UNIVERSIDAD DEL MAGDALENAFACUTAD DE INGENIERIA

AREA DE QUIMICA

“TABLA PERIODICA”

INTEGRANTES: PAJARO JESUS DAVIDPEREZ DANIEL DARIOREYES KEILYS KARINA RIBON TANYA

GRUPO - 29

PROFESOR: NAIN GONZALEZ

27/08/2014

INTRODUCION

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. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos.

A lo largo del siglo XIX aumentó espectacularmente el número de los elementos químicos conocidos. Además, se comprobó que entre algunos elementos existían notables semejanzas en sus propiedades químicas y físicas. Ante este hecho, se creyó que podría ser muy útil ordenar los elementos de algún modo que reflejase las relaciones existentes entre ellos.

Tras varios intentos, el químico ruso Mendeleiev presentó en 1869 una tabla que ordenaba los 63 elementos químicos conocidos hasta entonces. En la tabla, los elementos aparecían distribuidos en por orden creciente de masas atómicas, observándose que los elementos con propiedades químicas semejantes aparecían periódicamente (por eso se denominó tabla periódica). Los elementos con propiedades similares se ordenaron en columnas, llamadas familias.

La tabla de Mendeleiev marcaría las bases de la elaboración de la tabla periódica que actualmente se utiliza en química.

OBJETIVOS

Indagar sobre como ha venido siendo el desarrollo del sistema periódico, ley periódica, así mismo, explicar la estructura de la tabla periódica y visualizar e identificar los elementos representativos y de transición.

Comprender el concepto de propiedad periódica y no periódica, para usarlos en la predicción del comportamiento químico de los elementos químicos.

Comprender como se pueden clasificar los elementos según la periodicidad de sus propiedades físico químicas.

DESARROLLO DEL SISTEMA PERIÓDICO

A lo largo del siglo XIX avanzó notablemente descubrimiento de los  elementos químicos y en la determinación de sus propiedades. Se observaron comportamientos químicos similares de varios elementos y se planteó la búsqueda de una clasificación de los mismos para dar cuenta de las semejanzas de comportamiento observados.En 1817 Döbereiner (1780-1849) apreció un notable parecido en las propiedades de algunos grupos de tres elementos. Estos grupos de tres, además de mostrar propiedades semejantes, presentaban una variación gradual en esas propiedades al avanzar del primero al último. Diez años después, en 1827, tras haber comprobado que aumentaba el número de grupos de tres elementos en los que se daba este tipo de relación, planteó el concepto de que en la naturaleza existían tríadas, definidas de tal forma que el elemento central de la triada tenía propiedades que eran un promedio de los otros dos miembros (ley de tríadas).

Esta contribución de Döbereiner indujo a la búsqueda de otros elementos y de regularidades en sus propiedades. A lo largo de un periodo de más de 30 años se fue viendo que los tipos de relaciones químicas que había encontrado Döbereiner se extendían a un número mayor de tres elementos. Así, por ejemplo, se añadió el flúor a la triada inicial de halógenos; se agruparon oxígeno, azufre, selenio y teluro, nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto fueron agrupados por otra parte,... Todo lo cual suponía sustituir el concepto inicial de tríadas por el de grupos o familias.

En la segunda mitad del siglo XIX ya se conocían más de 50 elementos químicos. En

1862 De Chancourtois (1820-1886), geólogo mineralogista francés, fue el primero en

colocarlos en orden creciente de su masa atómica relativa y poner a la vez en evidencia

una cierta periodicidad en sus propiedades. Para mostrarla construyó en 1864 una

hélice de papel arrollada sobre un cilindro vertical. Los elementos aparecían ordenados

por sus masas atómicas relativas y sobre la misma generatriz quedaban situados 

elementos con propiedades similares. Este diagrama recibió poca atención, en parte

debido a que pareció muy complicado, y también porque fue planteado con un enfoque

más geológico que químico. Mientras tanto, el químico inglés Gladstone (1827-1902)

también había señalado la utilidad de ordenar a los elementos según masas atómicas

crecientes y su compatriota Newlands (1837-1898) investigó detalladamente esa

posibilidad. En 1864 comunicó al Royal College of Chemistry que al ordenar los

elementos en orden creciente de sus

masas atómicas relativas

(prescindiendo del hidrógeno), el

octavo elemento a partir de

cualquier otro tenía unas

propiedades muy similares al

primero. En esa época, los gases nobles no habían sido aún descubiertos y Newlands

construyó una tabla que, lógicamente, obviaba su presencia. Estos avances sugerían

una ordenación de los elementos en familias o grupos (en vertical), con propiedades

muy parecidas entre sí, y, a la vez, en periodos (en horizontal) formados por siete (más

uno ausente entonces) elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

Newlands les dio el nombre de octavas (ley de las octavas), intentando relacionar

estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales.

