones d. Iones de configuración ns2np6ndx ( x = 1 a 9).
Ejemplo: Cr2+ Co2+ Fe3+, etc.
Iones f. Iones con la subcapa f parcialmente vacía.
Ejemplo: Gd = [Xe]4f75d16s2
11
Gd3+ = [Xe]4f7
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
1.- Las mayores energías de ionización son para el
desalojo de un electrón de un nivel cerrado (gases nobles).
2.- Las menores energías de ionización son las de los
átomos que adquieren un nivel cerrado por la pérdida de
un solo electrón (metales alcalinos).
3.- Se presenta una discontinuidad entre el grupo 2
(ruptura de un subnivel s cerrado) y el grupo 13 (creación
de un ión de subnivel s cerrado).
4.- Aparece una discontinuidad entre el grupo 15 (ruptura
de un subnivel p medio lleno) y el grupo 16 (creación de
un subnivel p medio lleno).
12
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
♠ Afinidad Electrónica
X-(g)
X(g) + e-
AE
AE es una propiedad periódica.
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.
H
-73
Li
-60
Na
-53
K
-48
Rb
-47
Be
>0
Mg
>0
Ca
-4
Sr
-11
B
-27
Al
-43
Ga
-30
In
-30
C
N
-122 > 0
Si
P
-134 -72
Ge
As
-119 -78
Sn
Sb
-107 -103
O
-141
S
-200
Se
-195
Te
-190
Afinidades electrónicas (kj/mol).
13
F
-328
Cl
-349
Br
-325
I
-295
He
>0
Ne
>0
Ar
>0
Kr
>0
Xe
>0
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar
el radio atómico. Los halógenos son los elementos
químicos con afinidades electrónicas más elevadas.
La adición de un segundo electrón a un ion mononegativo
debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un
suministro de energía.
A diferencia de la energía de ionización, que se puede
determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula
casi siempre por vía indirecta.
14
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Electronegatividad
Es la tendencia en un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia sí mismo.
Pauling (1932).
ED(AB) = ½[ED(AA) + ED(BB)] + ∆AB
∆AB = 23.06[χA -
χB]2
Mulliken (1935).
La electronegatividad de un átomo debe ser un promedio de la
energía de ionización y de la afinidad electrónica.
Allred y Rochow (1958).
Es la fuerza electrostática ejercida por el núcleo sobre los
electrones de valencia.
χAR = (3590 Z*/r2) + 0.744
15
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Los
valores
de
la
electronegatividad
de
los
elementos
representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla
periódica, a medida que aumenta el número de electrones de
valencia y disminuye con el tamaño de los átomos. El flúor, de
afinidad electrónica muy elevada, y cuyo átomo es pequeño, 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 a tener una carga parcial
negativa en un enlace covalente, o a formar un ion negativo por
ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un
enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de
electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga
negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Electronegatividades de algunos elementos o iones
Elemento o ión
χ de Pauling
F
Li
Na
K
Rb
Cs
Sc
Ti(2+)
V(2+)
Cr(2+)
Mn(2+)
Fe(2+)
Fe(3+)
Ni(2+)
Mo(2+)
Mo(3+)
Mo(4+)
Mo(6+)
Zn(2+)
Cd
Hg
Co(2+)
Rh
Ir
4.0
0.98
0.93
0.82
0.82
0.79
1.36
1.54
1.63
1.66
1.55
1.83
1.96
1.91
2.16
2.19
2.24
2.35
1.65
1.69
2.00
1.88
2.28
2.20
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Los elementos se pueden Clasificar:
Metales, no Metales y Metaloides.
No Metales :
H, Gases Nobles, C, N, P, O, S, Se
F, Cl, Br, I.
Metaloides:
B, Si, Ge, As, Sb, Te, At.
Metales:
Resto.
Características.
Metales
Tienen un lustre brillante,
diversos colores, generalmente
plateados
Los sólidos son maleables y
dúctiles
No Metales
No tienen lustre, diversos
colores
Los sólidos suelen ser
quebradizos, algunos duros
otros blandos
Buenos conductores de la
Malos conductores de calor y
electricidad y calor
electricidad
Casi todos los óxidos metálicos La mayor parte de sus óxidos
son sólidos iónicos básicos
son sustancias moleculares que
forman soluciones ácidas
Tienden a formar cationes en
Tienden a formar aniones u
solución acuosa
oxianiones en solución acuosa
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Metaloides
Parece metal
Silicio
Tienen propiedades intermedias
Entre metales y no metales.
