SEMANA 6: TABLA PERIODICA Y FORMACIÓN DE COMPUESTOS

 …EL MUNDO DE LA TABLA PERIÓDICA… 

Antecedentes históricos

A principios del siglo XIX la cantidad de elementos conocidos, y sus compuestos, ya era lo suficientemente grande como para requerir algún tipo de clasificación que facilitara a los químicos su estudio y la comprensión de sus propiedades.

Como desde el principio se comprobó la existencia de familias de elementos que presentaban muchas semejanzas entre sí, se intuyó que debía de existir una ley natural que los relacionase y agrupase. La búsqueda de esta ley natural está plagada de numerosos intentos, basados, por lo general, en dos criterios fundamentales:

• La semejanza de las propiedades físicas y químicas de los elementos y sus compuestos.

• La relación que estas propiedades pudieran tener con alguna característica de los átomos, principalmente con la masa atómica.

Las tríadas de Döbereiner en 1817, el tornillo telúrico de Charcourtois en 1862 y las octavas de Newlands en 1866 son algunos de los intentos que, por su originalidad o éxito, merecen un especial reconocimiento.

Tabla Periódica de Mendeleiev

En 1869 y 1870, dos científicos, el ruso D. Mendeleiev (1834-1907) y el alemán L. Meyer (1830- 1895), presentaron independientemente su célebre Tabla Periódica.

La clasificación periódica de Mendeleiev, más elaborada que la de Meyer, contenía todos los elementos conocidos hasta entonces, ordenados en una tabla de doble entrada según los  criterios siguientes:

• Masa atómica creciente. Los elementos se ordenan de izquierda a derecha, según este criterio, en líneas horizontales.

• Semejanza en las propiedades. Los elementos que presentan pro piedades semejantes se sitúan en columnas verticales.

El planteamiento de Mendeleiev fue que las propiedades de los elementos debían responder a una ley periódica que todavía se desconocía.

Ese convencimiento le llevó a predicciones arriesgadas, que el tiempo confirmó como ciertas:

• Cuestionar el valor de la masa atómica de algunos elementos, como el indio, el berilio y el uranio, y asignarles otro valor que consideró más correcto.

• Invertir el orden de masas atómicas en ciertos elementos para que éstos quedasen agrupados con otros de sus mismas propiedades, como teluro-yodo o cobalto-níquel.

• Dejar huecos en la tabla correspondientes a elementos aún no des cubiertos y predecir las propiedades que tendrían. Es el caso del galio, el germanio o el escandio.

La clasificación propuesta por Mendeleiev y Meyer experimentó diversas modificaciones con el paso del tiempo, pero pese a ello, mantenía una sustancial dificultad: considerar la masa atómica como el criterio de ordenación implica colocar varios elementos fuera de su lugar para que queden agrupados por semejanza de propiedades.

Por lo tanto, había que compatibilizar los dos hechos: las propiedades químicas de los elementos se repiten periódicamente y la masa atómica no es criterio suficiente para obtener una ordenación coherente.

La cuestión era: ¿cuál sería la propiedad fundamental en que basar la ley periódica?

Sistema periódico actual

La pregunta quedó sin respuesta hasta que en 1914 H. Moseley (1887-1915) determinó el número atómico de los elementos y comprobó que, si se colocaban los elementos por orden creciente de su número atómico, todos quedaban situados en el lugar requerido por el criterio de semejanza de propiedades.

Ley periódica

La ley periódica se enuncia así en la actualidad:

Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de ciertas propiedades físicas o químicas de aquéllos.

El origen de la periodicidad en las propiedades químicas de los elementos radica en la configuración de sus electrones más externos o electrones de valencia, y ésta se repite periódicamente.

Estructura del sistema periódico

La actual Tabla Periódica se debe a Paneth y Werner. En ella los 109 elementos conocidos hasta el momento están clasificados en orden creciente de su número atómico en dieciocho columnas y siete filas. Las filas reciben el nombre de períodos y las columnas, de grupos.

