2.1 Clasificación periódica de los elementos

2.1 Clasificación periódica de los elementos
2.2 Estructura del átomo y partículas subatómicas: electrones, protones, neutrones.
2.3 Antecedentes históricos de la clasificación periódica: tabla de Döbereiner, Newlands, Mendeléiev, Moseley.
2.4 Teoría cuántica y configuración electrónica
2.5 Ley periódica en función de masas atómicas, números atómicos y configuraciones electrónicas.
2.6 La periodicidad en la tabla larga. Familias y períodos.
2.7 Puntos de fusión y ebullición, volúmenes atómicos, electronegatividades.

1. Tema 2. Clasificación periódica de los elementos. Química M. en C. Caleb Juárez reyes

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3. 2. Clasificación periódica de los elementos 2.1 Clasificación periódica de los elementos 2.2 Estructura del átomo y partículas subatómicas: electrones, protones, neutrones. 2.3 Antecedentes históricos de la clasificación periódica: tabla de Döbereiner, Newlands, Mendeléiev, Moseley. 2.4 Teoría cuántica y configuración electrónica 2.5 Ley periódica en función de masas atómicas, números atómicos y configuraciones electrónicas. 2.6 La periodicidad en la tabla larga. Familias y períodos. 2.7 Puntos de fusión y ebullición, volúmenes atómicos, electronegatividades.

4. 2.1 Clasificación periódica de los elementos En un salón de clases o laboratorio se encuentra una tabla periódica. Los elementos están colocados en orden creciente de sus números atómicos. Ofrece información de las características de los elementos.

5. 2.2 Estructura del átomo y partículas subatómicas: electrones, protones, neutrones. Los filósofos griegos antiguos pensaban que la materia estaba hecha de pequeños e indestructibles bloques de construcción llamados átomos (del griego atomos , indivisible). La primera descripción científica de los átomos fue propuesta a principios del siglo XIX por el científico inglés John Dalton.

6. Según la teoría atómica de Dalton, el átomo es la unidad básica a partir de la cual se construye la materia. Imaginó que si tomaba un trozo de hierro y lo dividía una y otra vez, eventualmente terminaría con una unidad indivisible de materia llamada átomo de hierro (Figura 2.1). Este átomo de hierro sería diferente de otros tipos de átomos, como el carbono, el oxígeno y el hidrógeno.

7. Según la teoría actual, la materia está formada por átomos, que se forman a partir de partículas subatómicas más pequeñas llamadas protones, neutrones y electrones. Los protones y neutrones forman el núcleo compacto, o núcleo, de un átomo, mientras que los electrones están dispersos en nubes alrededor del núcleo (Figura 2.1). Los átomos son en su mayoría espacios vacíos. Si un átomo fuera del tamaño de un salón de clases, por ejemplo, su núcleo tendría aproximadamente el tamaño del punto al final de esta oración y los electrones se moverían por el espacio restante.

8. La masa de un protón es solo 0.000000000000000000000001673 g o 1.673 𝑥 10−24 g. Los protones y neutrones tienen cada uno una masa de aproximadamente 1 uma , mientras que los electrones mucho más pequeños tienen una masa de aproximadamente 1/2000 uma . La masa de un átomo se encuentra principalmente en el núcleo, que está formado por protones y neutrones.

9. El término elemento se utiliza para describir una sustancia que contiene solo un tipo de átomo. Un átomo de carbono, un diamante y un trozo de grafito pertenecen al elemento llamado carbono (Figura 2.2). Antes de 1800, solo se habían descubierto 31 elementos, pero en 2005 este número había aumentado a 113, de los cuales 91 ocurren naturalmente. Los restantes son artificiales, se han producido a partir de los naturales.

10. Los elementos no se nombran de acuerdo con ningún conjunto de reglas en particular. Algunos se nombran por su color (yodo de iodos, violeta en griego), su lugar de descubrimiento ( berkelium para Berkeley, California) o una persona (einsteinium para Albert Einstein) (Figura 2.3).

11. Además de estar identificado por su nombre, cada elemento tiene un símbolo atómico único, una abreviatura de una o dos letras del nombre del elemento (Tabla 2.2). Los símbolos utilizados para algunos elementos se basan en sus nombres latinos más antiguos, como es el caso del potasio (K de kalium) y sodio ( Na de natrium ).

12. Número atómico y masa atómica

13. Isótopos Si bien todos los átomos de un elemento en particular siempre tienen el mismo número de protones, el número de neutrones que transportan puede ser diferente.

14. 2.3 Antecedentes históricos de la clasificación periódica: tabla de döbereiner , newlands , mendeleiev , moseley Los historiadores de la química han reconocido desde hace tiempo dos ideas que contribuyeron a la evolución del sistema periódico: la noción de triadas de elementos y la hipótesis de Prout , según la cual los pesos atómicos de los elementos son múltiplos enteros del peso atómico del hidrógeno.

15. Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794) Químico francés a quien se considera el autor del primer texto de química moderno, “Método de nomenclatura química” (1787), por la nomenclatura que desarrolla para los compuestos y los elementos, con lo que se consiguió prescindir de la terminología alquímica que se utilizaba. Lavoisier, al final del siglo XVIII, en su libro “Tabla de los compuestos elementales” (1789) clasificó los treinta y tres elementos conocidos en su tiempo, en no metales, formadores de ácidos, y en metales, formadores de sales. La obra de Lavoisier supuso una revolución para la química ya que permitió desarrollar el conocimiento de las leyes de las combinaciones químicas.

16. Jacob Berzelius (1779-1848) Químico sueco que implantó el sistema de símbolos químicos que existe en la actualidad, y mantuvo la clasificación de Lavoisier basándose en el aspecto y en las propiedades físicas de los elementos. Descubrió algunos elementos como cerio, selenio y torio, y consiguió aislar silicio, circonio y titanio.

