Estableció el ordenamiento de los elementos que se conocían en grupos de 3, a lo que denominó triadas




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fecha de publicación02.01.2016
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- CLASIFICACIÓN PERIÓDICA


  1. DOBEREINER.-

  1. Estableció el ordenamiento de los elementos que se conocían en grupos de 3, a lo que denominó TRIADAS.

  2. Pero en cada una de estas triadas debería cumplir que los tres elementos tengan propiedades afines y aquél que se encuentra en el centro posea un peso aproximadamente igual a la semisuma de los pesos de los elementos de sus extremos.

  3. Se descartó esta clasificación debido al descubrimiento de nuevos elementos que no cumplían las condiciones para ser una triada. Sin embargo varias triadas constituyen familias en la tabla moderna.




  1. NEWLANDS (1868).-

  1. Propuso un sistema de clasificación donde dispuso a los elementos de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos.

  2. Intentó demostrar que cada ocho elementos de la serie se repetían ciertas propiedades físicas similares, a esto llamó ley de octavas.





  1. DIMITRI IVANOVICH MENDELEYED (1869).-

  1. Este químico ruso y el alemán Lothar Meyer por separado descubrieron independientemente que las propiedades periódicas dependen de los pesos atómicos.

  2. Mendeleyev clasificó a los 63 elementos que se conocían de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos, además consideró que los elementos de un grupo deberían tener propiedades físicas y químicas semejantes. De esta manera forma la llamada tabla corta donde existen 11 filas horizontales llamadas períodos y 8 grupos o familias que son las columnas verticales.

  3. Entre las ventajas de la tabla corta de Mendeleyev tenemos:

    • Al realizar la clasificación de acuerdo al orden creciente de sus pesos atómicos, dejó ciertos vacíos indicando la colocación de los elementos que más adelante se descubrirán.

    • Incluso puso nombres a cada uno de estos elementos todavía no conocidos.



Nombre de Mendeleiev

Nombre actual

Nombre de Medeleiev

Nombre actual

Eka boro

Escandio (Sc)

Eka manganeso

Tecnecio (Tc)

Eka aluminio

Galio (Ga)

Dvi manganeso

Renio (Re)

Eka silicio

Germanio (Ge)

Eka tantalo

Polonio (Po)



  1. Las desventajas son consecuencia de posteriores descubrimientos, por lo tanto al comparar su clasificación con la tabla periódica moderna tendremos:

  • El Hidrógeno no tenía una posición definida en la tabla corta.

  • No se puede diferenciar claramente a los metales de los no metales.

  • Existían ciertos pares de elementos colocados en orden inverso, debido a que en la actualidad se clasifican de acuerdo al número atómico.

  • No se expresa la configuración electrónica de los átomos.

  • No se considera la existencia de los gases nobles.

  • La ley periódica de los pesos atómicos no se cumple en su totalidad.




  1. HENRY MOSELEY.-

    1. Moseley, físico británico, estudió y determinó la carga nuclear de los átomos y concluyó que deberían ordenarse de acuerdo con sus números atómicos, en forma creciente.

    2. Su trabajo constituye la base de la tabla periódica moderna.




      1. LEY PERIÓDICA.-

“Las propiedades químicas de los elementos son una función periódica de sus números atómicos crecientes”.

      1. TABLA PERIÓDICA MODERNA.-

  1. La tabla periódica moderna es la conclusión de los diversos intentos que se hicieron para buscar una clasificación natural de los elementos.

  2. Esta tabla periódica puede ser de forma corta o forma larga; pero, en cualquiera de sus formas no se debe olvidar que: La periodicidad es una función de los números atómicos y por ese motivo se clasifica de acuerdo al orden creciente de los mismos.




  1. GRUPOS Y PERÍODOS.-

  1. Una tabla periódica moderna tiene los elementos ordenados en grupos y períodos.

  2. Los grupos son las columnas de arriba hacia abajo; hasta hoy se conocen 18 grupos.

  3. Los períodos son las disposiciones de los elementos en forma horizontal de izquierda a derecha, actualmente se conocen 7 períodos.




  1. CARACTERÍSTICAS DE LA TABLA MODERNA.-

    1. Después del uranio (Z = 92) todos los elementos se llaman transuránidos y son artificiales, es decir se obtiene en el laboratorio y no se han encontrado en forma natural.

    2. Utilizando la numeración romana, los grupos se dividen en familias A y familias B.

  • Los elementos situados al extremo izquierdo y extremo derecho de la tabla periódica se conocen con le nombre de elementos representativos. La configuración electrónica de sus átomos neutros terminan en orbitales “s” y “p”.