En cada grupo se colocan los elementos de propiedades análogas, y cada período se construye colocando elementos que aumentan en una unidad el número atómico del elemento precedente.

Esta ordenación se realiza extendiendo los períodos largos de Mendeleiev, evitando así que aparezcan mezclados elementos metálicos y no metálicos, y que la distribución electrónica periódica, principal responsable de sus propiedades, sea más coherente.

La distribución de familias de elementos en el sistema periódico es:

• Elementos representativos formados por:

• Alcalinos: Grupo IA

• Alcalinotérreos: Grupo IIA

• Térreos o Boroideos:  Grupo IIIA

• Carbonoideos:  Grupo IVA

• Nitrogenoideos: Grupo VA 

• Anfígenos: Grupo VIA 

• Halógenos: Grupo VIIA

• Gases nobles o inertes: Grupo VIIIA, también llamado 0

• Elementos de transición formados por los grupos IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (que incluye tres columnas), IB y IIB. Se sitúan en el centro del Sistema Periódico.
  

• Elementos de transición interna formados por las familias de Lantánidos y Actínidos, de 14 elementos cada una. Se colocan en dos filas habitualmente fuera del entorno general.

• El hidrógeno queda fuera de estas consideraciones, y por tener un solo electrón que está alojado en el orbital 1s, suele colocarse encima del grupo de Alcalinos IA.

La Tabla Periódica que utilizamos hoy en día se estructura según la con figuración electrónica de los elementos. Esta es la responsable de las propiedades de éstos.

Períodos

Los períodos se designan por números correlativos del 1 al 7. En ellos los elementos presentan propiedades diferentes que varían progresiva mente desde el comportamiento metálico hasta el comportamiento no metálico, para acabar siempre con un gas noble.

El nivel energético en el que se encuentran los electrones de valencia en los elementos de un período dado es el mismo, ya que uno posee un electrón de valencia más que el anterior. Este electrón recibe el nombre de electrón diferenciador y es el responsable de la diferencia entre las propiedades de elementos correlativos en un período.

Observe que los elementos del mismo período tienen sus electrones más internos ordenados como el gas noble del período anterior. Reciben el nombre de estructura interna, y es habitual abreviar la configuración electrónica sustituyendo la estructura interna por el símbolo del gas noble, entre corchetes, seguido de la configuración electrónica de los electrones de valencia.

Los elementos de un período determinado se caracterizan por tener electrones en el mismo nivel más externo, que es precisamente el número que designa cada período. Así, los elementos del período 1 tienen electrones sólo en el nivel 1, los del período 2 tienen electrones ocupando hasta el nivel 2, los del tercer período tienen electrones hasta el nivel 3, y así sucesivamente.

Por ejemplo, los elementos del tercer período tienen todos estructura interna de neón y sus electrones ocupan hasta el tercer nivel.

Na (Z=11) → [Ne] 3s1 P  (Z=13) → [Ne] 3s2 3p3

Mg (Z=12) → [Ne] 3s2 S (Z=14) → [Ne] 3s2 3p4 Al  (Z=13) → [Ne] 3s2 3p1 Cl (Z=15) → [Ne] 3s2 3p5 Si  (Z=14) → [Ne] 3s2 3p2 Ar (Z=16) → [Ne] 3s2 3p6

Grupos

Los grupos se designan mediante números correlativos del 1 al 18.

Los elementos que componen cada grupo tienen, con escasas excepciones, similares propiedades químicas, debido a que todos coinciden en su configuración electrónica de los electrones de valencia.

• Los grupos 1 y 2 corresponden a los elementos metálicos.

• Los metales de transición ocupan los grupos 3 al 12.

• Los no metales y los semimetales ocupan los grupos 13 al 17.

• El grupo 18 está constituido por los gases nobles.