- Es quebradizo, no conduce calor
- no es un buen conductor de
electricidad como los metales
Muchos Metaloides son
Semiconductores
Circuitos integrados
Chips de computadoras
Generalmente.
Metal + No Metal
Sal
2 Al(s) + 3 Br2(l)
2AlBr3(s)
Los óxidos metálicos
óxidos básicos
Óxido Metálico + Agua
Hidróxido Metálico
Na2O (s) + H2O(l)
2NaOH(ac)
CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2(ac)
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Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Óxido Metálico + Ácido
Sal + H2O
MgO(s) + 2HCl (ac)
MgCl2(ac)
+ H2O
NiO(s) + H2SO4(ac)
NiSO4 (ac) + H2O
Los Óxidos de los No Metales
Óxidos Ácidos
Óxido de No Metal + H2O
Ácido
CO2(g) + H2O(l)
H2CO3(ac)
P4O10 + 6 H2O(l)
4 H3PO4(ac)
Ejm:
NO2, SO2, SO3
Óxido de No Metal + Base
+ H2O
Sal + H2O
CO2(g) + 2 NaOH(ac)
Na2CO3(ac) + H2O
SO3(g)
K2SO4(ac) + H2O
+ 2KOH(ac)
20
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Compuestos óxidos que son anfóteros
Al2O3(s) + 6 HCl(ac)
2AlCl3(ac) + 3 H2O
Al2O3(s) + 2 NaOH(ac) + 3H2O
2NaAl(OH)4(ac)
Otros óxidos anfóteros: ZnO, BeO y Bi2O3
SiO2(s) + 2 NaOH(ac)
Na2SiO3(ac) + H2O
En un periodo:
Ejm: 3er periodo
Óxidos Básicos Anfóteros Ácidos
Mismo comportamiento que el carácter metálico
En un grupo:
Carácter óxidos básicos aumenta a medida que aumenta el
carácter metálico.
Óxidos de mayor N° atómico son más básicos que los más
ligeros.
21
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica de Mendeléiev.
Dimitri Ivánovich Mendeléiev (1834-1907),
químico ruso conocido sobre todo por haber
elaborado la tabla periódica de los elementos
químicos. Esta tabla expone una periodicidad
(una cadencia regular) de las propiedades
de los elementos cuando están dispuestos
según la masa atómica.
Mendeléiev nació en Tobolsk (Siberia), estudió química en la
Universidad de San Petersburgo y en 1859 fue enviado a estudiar
a la Universidad de Heidelberg. Allí conoció al químico italiano
Stanislao Cannizzaro, cuyos planteamientos sobre la masa
atómica determinaron su opinión. Mendeléiev regresó a San
Petersburgo y fue profesor de química en el Instituto Técnico en
1863 y profesor de química general en la Universidad de San
Petersburgo en 1866. Escribió los dos volúmenes de Principios de
química (1868-1870), uno de los primeros libros de texto sobre
química, que se convirtió en un clásico.
Durante la elaboración de este libro, Mendeléiev intentó clasificar
los elementos según sus propiedades químicas. En 1869 publicó
la primera versión de la tabla periódica.
22
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica de Mendeléiev.
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.
Entre
las
investigaciones
de
Mendeléiev
también
hay
que
mencionar el estudio de la teoría química de la disolución, la
expansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo. En
1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un
eclipse solar.
En 1890 abandonó la universidad como consecuencia de su
postura política partidaria de reformas sociales. En 1893 fue
director
del
departamento
de
Pesas
y
Medidas
de
San
Petersburgo, cargo que desempeñó hasta su muerte.
La tabla periódica se ha convertido en una herramienta de
gran utilidad para la química moderna. El fragmento que se
recoge a continuación, extraído del artículo Evolución del sistema
periódico, recoge una parte del desarrollo histórico del sistema
periódico de clasificación, en el que los elementos químicos se
agrupan en base a sus propiedades físicas y químicas.
23
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica de Mendeléiev.
Fragmento de Evolución del sistema periódico.
De Eric R. Scerri.
En 1868, durante el proceso de edición del manual de química
que había escrito, Julius Lothar Meyer, de la Universidad de
Breslau,
ideó
una
tabla
periódica
que
resultó
ser
extraordinariamente parecida a la famosa versión de Mendeleiev
de 1869, aunque Meyer no llegó a clasificar todos los elementos
correctamente. Sin embargo, por culpa del editor, la tabla no
apareció impresa hasta 1870, lo que vino a complicar la reñida
disputa de prioridad que sostuvieron Meyer y Mendeleiev.