LA TABLA PERIODICA

La evolución de la clasificación de los elementos tiene en sus principales momentos

ubicación por grupos de elementos como lo son:

1829 Ley de las triadas de Duberiener (Grupos de tres elementos con similar

comportamiento) 1864 Ley de las octavas de Newlands (Grupos de ocho elementos con

similar comportamiento) 1869 Ley periódica de Mendeleev y Meyer ( Orden por masas

atómicas crecientes) 1913 Ley de Moseley ( Orden por números atómicos crecientes)

En la actualidad un orbital atómico se describe por un conjunto particular permitido de

valores cuánticos n, l y ml según el nivel, la forma y orientación, dos electrones pueden

ocupar el mismo orbital solo si sus espines son opuestos ms; en tal caso se dice que

los electrones están desapareados n cuando ocupan un solo orbital ó apareados ¯

cuando los dos ocupan el mismo orbital pero con espín opuesto. Para el primer nivel

solo existe un orbital atómico 1s y máximo puede tener dos electrones definiendo así

las configuraciones para el hidrógeno 1s 1

y para el helio 1s2, así mismo se

construyen las secuencias electrónicas

que predice el principio de construcción

( Aufbaud) donde la forma de ocupar las

niveles y subniveles esta definidos según

la energía.

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIODICA

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica también permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

Metales: Tienen tendencia a transformarse en iones positivos (es decir, a perder electrones). Quedan situados a la izquierda y el centro de la tabla. Presentan propiedades comunes: son buenos conductores de la electricidad y el calor, son resistentes y duros, tienen altas densidades, y presentan el característico brillo metálico. Son sólidos a temperatura ambiente (menos el mercurio, un líquido).

No metales: Tienen tendencia a transformarse en iones negativos (es decir, a ganar electrones). Se sitúan en el lado superior derecho de la tabla. Son malos conductores

de la electricidad y del calor, poco resistentes, y presentan baja densidad. Pueden encontrase en cualquiera de los tres estados: sólido (fósforo), líquido (bromo) o gas (oxígeno).

Semimetales (metaloides): Forman iones positivos, aunque con dificultad. Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y según las circunstancias muestran uno u otro comportamiento. Son sólidos a temperatura ambiente.

Hidrógeno: Aunque se considera un no metal, no tiene características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico. Puede formar tanto iones positivos como iones negativos (puede ceder o ganar un electrón). Se trata de un gas a temperatura ambiente.

Gases inertes (gases nobles): Se trata del Helio, Neón, Argón, Kriptón, Xenón y Radón. Se localizan a la derecha de la tabla periódica. En condiciones normales son inertes: son elementos tan estables por sí mismos que no reaccionan con ningún otro elemento, y no forman iones. Son gases a temperatura ambiente.

Localización de los elementos en la tabla periódica.

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución o configuración electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y DE TRANSICION DE LA TABLA PERIODICA

La clasificación periódica de los elementos de acuerdo a la distribución electrónica de ellos, es útil para predecir las propiedades al predecir físicas y químicas y permite clasificarlos en:

Elementos representativos nsp: Son elementos pertenecientes a los grupos A y se caracterizan por tener los niveles de energía parcialmente ocupados en los orbitales s ó p donde el orbital s puede tener uno o dos electrones y si este está lleno, puedo presentar también orbitales p con distribuciones desde uno hasta 6 electrones; además, len estos elementos los cambios en sus propiedades son bastante significativos de acuerdo su número atómico.

