Cannizaro y mendeliev

Este es mi trabajo de Quimica 1.
Tiene varias hojas duplicadas para que si es impreso, una de esas hojas puede ser usada para explicar algo y las otras para que formen parte del trabajo.
Disfrutenlo y a ver si les sirve.
:)

1. 2ª Revolución de la química El orden de la diversidad de las sustancias. Nombre: Mario Alberto Gonzalez Leija Grado: 3 Grupo: A Materia: Ciencias ( Quimica 3) Maestr @: Rosalinda…

2. Masa molar La masa molar (símbolo M ) es una propiedad física definida como la masa de una sustancia dada por cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol −1 ), sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol). Las sustancias puras poseen una masa molar intensiva y característica, ya sea esta un elemento o un compuesto. Por ejemplo, la masa molar aproximada del agua es: M (H 2 O) ≈ 18 g·mol -1 . El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa ) (símbolo: A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar , que a intervalos regulares publica la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se puede usar también la expresión masa atómica relativa . En consecuencia, desde por lo menos 1860 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable 6 (véase más adelante). A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales son suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química. Se debe no confundir al peso atómico con la masa atómica .

3. Masa molar La masa molar (símbolo M ) es una propiedad física definida como la masa de una sustancia dada por cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol −1 ), sin embargo, por razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol (g/mol). Las sustancias puras poseen una masa molar intensiva y característica, ya sea esta un elemento o un compuesto. Por ejemplo, la masa molar aproximada del agua es: M (H 2 O) ≈ 18 g·mol -1 . El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa ) (símbolo: A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar , que a intervalos regulares publica la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se puede usar también la expresión masa atómica relativa . En consecuencia, desde por lo menos 1860 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable (véase más adelante). A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales son suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química. Se debe no confundir al peso atómico con la masa atómica . 2

4. Pesos molecular y atómico por Cannizaro El problema de la determinación de los pesos atómicos quedó resuelto en 1858 por el químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910) quien reafirmó el concepto de molécula propuesto anteriormente por Avogadro. En un sentido amplio, las moléculas son agregados de átomos, los compuestos están formados por moléculas y por lo tanto, el peso molecular de un compuesto será el peso de una mole de moléculas. Cannizzaro encontró que el peso molecular (M) de un compuesto gaseoso es aproximadamente el doble de su densidad relativa respecto al Hidrógeno, y que el peso atómico de un elemento es el peso más pequeño del mismo contenido en un peso molecular de cualquiera de sus compuestos. Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una "lista" consistente de los elementos. La tabla periodica,Cannizaro La tabla periódica se descubrió gracias al químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910). En 1858 publicó una lista de pesos atómicos fijos (que ahora se conocen como masas atómicas relativas) para los sesenta elementos que entonces se conocían. Al ordenar los elementos de menor a mayor peso atómico, las propiedades químicas se repetían curiosamente a intervalos regulares.

5. Compuestos de carbono Compuesto Masa de 22,4 L % de carbono Masa de C Nº de at. de C en 1 molécula A 58 62,1 % 36 36 / 12 = 3 B 16 75,0 % 12 12 / 12 = 1 C 46 52,2 % 24 24 / 12 = 2 D 30 40,0 % 12 12 / 12 = 1 E 26 92,3 % 24 24 / 12 = 2 Metodo de Cannizaro Dado que los átomos son indivisibles, en una molécula debe haber necesariamente un número entero, y casi siempre sencillo, de átomos de cada clase. Si se determina el peso molecular de los compuestos de un elemento y el porcentaje en que entra este elemento en cada uno de los compuestos, las cantidades halladas son múltiplos sencillos del peso atómico del elemento. Fue Cannizaro quien determinó que un mol de gas ocupaba un volumen de 22,4 L en condiciones normales (c.n.). Su método permitió determinar la masa atómica relativa de algunos elementos. En la tabla se muestra como ejemplo de la utilización de este método para varios compuestos de carbono (A = acetona; B = metano; C = etanol; D = formaldehído; E = acetileno). A partir del dato del volumen molar (22,4 L de compuesto) Cannizzaro averiguaba la masa molecular de un determinado compuesto gaseoso del elemento (p. el carbono), como se muestra en la segunda columna de la tabla. A continuación se hacía un análisis elemental de cada compuesto, hallando el porcentaje del elemento (ver composición centesimal) en cada uno de los compuestos analizados (segunda columna). Finalmente se calculaba la masa del elemento en la masa molecular de cada compuesto (haciendo el producto de los datos contenidos en la columna segunda y tercera). La masa así calculada debe ser la masa atómica (si en el compuesto entra un sólo átomo de carbono por molécula) o un múltiplo entero de éste si entra más de uno. Si se elige un número suficiente de compuestos, es muy probable que al menos uno de ellos contenga un sólo átomo por molécula de compuesto, de este modo la masa atómica debe ser el valor más bajo (es decir, el máximo común divisor de todos los valores obtenidos). Por ello este método se conoce también como método del máximo común divisor .