Mendeleiev se hallaba también escribiendo un libro de texto de
química cuando, casi al mismo tiempo que Meyer, dio forma a su
propia tabla periódica. A diferencia de sus predecesores, el ruso
confiaba lo bastante en su tabla como para predecir la existencia
de nuevos elementos y las propiedades de sus compuestos, así
como para corregir el valor del peso atómico de alguno de los
elementos conocidos. Mendeleiev admitió haber visto algunas de
las tablas anteriores, como la de Newlands, pero negó conocer el
trabajo de Meyer al preparar su tabla.
24
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
periódica.
La tabla periódic
a.
A pesar del avance que supuso la capacidad predictiva de la tabla
de Mendeleiev, los historiadores tienden a exagerar su
importancia y sugieren que ésta fue la razón última de la
aceptación de la tabla. No advierten que el texto que acompaña a
la Medalla Davy de la Regia Sociedad de Londres (otorgada a
Mendeleiev en 1882) no menciona sus predicciones en absoluto.
La habilidad de Mendeleiev para acomodar los elementos
conocidos puede haber contribuido a la aceptación de su sistema
tanto como sus sorprendentes predicciones. Aunque muchos
contribuyeron al desarrollo del sistema periódico, se suele atribuir
a Mendeleiev el descubrimiento de la periodicidad química porque
elevó tal descubrimiento a ley de la naturaleza y dedicó el resto
de su vida a examinar sus consecuencias y defender su validez.
Defender la tabla periódica no era nada sencillo. Se sucedieron
los hallazgos que cuestionaban una y otra vez su precisión. Así,
en 1894, cuando William Ramsay, del University College de
Londres, y Lord Rayleigh (John William Strutt), de la Regia
Institución de Londres, descubrieron el elemento argón. Durante
los años siguientes, Ramsay anunció el descubrimiento de otros
cuatro elementos (helio, neón, criptón y xenón), denominados
gases nobles. (El último de los gases nobles conocidos, el radón,
fue descubierto por Friedrich Ernst Dorn en 1900.)
25
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica.
El calificativo “noble” responde al comportamiento de tales gases,
que parecen mantenerse al margen del resto de los elementos y
rara vez forman compuestos con ellos. Por eso hubo quien sugirió
que los gases nobles ni siquiera pertenecían a la tabla periódica.
Ni Mendeleiev ni nadie había predicho la existencia de estos
elementos; sólo tras seis años de intensos esfuerzos se logró
incorporarlos a la tabla periódica. Para ello tuvo que añadirse una
columna adicional entre los halógenos (los gases flúor, cloro,
bromo, yodo y astato) y los metales alcalinos (litio, sodio,
potasio, rubidio, cesio y francio).
En 1913 Moseley empezó por fotografiar el espectro de rayos X
de 12 elementos, 10 de los cuales ocupaban puestos adyacentes
en la tabla periódica. Descubrió que la frecuencia de la línea K del
espectro de cada elemento era directamente proporcional al
cuadrado del entero que indicaba la posición del elemento en la
tabla. Para Moseley esto probaba “la existencia en el átomo de
una cantidad fundamental, que aumenta de forma regular al
pasar de un elemento al siguiente”. Esta cantidad fundamental,
que en 1920 Ernest Rutherford, de la Universidad de Cambridge,
llamó por primera vez número atómico, se identifica ahora con el
número de protones en el núcleo.
26
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica.
El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar
exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la tabla
periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el
número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico
de ordenación de la tabla. El cambio eliminó muchos de los
problemas pendientes en la disposición de los elementos. Por
ejemplo, al ordenar el yodo y el telurio según su peso atómico
(con el yodo primero), ambos parecían ocupar una posición
incorrecta en lo que respecta a su comportamiento químico. Pero
si se ordenaban según su número atómico (con el telurio delante)
los dos elementos ocupaban sus posiciones correctas.
La tabla periódica no sólo inspiró el trabajo de los químicos, sino
también el de los físicos que se afanaban por desentrañar la
estructura del átomo. En 1904, J. J. Thomson (descubridor del
electrón) desarrolló un modelo del átomo que explicaba la
periodicidad de los elementos. Thomson propuso que los átomos
de cada elemento contenían un número determinado de
electrones dispuestos en anillos concéntricos. Los elementos con
una configuración electrónica similar gozarían, según Thomson,
de propiedades similares, lo que suponía la primera explicación
física de la periodicidad de los elementos. Thomson imaginaba los
anillos de electrones integrados en el cuerpo principal del átomo,
y no orbitando alrededor del núcleo, como se cree hoy. Con todo,
su modelo es el primero en abordar la disposición de los
electrones en el átomo, una idea fundamental para la química
moderna.