Los grupos 1, 2 y del 13 al 18 están constituidos por los elementos que se conocen como elementos representativos. Algunos de estos grupos reciben nombres especiales:

Grupo	Nombre del grupo	Electrones de valencia
1	Alcalinos	ns1
2	Alcalinotérreos	ns2
16	Anfígenos	ns2 np4
17	Halógenos	ns2 np5
18	Gases nobles	ns2 np6

Entre los metales de transición se encuentran los elementos conocidos como tierras raras o metales de transición interna: lantánidos y actínidos, que suelen escribirse aparte en dos filas de catorce columnas.

En los elementos de transición, el electrón diferenciador ocupa un orbital d, y en los de transición interna, un orbital f. La configuración electrónica de estos grupos de elementos no es tan regular como en los elementos representativos y son frecuentes las excepciones.

Observe que el número de columnas en la Tabla Periódica está directamente relacionado con el número de electrones que caben en cada subnivel.

Grupos	Número de columnas	Orbital del electrón diferenciador	Capacidad del subnivel
Metales ligeros	2	s	2 electrones
No metales, semi- metales y gases nobles	6	p	6 electrones
Metales de transición	10	d	10 electrones
Metales de transición interna	14	f	14 electrones

Actividad en clase 

1.  Ingresa al siguiente link http://tablaperiodica.quimica.uc.cl/#/

2. Determina las propiedades para 8 elementos, recuerda escoger uno de cada grupo 

SEMANA 4 y 5: MODELO ATOMICO ACTUAL Y TABLA PERIODICA

 

MODELO ÁTOMICO ACTUAL 

TALLER INICIAL

1. Investiga los siguientes términos (electrón, protón, neutrón, numero atómico, masa atómica, ionización, radiactividad).

2. Investiga la masa atómica y peso atómico de los siguientes elementos ( Zn, P, H, O, Ca, Na, S, I, F, He y Xe)

3. Realiza en una hoja cuadriculada el croquis (sin datos) la tabla periódica. 

 

A continuación encontrara el link de ingreso de las diapositivas trabajadas en la clase  

DIAPOSITIVAS DESARROLLADAS EN CLASE

ACTIVIDADES EN CLASE 

1. En compañía del docente realizar las actividades sugeridas en las paginas 216 a 224 del modulo nuevo de ciencias (será evaluado como trabajo en clase)

SEMANA 3: HISTORIA DEL ATOMO

 HISTORIA DEL ÁTOMO 

Línea del tiempo de los modelos atómicos

 

DEMOCRITO DE ABDERA (460 A.C. -370 A.C.)

Demócrito fue el primer hombre que descubrió que en el mundo en suponer que el mundo está formado por minúsculos granos de materia primordial, a los que dio el nombre de ATOMOS. (Griego: indivisible)

Cada uno sería diferente según la sustancia a la que pertenezca. Hasta entonces el filósofo tenía razón, lo malo a la hora de explicar no era conciso.

JOHN DALTON (1766-1844)

• John Dalton desempolvó el viejo término acuñado por el filósofo democrático. Según su teoría, la materia puede dividirse en dos grandes grupos:
  
  

• LOS ELEMENTOS.

• COMPUESTOS.

• LOS ELEMENTOS: Unidades simples o fundamentales de las cuales había un número reducido (hasta ahora se han descubierto 112 elementos) que yo llamo átomos.

• LAS COMPOSICIONES: Están formados por la combinación de átomos de diferentes elementos, dos o más átomos.

JOSEHP JOHN THOMSON (1856-1940)

Thomson fue sin querer a buscar una nueva pista sobre la composición de la materia. Mientras estudiaba la naturaleza de los rayos catódicos, noté que estaban formados por enormes cantidades de pequeñas partículas de electricidad negativa.
La existencia de estos compuestos, los electrones abiertos, ya fue predicha por el impuesto irlandés Stoney pero Thonson fue el primero en aislar uno de ellos que resultó tener una masa de 1.836 veces menor que la del átomo.