6. Compuestos de carbono Compuesto Masa de 22,4 L % de carbono Masa de C Nº de at. de C en 1 molécula A 58 62,1 % 36 36 / 12 = 3 B 16 75,0 % 12 12 / 12 = 1 C 46 52,2 % 24 24 / 12 = 2 D 30 40,0 % 12 12 / 12 = 1 E 26 92,3 % 24 24 / 12 = 2 Metodo de Cannizaro Dado que los átomos son indivisibles, en una molécula debe haber necesariamente un número entero, y casi siempre sencillo, de átomos de cada clase. Si se determina el peso molecular de los compuestos de un elemento y el porcentaje en que entra este elemento en cada uno de los compuestos, las cantidades halladas son múltiplos sencillos del peso atómico del elemento. Fue Cannizaro quien determinó que un mol de gas ocupaba un volumen de 22,4 L en condiciones normales (c.n.). Su método permitió determinar la masa atómica relativa de algunos elementos. En la tabla se muestra como ejemplo de la utilización de este método para varios compuestos de carbono (A = acetona; B = metano; C = etanol; D = formaldehído; E = acetileno). A partir del dato del volumen molar (22,4 L de compuesto) Cannizzaro averiguaba la masa molecular de un determinado compuesto gaseoso del elemento (p. el carbono), como se muestra en la segunda columna de la tabla. A continuación se hacía un análisis elemental de cada compuesto, hallando el porcentaje del elemento (ver composición centesimal) en cada uno de los compuestos analizados (segunda columna). Finalmente se calculaba la masa del elemento en la masa molecular de cada compuesto (haciendo el producto de los datos contenidos en la columna segunda y tercera). La masa así calculada debe ser la masa atómica (si en el compuesto entra un sólo átomo de carbono por molécula) o un múltiplo entero de éste si entra más de uno. Si se elige un número suficiente de compuestos, es muy probable que al menos uno de ellos contenga un sólo átomo por molécula de compuesto, de este modo la masa atómica debe ser el valor más bajo (es decir, el máximo común divisor de todos los valores obtenidos). Por ello este método se conoce también como método del máximo común divisor . 2

7. La Tabla Periódica (Los Elementos y la Estructura Atómica)     LA TABLA DE MENDELEYEV   El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev nació en la ciudad de Tobolsk en Siberia el 27 de enero (8 de febrero en el calendario vigente) de 1834. Estudió en el Instituto Principal Pedagógico de San Petersburgo, donde obtuvo su grado con la disertación magisterial Volúmenes Específicos . Posteriormente recibió el nombramiento de Docente-Privado en la Universidad de Petersburgo. En 1859, viajó a Hiedelberg, donde permaneció dos años, con objeto de prepararse para recibir el nombramiento de Profesor. En esta ciudad alemana trabajó con Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899) y Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887), químicos muy reconocidos por sus diversas aportaciones al avance de la ciencia. En 1865, de regreso a Rusia, fue nombrado profesor de la Universidad de Petersburgo y tres años más tarde empezó a escribir el libro Fundamentos de Química .   Mendeleiev estaba preocupado por lo difícil que resultaba a los estudiantes aprender Química dado que la información acerca de las propiedades de las sustancias era escasa, estaba muy dispersa en la literatura y casi nunca se presentaba en forma que reflejara las relaciones entre las diversas sustancias.     Tras una larga y tediosa revisión bibliográfica y con la ayuda de su propia experimentación, en los casos en que no encontraba información, Mendeleiev escribió la serie de artículos que quizá sea la más importante en la historia de la Química, debido a que permitió sistematizar y ordenar una cantidad muy grande de conocimientos químicos y proveyó a la Química de una gran capacidad predictiva. Mendeleiev compara elementos con propiedades similares y encuentra que las propiedades de los elementos dependen de manera regular del cambio de peso atómico; pero a diferencia de Meyer, presenta sus resultados en forma de tabla agrupando a los elementos con propiedades semejantes , esto se ve a continuacion