Fuente: Scerri, Eric R. Evolución del sistema periódico.
Investigación y Ciencia. Noviembre, 1998. Barcelona. Prensa
Científica SA.
27
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica.
Sistema periódico de Meyer (1864).
Valencia 4
Valencia 3 Valencia 2 Valencia 1 Valencia 1 Valencia 2
Dif.
Dif.
Dif.
Dif.
(Be=9.3?)
16.02
(14.7)
C=12.0
N=14.04
O=16.00
F=19.00
Na=23.05
Mg=24.0
16.5
16.96
16.07
16.46
16.08
16.0
Si=28.5
P=31.0
S=32.07
Cl=35.46
K=39.13
Ca=40.0
44.55
44.0
46.7
44.51
46.3
47.6
( ** )
As=75.0
Se=78.8
Br=79.97
Rb=85.4
Sr=87.6
44.55
45.6
49.5
46.8
47.6
49.5
Te=128.3
I=126.8
Cs=133.0
Ba=137.1
Sn=117.6 Sb=120.6
Dif.
Li=7.03
89.4
87.4
71
Pb=207.0
Bi=208.0
(Tl=204)?
Valencia 4 Valencia 6
Valencia 4 Valencia 4 Valencia 4 Valencia 2
Mn=55.1
Ti=48
Mo=92
Fe=56.0
Zr=90
V=137
Ru=104.3
Dif. 42
45
Ni=58.7
Co=58.7
Rh=104.3 Pd=106.0
48.3
45.6
Ta=137.6
W=184
Pt=197.1
Ir=197.1
Dif. 47.6
47
46.4
46.4
47.3
Zn=65
Cd=111.9 Ag=107.9
46.9
28
44.4
Os=199.0 Hg=200.2 Au=196.7
46.5
44.2
* Elementos omitidos: H, B, Al, Cr, Y, Nb, In, La, Ce, Er, Th, U.
** Vacancia eventualmente a llenar con Ge.
Cu=63.5
44.4
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
La tabla periódica.
Sistema
Si
stema periódico de Mendeleiev (1871).
Series Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Grupo 5 Grupo 6 Grupo 7 Grupo 8
1
H=1
2
Li=7
3
Na=23
4
K=39
Be=9.4
B=11
C=12
N=14
O=16
F=19
Mg=24 Al=27.3
Si=28
P=31
S=32
Cl=35.5
Ti=48
V=51
Cr=52
Mn=55
Ca=40
a=44
Fe=56
Co=59
Ni=59
5
6
Cu=63
Rb=85
Zn=65
b=68
c=72
As=75
Se=78
Sr=87
Y=88
Zr=90
Nb=94 Mo=96
Br=80
d=100 Ru=104
Rh=104
Pd=106
7
Ag=108 Cd=112IIn=113
Sn=118 Sb=122 Te=125
8
Cs=133 Ba=137 Di=138
Ce=140
I=127
9
10
Er=178 La=180
Ta=182 W=184
Os=195
Ir=197
Pt=198
11
Au=199 Hg=200 Tl=204
12
Pb=207
Bi=208
Th=231
U=240
a=eka-boro, b=eka-aluminio, c=eka-silicio, Di=didimiun
Ga,
Sc,
Ge,
29
dos lantánidos
Química General III- Tema 1. Tabla Periódica y la Química de los Elementos.
Éxitos de Mendeleiev
• Dejar huecos que corresponderían a elementos
descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc).
por
• Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I,Te, In,
U).
Problemas
• Siguiendo el orden de masas atómicas crecientes los
elementos no siempre encajaban en el grupo con
propiedades coincidentes.
–
Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te
• Se estaban descubriendo elementos nuevos como holmio y
samario para los que no había hueco previsto.
• En algunos casos elementos del mismo grupo eran muy
diferentes en cuanto a su reactividad química.
- Grupo 1: contiene metales alcalinos (muy reactivos) y
metales de acuñación (Cu, Ag y Au; muy poco reactivos).
• Para establecer un grupo, al menos se tenía que conocer un
elemento :
No se conocían los gases nobles y no se dejó espacio para ellos
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