PRACTICA DE LA TABLA PERIODICA

PRACTICA DE TABLA PERIODICA

                   EXPLORANDO LA TABLA  PERIÓDICA

1. HISTORIA DE LA LEY PERIODICA

Cuando el número de elementos químicos descubiertos iba en aumento, los científicos establecieron que ciertos elementos eran muy semejantes entre si. Así, el cobre, la plata y el oro, mostraban similitud en sus propiedades, lo cual permitía reunirlos en un solo grupo, igual ocurría con el litio, el sodio y el potasio, todos ellos metales muy reactivos. También el carbono, el silicio y el titanio mostraban un comportamiento químico similar.

Surgió así, la necesidad de clasificar los elementos químicos, Dobereiner (1829) en un comienzo ordeno tríadas de elementos afines, de tal forma que el peso atómico del elemento intermedio es igual al promedio de los pesos atómicos de los elementos de los extremos (ejemplo el Litio, el Sodio y el Potasio). La propiedades químicas de los elementos de una triada eran similares y sus propiedades físicas variaban de manera ordenada con su masa atómica Posteriormente el conocimiento de mayor número de elementos motivo al químico inglés Newlands ( 1864) una nueva clasificación de acuerdo con su peso atómico creciente, observando que, después de cada intervalo de siete elementos reaparecían las mismas propiedades químicas (es decir que el octavo elemento tenía propiedades similares a las del primero). las tríadas se ampliaron a filas de 7 conocidas como las “Octavas de Newlands”.Entre 1860 y 1870, el científico ruso Dimitri Mendeleiev estudio las propiedades químicas de los elementos y clasifico los elementos  en orden creciente de sus masas atómicos, paralelamente el alemán German Lothar Meyer ( 1870) estudio las propiedades físicas de los elementos y los clasificó  como lo hizo el ruso. Al hacerlo encontraron que se presentaba una repetición periódica de elementos con propiedades similares. Estas observaciones permitieron a Mendeleiev y a Meyer coincidir en la formulación de la ley periódica. Ellos enunciaron su ley teniendo en cuenta la masa atómica. Su sistema le permitió predecir con bastante exactitud las propiedades de elementos no descubiertos hasta el momento. Sin embargo, la tabla de Mendeleiev no era del todo correcta. Después de que se descubrieron varios elementos nuevos y de que las masas atómicas podían determinarse con mayor exactitud, se hizo evidente que varios elementos no estaban en el orden correcto; más tarde Moseley  ( 1913) estudiando los rayos X que emitían los diferentes elementos concluyó  que a cada uno le correspondía un numero natural que se designó como número atómico y se modifica la ley : “las propiedades químicas son función periódica  de su número atómico, que quiere decir que los elementos químicos se clasifican teniendo en cuenta el orden creciente de u número atómico”.

DESCRIPCION DE LA TABLA PERIODICA ACTUAL

La Tabla periódica moderna se organiza en grupos y periodos:

PERIODOS: Son las  7 filas horizontales que se designan  con números  del 1 al 7. El número de periodo del elemento 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 un nivel; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos niveles, etc.

GRUPOS: También llamados familias  están constituidos por las 18 columnas verticales, que según la IUPAC se representan con números del 1 al 18.  Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes y sus propiedades físicas están relacionadas. (Los grupos antes se representan con números romanos y una letra mayúscula A o B. Los elementos representativos se ubican en los grupos principales  del IA al VIII A y los elementos de transición en los grupos secundarios tipo B, del IB al VIIIB.

Propiedades del Grupo: Todos los elementos  representativos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica ex­terna. Para los elementos de los grupos 1 y 2, la cantidad de electrones en su última órbita es igual a su número de grupo (todos los elementos del grupo 1 tienen 1 e" 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.

En el grupo 18 se encuentran los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también cono­cidos como gases raros o nobles.

CLASIFICACION  DE LOS ELEMENTOS

Los elementos químicos se pueden clasificar en: Metales, no metales, metaloides (anfóteros) y gases nobles.
Metales: Poseen brillo metálico. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Se oxidan (pierden electrones).Son sólidos a excepción del mercurio (líquido a temperatura ambiente).

No metales: Son malos conductores del calor y la electricidad. Se reducen (ganan electrones). La mayoría a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Como gases están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.

Metaloides o anfóteros: Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas. Ocupan la región diagonal que se observa en la tabla periódica; entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.
Gases nobles: Son elementos químicamente estables por tener su última capa 8 e- a excepción del He que tiene 2   No se combinan con ningún otro elemento. Sólo a temperaturas exigentes el Xe puede reaccionar. Sus moléculas son monoatómicas.

 De acuerdo a su configuración electrónica, los elementos químicos se clasifican  en: elementos representativos, elementos de transición y en: gases nobles:

1.     Elementos representativos: Se ubican en los grupos 1,2,13,14,15,16,17 de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s¹ hastan s² p⁵

2.     . Elementos de transición: Se sitúan en los grupos 3,4,5,6,7,8,9,10,11 y 12, de la tabla periódica. Sus átomos presentan configuraciones más complejas; los electrones de valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".

3.      Gases nobles:  Los átomos de estos gases, con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia. Esto significa que el último nivel de energía tiene sus orbitales completos (8 e-), distribuidos según la configuración n s² p⁶. Donde "n" representa el nivel de energía más externo.

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