8-Tabla Periodica

Departamento de Ciencia y Tecnología
QUIMICA 1
Comisión B
Dra. Silvia Alonso
(salonso@unq.edu.ar)
Lic. Evelina Maranzana (emaran@unq.edu.ar)
TABLA PERIODICA
DE LOS ELEMENTOS
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•
•
¿Alguna vez se preguntaron como se llegó a la
estructura de la Tabla Actual? ¿Cómo hizo
Mendeleev (padre de la Tabla Periódica) para
esquematizar la Tabla actual?
La búsqueda de un arreglo sistemático en la Tabla
Periódica comenzó por el descubrimiento individual
de los elementos. Hacia 1860 se descubrieron
cerca de 60 elementos, se necesitaba de un
método para tener una mejor organizacion. De
hecho muchos científicos hicieron contribuciones
significativas que le permitieron a Mendeleev
construir la Tabla. La Tabla Periódica no terminó
con Mendeleev sino que fue el puntapie inicial para
ir transformándose durante más de 75 años.
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Leyes de las Tríadas de
Dobereiner
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•
El desarrollo de la Tabla Periódica comienza con el
químico alemán Johann Dobereiner (1780-1849) que
reunió grupos de elementos de acuerdo a similitudes:
Calcio (Peso atómico 40), estroncio (Peso atómico 88), y
bario (Peso atómico 137) tienen similitudes quimicas de
preparacion. Dobereiner se dio cuenta que el Peso
atómico del estroncio cae en la mitad entre los pesos de
calcio y bario:
Ca
40
•
Sr
88
Ba
137
(40 + 137) ÷ 2 = 88
¿Era una simple coincidencia o seguian algún patrón
entre los elementos? Dobereiner encontró el mismo
patrón de triadas para los metales alcalinos (Li/Na/K) y
para la triada de los halógenos(Cl/Br/I):
•
Li
7
Na
23
K
39
Cl
35
Br
80
I
127
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•
•
•
•
•
En 1829 Dobereiner propuso la Ley de
las Tríadas: El elemento medio tenía
Peso Atómico correspondiente a la mitad
de los otros dos elementos
Otros científicos encontraron relaciones
químicas que reunían a más de tres
elementos
Fluor fue añadido al grupo de Cl/Br/I
Azufre, oxígeno, selenio y telurio fueron
agrupados en una familia
Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, y
bismuto fueron clasificados como otro
grupo
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Primera Tabla Periodica
Durante el Siglo XIX quien primero reconoció la
periodicidad en las propiedades físicas de los
elementos fue Alexandre Beguyer de Chancourtois
(1820-1886), profesor de geología en la School of
Mines in Paris, quien en 1862 publica una lista de los
elementos conocidos hasta ese momento
•
•
La lista fue construida como una hélice enrollada a
un cilindro, los elementos con propiedades similares
quedaban ocupando posiciones en la misma línea
vertical del cilindro (la lista incluía algunos iones y
compuestos)
Al haber utilizado términos geológicos y publicar la
misma sin ningún diagrama, contribuyó a que las
ideas de Chancourtois fueran completamente
ignoradas hasta las publicaciones de Mendeleev
8
•
Ley de Octavas
El químico inglés John Newlands (1837-1898) ordenó
los 62 elementos conocidos hasta ese entonces en
orden creciente de sus PESOS ATOMICOS, notando
que existía un intervalo de 8 elementos con similares
propiedades físicas/químicas
Newlands fue el primero en formular el concepto de
PERIODICIDAD para las propiedades químicas de los
elementos.
