Historia de la tabla periódica
TRIADAS
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire, pero con el pasar del tiempo fueron apareciendo nuevos elementos químicos, así que el químico Alemán Johan Dobereiner trato de organizar los elementos químicos buscando semejanzas en su masa atómica y ordeno los elementos y descubrió las triadas.
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Ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 triadas para llegar a una primera clasificación coherente.
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Mendeleïev
En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos.
LEY DE LAS OCTAVAS 
TABLA PERIÓDICA MODERNA
Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 80, etcétera.
A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etcétera.
Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.
En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo.
En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente.
Período 1 = una órbita = 2 elementos
En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8.
Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos
En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.
Período 3 = tres órbitas = 8 elementos
El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.
Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos
El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.
Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos
El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.
Período 6 = seis órbitas = 32 elementos
El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de elementos para completarlo.
Período 7 = siete órbitas = ? elementos
El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el período 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas, etcétera.
Grupos
Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha.
Tabla periódica moderna
Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica externa. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen 1 e" en su última órbita.
Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.
En el grupo 18 se encuentran los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también conocidos como gases raros o nobles, que se caracterizan por su inactividad química.
A los elementos ubicados en el grupo 1 se los suele denominar metales alcalinos, con excepción del hidrógeno. Los elementos del grupo 17, reciben también el nombre de halagarnos.
El número del grupo (para los elementos representativos) indica:
Para los elementos de los grupos 1 y 2, la cantidad de electrones en su última órbita.
Para los elementos de los grupos 13 al 17, ocurre lo mismo que los anteriores pero con la segunda cifra del número. Por ejemplo, los del grupo 13 tienen 3 electrones en su última órbita, los del 14 tienen 4, y así sucesivamente.
Observaciones generales
Al hidrógeno no se lo ha encontrado una ubicación satisfactoria, pues por su estructura electrónica le corresponde el grupo 1, pero sus propiedades se asemejan más al grupo 17.
Los metales se encuentran a la izquierda de la tabla. El primer elemento de cada periodo (Li, Na, K, etc.) presenta carácter metálico muy evidente, el cual disminuye a medida que se avanza horizontalmente hacia la derecha, mientras se van manifestando las características propias de los no metales. Los elementos del grupo 17 son francamente no metales.
Una línea quebrada que pasa entre el boro y el aluminio y desciende hasta el polonio y el astado señala la separación entre metales y no metales. Esta separación no debe ser considerada como un limite absoluto entre metales y no metales: cerca de este límite arbitrario, hay elementos que presentan características tanto de los metales como de los no metales, y por ello a veces reciben el nombre de metaloides (Al, Si, Ge, As, etc.)
Tabla I: En ROJO se muestran los METALES, en VERDE los NO METALES y en AMARILLO los GASES INERTES
A partir de su ubicación en la tabla, se puede deducir la estructura atómica del elemento.
Los elementos situados después del uranio, reciben el nombre de transigidos. Estos elementos no existen en la Naturaleza y han sido obtenidos artificialmente por reacciones nucleares.
Clasificación de los elementos según su configuración electrónica
Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro grupos:
Gases inertes: presentan su órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con excepción del He, que tiene dos electrones. Ocupan el grupo 18 de la Tabla Periódica.
Elementos representativos: son aquellos que tienen su órbita externa incompleta. Comprende a los elementos que ocupan los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la Tabla Periódica.
Elementos de transición: se caracterizan por presentar su dos últimas órbitas incompletas. Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3 al 12 de la Tabla.
Elementos de transición interna: son los que presentan sus tres últimas órbitas incompletas. Constituyen las denominadas tierras raras (lantánidos y activados) ubicadas generalmente al pie de la Tabla.
Tabla periódica moderna
Tabla II: En VERDE se muestran los ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, en AMARILLO los ELEMENTOS DE TRANSICIÓN, en AZUL los GASES INERTES y en ROJO los ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
Propiedades periódicas
En la Tabla Periódica, donde los elementos están ordenados por sus números atómicos (Z) crecientes, se observa una repetición periódica de las propiedades. Algunas de las propiedades en las que se muestra dicha periodicidad son el radio atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad electrónica.
Radio atómico
El radio atómico es la distancia existente entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del átomo.
Al comparar los radios atómicos de los elementos en la Tabla Periódica se observa:
a) En un mismo período de la Tabla Periódica el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
Así, en el segundo período se tiene:
Z
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
8
|
9
|
Elemento
|
Li
|
Be
|
B
|
C
|
N
|
O
|
F
|
Radio atómico (A)
|
1,52
|
1,11
|
0,88
|
0,77
|
0,70
|
0,66
|
0,64
|
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