ERNEST RUTHENFORD ( 1870-1937)

Ruthenford propuso un modelo prácticamente calcinado del sistema solar. El átomo estaría formado por un núcleo central con carga positiva en el que se concentraría casi toda la masa y alrededor del cual girarían los electrones en órbitas concéntricas al igual que las paletas. Esta teoría sería confirmada por Danies Niels Bohr.

GILBERT N. LEWIS (1875-1946)

Químico americano, famoso por su teoría de la interpretación del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Göttingen. Enseñó química en Harvard de 1899 a 1900 y de 1901 a 1906, y en el Instituto Tecnológico de Massachusetts de 1907 a 1912.
La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal manera que adquiere una configuración similar a la de un gas noble, situado en el extremo derecho de la tabla periódica y es inerte, es decir, que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento a pesar de que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y propiedades de las moléculas.

NIELS BOHR ( 1885-1962)

Bohr aplicó por primera vez una hipótesis a la estructura atómica, todo llevó a formular un nuevo modelo que superó el modelo atómico de Rutherford. Se aplicó de la siguiente manera:
El electrón tenía ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios que se le permitían, cada uno de los cuales era el siguiente estos estados tenían una energía fija y definida.

Linea del tiempo de los modelos atómicos

• 430-270 a.C.: Conceptos del átomo de la antigua Grecia por Demócrito, Leucipo y Epicuro.

• 1773: Lavoisier postula su famosa declaración: “La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

• 1800:Volta fabrica la primera batería eléctrica

• 1804: Dalton publica su teoría atómica: la materia formada por partículas indivisibles…; los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, etc.

• 1811: Avogadro publicó su postulado; 2 volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura tienen el mismo número de moléculas (ya sean átomos o moléculas).

• 1869: Mendeliev crea una clasificación de los elementos (químicos) en orden creciente de su masa atómica.

• 1896: Bequerel asumió que los electrones estaban cargados eléctricamente.

• 1897:Thompsom propone su modelo atómico, que describió como un “pudín de pasas”, los electrones estaban inmersos en una “masa” cargada positivamente. Thompsom descubre el electrón.

• 1909: Millikan descubre la carga eléctrica del electrón.

• 1911: Rutherford desarrolla su modelo atómico: la parte positiva está en el núcleo y los electrones giran a su alrededor, en órbitas elípticas con un espacio vacío entre ellas. Es similar a un sistema solar en miniatura.

• 1923:Bohr publicó su modelo basado en el átomo de H “el átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro” las órbitas del modelo se cuantizan a cierta distancia del núcleo. El modelo resolvió varios problemas.

• 1916: Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, dijo que los electrones también podían girar en órbitas elípticas más complejas.

• 1920: Rutherford predice la existencia de neutrones.

• 1923: Millikan confirmó la teoría de Bequerel de que los electrones poseen una carga eléctrica. 1925: Wolfgang Pauli formuló el principio de exclusión de los electrones de un átomo. 1926: Erwin Schrödinger propone el modelo más aceptado actualmente: describe los electrones por medio de la ecuación de Schrödinger, también describe los electrones por medio de una función de onda.

• 1927: Werner Heisenberg formuló el principio de incertidumbre (cuanto más conocimiento de una partícula, menos sabes cuánto tiempo tiene de energía.

• 1930: Wolfgang Pauli propuso el neutrino para explicar el espectro de los beta-elctrones en descomposición.

• 1932: Chandwick descubre una de las partículas fundamentales de la materia: el neutrón 1941: Hideki Yukawa concluyó que las partículas llamadas mesones tenían una masa superior a 200 electrones.

• 1963: Murray Gell Mann postuló que los protones y los electrones están compuestos de partículas más pequeñas llamadas “quarks”.

TOMADO DE https://modelosatomicos.win/linea-del-tiempo-de-los-modelos-atomicos/ 

ACTIVIDADES EN CLASE

1. Teniendo en cuenta el video anterior y las explicaciones en clase construya una línea del tiempo sobre los modelos atómicos a través del tiempo.

2. En los grupos asignados construyan un esquema de acuerdo al tema signado por el docente