8. Dmitri Mendeléyev Ti = 50 Zr = 90 ? = 180         V = 51 Nb = 94 Ta = 182         Cr = 52 Mo = 96 W = 186         Mn = 55 Rh = 104.4 Pt = 197.4         Fe = 56 Ru = 104.4 Ir = 198         Ni = Co = 59 Pd = 106.6 Os = 199   H = 1     Cu = 63.4 Ag = 108 Hg = 200     Be = 9.4 Mg = 24 Zn = 65.2 Cd = 112       B = 11 Al = 27.4 ? = 68 U = 116 Au = 197 ?     C = 12 Si = 28 ? = 70 Sn = 118       N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210 ?     0 = 16 S = 32 Se = 79.4 Te = 128 ?       F = 19 Cl = 35.5 Br = 80 I = 127     Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85.4 Cs = 133 Tl = 204       Ca = 40 Sr = 87.6 Ba = 137 Pb = 207       ? = 45 Ce = 92           ? Er = 56 La = 94           ? Yb = 60 Dy = 95           ? In = 75.6 Th = 118 ?    

9. Dimitri Mendeleyev 2     En el año 1871 Mendeleiev presentó una nueva versión de la tabla en la que mejoró la localización de algunos elementos cuya posición no era satisfactoria. Recolocó el Pb como homólogo del Sn, separándolo así del Ba (Meyer ya lo había presentado así). Cambió la posición del U que estaba en el grupo del B (con un nuevo valor del peso atómico de 240) al grupo del Cr, justo debajo del W. Cambió el peso atómico del In y lo situó en el grupo del B, como Meyer había hecho un año antes. También el Ce, La y Th fueron cambiados de lugar y pasaron al grupo del Ti y Zr gracias a un cambio en los pesos atómicos. De esta manera eliminó los ocho elementos de transición que en la propuesta anterior habían quedado por abajo y separados del resto. No obstante algunos de ellos, como Yt , Er o Di, quedaban con valores de pesos atómicos aún no muy definidos. Al mismo tiempo hizo un cambio de filas por columnas quedando la tabla así, prácticamente igual a la que manejamos actualmente. Sólo el U fue desplazado al grupo de los actínidos por Seaborg . La tabla había sido presentada como una ley general para todos los elementos sin ninguna excepción. Además de dejar casillas vacías, lo cual no era ninguna novedad pues ya Odling y Meyer lo habían hecho, se atrevió a predecir las propiedades de esos elementos aun por descubrir, deducidas a partir de los valores de los cuatro elementos que los rodeaban. La exactitud de estos valores se demostró cuando fueron descubiertos y dejó a los elementos no como entes aislados e independientes sino como nudos dentro de una red interrelacionada y bien definida Esto se ve a continuacion

10. I II III IV V VI VII VIII H = 1               Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C=12 N = 14 O = 16 F = 19   Na = 23 Mg=24 Al=27,4 Si=28 P = 31 S = 32 Cl = 35,5   K =39 Ca=40 ?=44 Ti=50? V =51 Cr =52 Mn =55 Fe=56, Co=59, Ni=59, Cu=63 (Cu=63) Zn=65 ? =68 ?=72 As =75 Se =78 Br =80   Rb=85 Sr=87 ?Yt =88? Zr=90 Nb =94 Mo =96 ?=100 Ru=104, Rh=104, Pd=104, Ag =108 (Ag=108) Cd=112 In =113 Sn=118 Sb =122 Te =128? J =127   Cs=133 Ba=37 ? =137 Ce=138? - - -   - - - - - - -   - - - - Ta=182 W=184 - Os=199, Ir=198?, Pt=197, Au=197 (Au=197) Hg=200 Tl=204 Pb=207 Bi=208 - -     - - Th=232 - Ur =240 -