Gases nobles ns 2 np 6 : Presentan mínima reactividad con los otros elementos es decir no forman compuestos con facilidad, se comportan estables en forma aislada debido a su configuración electrónica y son bastante regulares en sus propiedades al aumentar el número atómico.

Elementos de transición ns(n-1) d: Pertenecen a los grupos B , presentan una transición en las propiedades básicas de los alcalinos (Grupos IA y IIA) y los formadores de ácidos ( IIIA- VIIA). Todos los metales presentes allí tienen forma de adicionar electrones en sus orbitales d y se presentan las series de transición: Primera 21Sc hasta 30 Zn; Segunda: 39Y hasta 48Cd; Tercera 57La y 72Hh hasta 80Hg y Tercera: 89Ac y l04 X hasta 112Z.

Los elementos de transición interna ns (n-1) d(n-1) f:

Se conocen como de transición interna donde se adicionan electrones a los orbitales f . Los metales de transición f están localizados entre los grupos IIIB y IVB, y poseen las series de transición de: Lantánidos 58 Ce hasta 71Lu y los Actínidos 90 Th hasta 103 Lr En resumen los electrones más externos tienen la mayor influencia en las propiedades de los elementos y los cambios más significativos son los generados al adicionar electrones en los orbitales s o p externos. En virtud de las propiedades físicas y químicas de los elementos existe la siguiente clasificación:

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS

Configuración electrónica.

Recordemos que los electrones de los átomos están distribuidos en capas o niveles de energía. A dicha distribución se le llama configuración electrónica. También conviene recordar que el número de electrones presentes en la última capa determina las propiedades químicas del elemento.

La configuración electrónica de los átomos de los elementos es periódica: todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma cantidad de electrones en su última

capa, o capa de valencia. Por ello los elementos pertenecientes al mismo grupo presenten unas propiedades químicas similares. Es decir, las propiedades químicas de los elementos están íntimamente ligadas al número de electrones en la capa de valencia.

En el ejemplo se observa que todos los elementos del grupo 1 presentan un electrón en su capa de valencia. El mismo comportamiento ocurre en el resto de grupos del sistema periódico (véanse abajo los grupos 17 y 18).

Electronegatividad. Los gases nobles tienen una estructura electrónica especialmente estable que se corresponde con ocho electrones en su última capa: ns2p6 (excepto el He que tiene dos electrones). Todos los elementos tienden a adquirir la estructura de gas noble más cercano, debido a su estabilidad. Para eso se asocian con otros átomos, tratando de ganar o ceder electrones, hasta conseguir el octeto en la capa de valencia. La electronegatividad se

define como la tendencia que tienen los átomos para captar electrones al enlazarse con otro átomo.

Los elementos a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la configuración del siguiente gas noble en la tabla, tienen mucha tendencia a captar electrones en sus enlaces con otros átomos. Se dice que son muy electronegativos. En general, los no metales son elementos muy electronegativos, y tienden a captar electrones, dando lugar a iones negativos.

Los elementos muy alejados de la configuración del gas noble siguiente en la tabla presentan pocos electrones es su capa de valencia. Cuando estos elementos se asocian con otros elementos les resulta mucho más sencillo perder uno o dos electrones, y adquirir la configuración electrónica del gas noble anterior. Por tanto, se dice que son muy poco electronegativos. En general los metales son poco electronegativos y tienden a perder electrones, dando lugar a iones positivos.

En general, la electronegatividad varía periódicamente, de forma que los elementos situados más arriba y a la derecha del sistema periódico son los más electronegativos y los situados más hacia abajo y a la izquierda son los menos electronegativos. El elemento más electronegativo (más “no metálico”) es el flúor, seguido del oxígeno y del cloro. El menos electronegativo (más “metálico”) es el cesio. Los gases nobles son muy inertes, y no tiene sentido hablar de electronegatividad en estos elementos

Aumento de la electronegatividad en la tabla periódica.