En 1863 escribió un artículo proponiendo la LEY DE
LAS
OCTAVAS:
Elementos
que
exhiben
comportamiento similar al octavo elemento
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TABLA PERIODICA DE
MENDELEEV
En 1869, el quÍmico ruso Dimitri Mendeleev (1834-1907) propuso
un arreglo basado en el peso atómico y propiedades
Lothar Meyer independientemente llegó a la misma conclusión pero
su publicación fue posterior a la de Mendeleev. La Tabla Periódica de
Mendeleev de 1869 contenía 17 columnas con dos periódos parciales
de siete elementos cada uno (Li-F & Na-Cl) seguido de dos periódos
casi completos (K-Br & Rb-I)
En 1871 Mendeleev revisó una Tabla de 17-grupos con ocho
columnas (el octavo grupo eran los metales de transición). Esta tabla
tenía similtudes no solo en pequeñas unidades tales como las triadas,
sino también en redes verticales, horizontales, y diagonales
La tabla presentaba espacios vacíos pero Mendeleev predijo la
aparición anticipada de nuevos elementos
A pesar de tan importante contribución para las Ciencias, en 1906,
Mendeleev por un voto no recibió el Premio Nobel en Química
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Gases Nobles
•
•
•
•
Lord Rayleigh (1842-1919) y William Ramsey (1852-1916)
completaron la Tabla Periódica con su descubrimiento de los
“gases inertes." En 1895 Rayleigh reportó el descubrimiento de
un nuevo elemento gaseoso llamado argón. Este elemento era
químicamente inerte y no era parecido a ningún otro elemento o
grupos. Ramsey le siguió con el descubrimiento de los restantes
gases nobles y los ubicó en la Tabla Periódica
Hacia 1900, la Tabla Periódica fue tomando la forma de
elementos que seguían uno al otro en función de sus pesos
atómicos
Por ejemplo, 16g de oxígeno reaccionan con 40 g de calcio, 88 g
de estroncio, o 137g de bario. Si se usa el oxígeno como
referencia, luego Ca/Sr/Ba debe ser asignados pesos atómicos
de 40, 88, y 137 respectivamente
Rayleigh (físico) y Ramsey (químico) fueron galardonados con el
Premio Nobel en 1904. El primer compuesto con gas inerte fue
obtenido en 1962 (tetracloruro de xenon) y le siguieron
numerosos compuestos de xenón. El grupo hoy en dia 13se
denomina Gases Nobles
Ley Periódica de Moseley
A poco tiempo del descubrimiento del protón por Rutherford en 1911,
Henry Moseley (1887-1915) estudió los elementos conocidos por RayosX. El fue capaz de obtener una relación entre la frecuencia de rayos-X y el
número de protones. Cuando Moseley ordenó los elementos de acuerdo al
incremento de NÚMEROS ATÓMICOS y no de sus masas atómicas,
algunas de las inconsistencias asociadas con la Tabla de Mendeleev
fueron eliminadas. La Tabla periódica moderna se basa en la LEY
PERIODICA de Moseley (Números Atómicos). A la edad de 28 años,
Moseley murió en acción durante la Primera Guerra Mundial y debido a
ello Inglaterra adoptó la política de exceptuar a los científicos de luchar
14 en
guerras.
15
•
El último cambio importante en la Tabla Periódica
fue producto del trabajo de Glenn Seaborg a
mediados del siglo XX. Comenzando con el Plutonio
en 1940, Seaborg descubrió los elementos
transuranidos 94 al 102 y reconfiguró la Tabla
Periódica ubicando las series al final de la tabla. En
1951 Seaborg fue galardonado con el Premio Nobel
en Química y el elemento 106 posteriormente fue
nombrado como seaborgio (Sg) en su honor
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TABLA PERIODICA MODERNA:
•
Esta es la forma familiar corta de la Tabla
Periódica donde los elementos de las series
del lantano y actinio se muestran debajo en
la serie remanente.En la forma larga, estos
elementos de la serie f, se muestran en el
cuerpo principal de la Tabla
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•
Este es un ejemplo de la forma
triangular de la Tabla Periódica. Está
basado
en
el
trabajo
de
Emil
Zmaczynski y gráficamente refleja el
proceso de construcción de las capas
electrónicas de los átomos
18
•
Este es un ejemplo de la forma espiral de la Tabla
Periódica. Este modelo fue diseñado por Theodor
Benfey y representa los elementos como series en
las que los elementos principales radian desde el
centro y los elementos de las series d y f
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rellenando los rulos del espiral
•
Esta es la representación de la Tabla
Periódica
del
físico
Timmothy
Stowe. Esta Tabla muestra la
periodicidad en función de los
números cuánticos
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•
Esta es la representación en 3-D de la Tabla
Periódica construída por Paul Giguere, se
basa
principalmente
en
la
estructura
electrónica de los átomos. Los cuatro grupos
principales de elementos están separados
entre sí de acuerdo al tipo de orbitales
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atómicos que van llenando sus electrones.
Antes de Moseley habían algunas inconsistencias en
la disposición de los elementos de acuerdo a la Ley
de Mendeleev
Sin embargo, en 1914, el físico Moseley fue capaz de
determinar experimentalmente los números atómicos
de todos los elementos conocidos hasta ese
momento. Moseley posteriormente ordenó los
elementos en forma creciente de acuerdo a sus
números atómicos. Esta disposición o arreglo
eliminó las contradicciones e inconsistencias que
aparecían en el arreglo de Mendeleev, Moseley basó
la ubicación de los elementos de acuerdo a sus
números atómicos y no en función de las masas
atómicas
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•
•
Los elementos se encuentran ordenados en
columnas verticales conocidas como Grupos.