17. Joham W. Döbereiner (1780-1849) Químico alemán, en 1829 observó que ciertas agrupaciones de tres elementos presentaban propiedades muy parecidas, y les denominó triadas. En tales triadas el peso atómico del elemento central era aproximadamente la media aritmética del peso atómico de los elementos extremos. A mediados del siglo XIX se habían descubierto hasta veinte tríadas, aunque seguían viéndose como curiosas coincidencias sin interés práctico. Sin embargo, este descubrimiento representa el primer paso hacia una clasificación consistente de los elementos químicos.

18. Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois (1820 –1886) Geólogo francés. En 1862 propuso una clasificación de los elementos químicos colocándolos sobre la superficie de un cilindro (tornillo telúrico). Los elementos se disponían sobre una línea diagonal formando un ángulo de 45º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línea vertical, denominada generatriz del cilindro. Fue el primer investigador en darse cuenta que las propiedades de los elementos eran función de su peso atómico.

19. John Alexander Reina Newlands (1837-1898) Químico británico. Precursor en la elaboración del sistema periódico de los elementos, estableció la ley de recurrencia en 1864, que condujo a establecer la llamada ley de las octavas: “Ordenando los elementos en orden creciente con respecto a su peso atómico, el octavo elemento tiene propiedades muy parecidas al primero; el noveno al segundo; etc., igual que ocurre con las notas de la escala musical.” Esta ley no pudo aplicarse a elementos de peso atómico superior al del calcio. En su momento, su idea fue incomprendida por la comunidad científica, que le llegó a decir irónicamente que por qué no ordenaba los elementos alfabéticamente.

20. Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) Químico y médico alemán. Puso de relevancia que existía una cierta periodicidad en el volumen atómico. En septiembre de 1860 participó en el I Congreso Internacional de Química, organizado por Kekulé, Weltzien y Wurtz , en la ciudad alemana de Karlsruhe (próxima a Heidelberg), que contó con la participación de 127 científicos de once países europeos y de México, incluyendo a los jóvenes químicos Dimitri Mendeleiev y Stanislao Cannizzaro. Fue Cannizaro quien expuso con toda claridad sus ideas sobre la teoría atómica y aclaró los conceptos de peso atómico y peso molecular. Las ideas de Cannizzaro tuvieron una gran influencia en Lothar Meyer y en Mendeleiev a la hora de desarrollar su Tabla Periódica.

21. Dimitri Ivánovich Mendeléiev (1834 – 1907) Químico ruso a quien se debe una primera formulación de la ley periódica (las propiedades de los elementos se repiten periódicamente en función de su peso atómico). En septiembre de 1860 participó en el I Congreso Internacional de Química, en el que Cannizaro expuso sus ideas sobre la teoría atómica y aclaró los conceptos de peso atómico y peso molecular. Mendeleiev reconoció el gran influjo que tuvieron en el desarrollo de su ley periódica las ideas expuestas por Cannizaro .

22. ➢ El descubrimiento de los rayos X por Wilhelm C. Röntgen en 1895 ➢ El hallazgo de la radiactividad natural por Henri Becquerel en 1896 ➢ El descubrimiento de los primeros elementos radiactivos por Marie y Pierre Curie en 1898. Estos elementos fueron polonio y radio. ➢ La identificación del electrón por Joseph John Thomson en 1897. El descubrimiento de esta partícula causó una gran decepción en Mendeleiev ya que los átomos podían dividirse en partículas más pequeñas, contra el criterio del químico ruso. Aparecen también los primeros modelos de la estructura atómica por Thomson, Rutherford, Bohr y Sommerfeld entre 1896 y 1915. Con lo cual aparecen nuevos conceptos asociados a la teoría atómica y a la mecánica cuántica, que con su desarrollo en la década de 1920, por los físicos Bohr, Pauli, Schrödinger y Heisenberg, dio lugar a una interpretación más sofisticada de la Tabla Periódica.

23. 2.4 Teoría cuántica y configuración electrónica El concepto de los átomos es de mucha utilidad. Explica varias observaciones importantes, como por qué los compuestos siempre tienen la misma conformación (un compuesto específico siempre contiene los mismos tipos y números de átomos) y cómo ocurren las reacciones químicas (involucran un reacomodo de los átomos).

24. Llenado de orbitales

25. 2.7 Punto de fusión y ebullición, volúmenes atómicos, electronegatividades Energías de ionización La energía de ionización de un átomo es aquella requerida para sustraer un electrón de un átomo individual en la fase gaseosa:

26. Tamaño atómico (radio atómico) Los tamaños de los átomos varían como se muestra en la figura 11.36. Observe que los átomos son más grandes a medida que se desciende en un grupo en la tabla periódica y son más pequeños a medida que se va de izquierda a derecha a través de un periodo. Se puede comprender el aumento de tamaño observado a medida que se desciende en un grupo al recordar que conforme el nivel de energía principal se incrementa, la distancia promedio de los electrones del núcleo también aumenta. Por ende, los átomos son más grandes a medida que se añaden electrones a los niveles de energía principales más grandes.

27. Radio iónico El radio iónico es el radio de un catión o un anión. Es posible medirlo por difracción de rayos X. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto iónico depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, esperamos un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta, debido a que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión que resulta por la adición de un electrón o electrones aumenta el dominio de la nube electrónica.

28. Afinidad electrónica Es la capacidad para aceptar uno o más electrones, es el valor negativo del cambio de energía que se desarrolla cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

29. Electronegatividad La compartición no equitativa de los electrones entre dos átomos se describe por medio de una propiedad llamada electronegatividad: la habilidad relativa de un átomo en una molécula para atraer hacia sí mismo los electrones compartidos.