Reactividad. Se define reactividad como la tendencia de un elemento de combinarse o reaccionar con otros elementos. Como ya se sabe, los electrones del último nivel son los responsables de las diferentes propiedades químicas de los elementos, y en concreto de su reactividad. Los elementos del grupo 1 son los metales más reactivos. Ceden con muchísima facilidad el electrón solitario que tienen en su último nivel y se combinan con otros elementos. Los metales del grupo 2 son algo menos reactivos, ya que reaccionan cediendo sus dos electrones del último nivel, y esto es más complicado, y así consecutivamente. Entre los no metales, los más reactivos son los del grupo 17, con siete electrones externos. A continuación, el grupo 16 del oxígeno. Los primeros tienden a captar solo un electrón, y los segundos, dos. Se puede observar, por tanto, una tendencia periódica en cuanto a la reactividad de metales y no metales, tal como muestra la figura:

Número de oxidación.

El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otro(s) elemento(s). Es interesante observar que algunos elementos pueden actuar con distintos números de oxidación, ya que según con qué otros elementos se asocien, pueden ganar, ceder o compartir distinto número de electrones. El número de oxidación es una propiedad periódica, y es similar para todos los elementos de un mismo grupo. Ello no supone que los elementos de un mismo grupo no puedan tener más números de oxidación, aparte de los “típicos” de dicho grupo.

PROPIEDADES NO PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Son aquellas cuyos valores aumenta o disminuye a medida que aumentan número atómico y no se presentan el períodos determinados o regulares algunos ejemplos son

el calor específico, la dureza o el índice de refracción.Ejemplos de propiedades no periódicas: calor específico, índice de refracción, la dureza y la masa atómica. Cabe señalar que la masa atómica siempre aumenta con el número atómico del elemento, y no se refiere a la posición de este elemento en la tabla.

Calor específico

Es la cantidad de calor medida en julios, que se requiere para elevar la temperatura de un kilogramo de una sustancia un Kelvin.De acuerdo con la ley formulada por los químicos franceses Pierre Louis Dulong y Alexis Therese Petit, el calor específico de los elementos sólidos es inversamente proporcional a su masa atómica de forma que el calor específico multiplicado por la masa atómica es aproximadamente una cantidad constante para todos los elementos sólidos.

Índice de refracción

El índice de refracción es una medida que determina la reducción de la velocidad de la luz al propagarse por un medio homogéneo. De forma más precisa, el índice de refracción es el cambio de la fase por unidad de longitud, esto es, el número de onda en el medio (k) será n veces más grande que el número de onda en el vacío (k0).

La dureza

Se llama dureza al grado de resistencia al rayado que ofrece un material. Un método útil y semicuantitativo para la determinación de la dureza de un mineral fue introducido por el austríaco Friedrich Mohs (1773-1834), que creó una escala de dureza de 10 niveles.

La masa atómica

La “masa atómica” es simplemente la masa promedio de un átomo, considerando que está constituido por varios isótopos que en la naturaleza se encuentran en cierta proporción fija. Generalmente la masa atómica se expresa como un número, sin dimensión física, pero se debe entender que siempre está expresada en unidades de masa atómica o uma. Una uma es 1/12 de la masa de un átomo del isótopo 12 del carbono, 126C.

CONCLUSION

La tabla periódica fue diseñada con el fin de organizar todo aquellos elementos que hoy en día existen en el universo en forma ordenada, dependiendo de las características que estos poseen y su diferencia con otros o por sus características similares a otros

La tabla periódica está organizada en grupos y periodos, las cuales son 18 grupos y que cada grupo está caracterizado por el elemento que los representa.

por otro lado se sabe que en la tabla periódica existen 5 características de los elementos las cuales son: los elementos que son metales, los no metales, metales de transición, metaloides y los gases nobles o inherentes, pero en su mayor abundancia encontramos los elementos metálicos.

Estos elementos a su vez tienen tanto propiedades periódicas y como no periódicas

Este tema es de gran importancia para el estudio de la ingeniería, ya que nos facilita conocer y profundizar mucho acerca de las propiedades químicas de los elementos, las cuales más adelante van a servir de gran utilidad en todos los ámbitos de nuestra vida profesional

BIBLIOGRAFIA

http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ciencias/mtria_ensenanza/tabla_periodica/html/mapa_conceptual.html

http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/peridica.PDF

http://fisicayquimicaenflash.es Clasificación periódica de los elementos. Enlace químico

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http://cluster-divulgacioncientifica.blogspot.com/2010_03_01_archive.html

http://quimicalibre.com/propiedades-periodicas-de-los-elementos-quimicos/