Los
elementos
en
cada
grupo
tienen
consistentemente valores altos o bajos de ciertas
propiedades. Las filas horizontales de elementos
se conocen como Periódos
La Ley Periódica de Moseley es la que se
considera como la Ley Periódica actual. Resultó en
una mínima alteración de la disposición de
Mendeleev, pero las diferencias mínimas fueron
suficientes para corregir las inconsistencias que se
observaban en el arreglo de Mendeleev
23
•
•
Grupo 1 también conocido como el grupo de
Metales
Alcalinos.
Estos
metales
son
inusualmente suaves y muy reactivps con el
oxígeno formando óxidos que al reaccionar con
agua forman hidróxidos del metal. Estos elementos
son tan reactivos con el oxígeno y el vapor de agua
de la atmósfera que deben ser guardados bajo
atmósfera inerte para preservarlos del oxígeno y el
vapor de agua
Grupo 2 es también conocido como el grupo de los
Metales Alcalino-térreos. Estos metales no son
tan suaves ni tan reactivos como los elementos del
grupo 1, pero producen
óxidos y únicamente
reaccionan con el agua si ésta se encuentra a una
temperatura suficientemente elevada como para
encontrarse como vapor
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•
•
Los Grupos 3 – 12 son conocidos como los grupos
de los Metales de Transición. Las propiedades de
estos metales no son tan predecibles debido al
efecto de apantallamiento de sus electrones
internos
El efecto de apantallamiento se refiere a los
electrones internos encontrados en los elementos
de transición y los elementos de transición interna
(series d y f). Estos electrones tienen la tendencia
de bloquear el efecto del núcleo positivo sobre los
electrones de valencia más externos de estos
átomos. Este efecto de apantallamiento ayuda a
explicar parcialmentes la ubicación de los electrones
en los orbitales d y f relativo a los orbitales s y p
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•
•
•
•
Grupos 1 - 2 y 13 - 18 son conocidos como
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Grupo 17
es conocido como el Grupo de los
HALOGENOS
Grupo 18 es conocido como el Grupo de los GASES
NOBLES previamente conocido como el grupo de los
gases inertes
Hay dos series especiales de elementos que se
encuentran a la derecha justo después del elemento
Actinio (Actínidos) y Lantano (Lantánidos). Estos
metales de transición interna fueron ordenados
primero por el Dr. Glen Seaborg de la University of
California at Berkeley en los 50's. Esto produjo un
revuelo hasta que se pudo demostrar que esta
nueva disposición podía predecir las propiedades de
varios elementos sintetizados por el hombre
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•
•
•
•
Los metales cuyos átomos tienen la tendencia a
ceder electrones durante un cambio químico se
encuentran comunmente a la izquierda del
Grupo 14.
Los no metales los cuales tienden a tener átomos
que ganan electrones durante un cambio
químico se encuentran en los Grupos 16 - 17
junto con algunos elementos del Grupo 15
Los metaloides los cuales tienen átomos que a
veces ceden o a veces ganan electrones
durante un cambio quimico generalmente se
encuentran en los Grupos 14 - 16.
Los átomos de los Gases Nobles no tienden ni a
perder ni a ganar electrones. Existen muy
pocos compuestos en los que los elementos
pertenecientes a este grupo forman parte, los
pocos
compuestos
existentes
involucran
27
principalmente al Xenon
•
•
En lo concerniente a los ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS (Grupos 1,2,13,14,15,16,17,18)
las siguientes tendencias generales que se observan
están basadas en la periodicidad que exhiben estos
elementos:
A medida que se avanza hacia abajo dentro de un mismo
grupo, dos son los factores que se deben tener
presentes: La carga nuclear en incremento la cual
debería ser así si este fuese el único factor que mantiene
a los electrones unidos al átomo. Sin embargo a medida
que se desciende dentro del grupo la capa de valencia se
desplaza mucho más lejos del núcleo positivo. Este
factor altera
el efecto de la carga nuclear efectiva
debido al efecto de apantallamiento de los electrones
internos. Aún más, a medida que la carga nuclear
aumenta a medida que descendemos en el grupo hay
más electrones entre los electrones de valencia más
externos y el núcleo. Estos electrones internos
apantallarán la influencia del núcleo positivo sobre los
electrones de valencia. Por lo tanto el factor distancia es
el factor dominante consecuentemente el requerimiento
de energía para remover un electrón de valencia
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disminuye