  • Los elementos situados en la parte central (familias B), se denominan elementos de transición y van llenando orbitales “d”.

  • También existe un grupo de elementos denominados como elementos de transición interna (actínidos y lantánidos). Antiguamente conocidos como “Tierras Raras”, se caracterizan porque van llevando orbitales “f”.

        1. En cada uno de los períodos encontramos los siguientes números de elementos:

1er período 2 elementos (del H al He)

2do período 8 elementos (del Li al Ne)

3er período 8 elementos (del Na al Ar)

4to período 18 elementos (del K al Kr)

5to período 18 elementos (del Rb a Xe)

6to período 32 elementos (del Cs al Rn)

7mo período 21 elementos (del Fr al Uns)


    1. Los 83 primeros elementos a temperatura ambiente, dos son líquidos (Hg y Br), once gases y 70 sólidos.




      1. PROPIEDADES PERIÓDICAS.-

  1. TAMAÑOS ATÓMICOS.-

    1. El tamaño de un átomo está directamente relacionado con el radio atómico.

    2. El radio atómico de un átomo individual no puede medirse directamente, porque, no existe aislado.

    3. Por lo tanto el radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes de una molécula homonuclear, como Cl2, H2, Br2, etc.

    4. En la tabla periódica el radio atómico en los grupos aumenta de arriba hacia abajo conforme se va incrementando el número atómico, así en el primer grupo Li es el más pequeño en comparación con el Fr. Esto se debe a que el electrón del último nivel se va alejando del núcleo conforme se incrementa el número atómico, al ocupar niveles de mayor energía.





    1. En un mayor período el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, aquí esta tendencia no parece lógica ya que en los períodos también se va incrementando el número atómico.

    2. Pues bien, en un período el número de niveles es el mismo, pero conforme se va avanzando a la derecha se va incrementando el número de protones, el efecto neto es un incremento en la carga nuclear efectiva del núcleo atómico, que se traduce en una mayor atracción eléctrica hacia los electrones periféricos que se mantiene en un mismo nivel, de ahí que se vaya produciendo una contracción del radio de izquierda a derecha.

  1. ELECTRONEGATIVIDAD.-

    1. Es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo.





    1. En los grupos la electronegatividad va disminuyendo de arriba hacia abajo, conforme aumenta el radio atómico, mientras que en los períodos se incrementa de izquierda a derecha.

    2. Podemos decir que los elementos más electronegativos están en el lado derecho superior de la tabla (Halógenos) y los menos electronegativos se ubican a la izquierda (metales alcalinos, Fr).




  1. ENERGÍA DE IONIZACIÓN.-

    1. Es la energía que se debe dar a un átomo gaseoso para arrancarle un electrón y así formar un ión gaseoso





    1. En la tabla periódica varia de la siguiente manera:

  • En un grupo, la energía de ionización de los átomos aumenta de abajo hacia arriba. Esto se debe a que al aumentar el número de niveles el electrón periférico se encuentra más alejado del núcleo y por consiguiente tendrá menor fuerza de atracción.

  • En un período la energía de ionización de los átomos de izquierda a derecha. Esto se debe a que aumenta la carga nuclear y de igual manera la fuerza de atracción de los electrones.




    1. AFINIDAD ELECTRÓNICA.-

      1. Es el cambio de energía que experimenta un átomo en estado gaseoso, cuando se le añade un electrón y se convierte en un ión negativo. Decimos cambio de energía debido a que en algunos casos gana energía y en otros se pierde.





      1. Se conoce menos la afinidad electrónica, que la energía de ionización.

      2. En un grupo o columna la afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba.

      3. En un período la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha.

      4. La afinidad electrónica es lo contrario de la energía de ionización. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan fácilmente electrones.




    1. RADIOS IÓNICOS.-

  1. Muchos elementos del lado izquierdo de la tabla periódica, al combinarse pierden electrones y quedan convertidos en cationes. Mientras que los elementos del lado derecho tienden a ganar electrones y transformarse en aniones.

  2. Comparando los átomos neutros con sus iones positivos o negativos, se puede afirmar:

  • Los iones simples con carga positiva (cationes), son siempre más pequeños que sus respectivos átomos neutros.

  • Los aniones son siempre más grandes que los átomos neutros correspondientes.




    1. PRINCIPALES FAMILIAS DE LA TABLA PERIÓDICA.-

      1. La tabla periódica en su forma larga, permite generalizar en cada familia o grupo, un gran número de propiedades que identifican a los elementos.

      2. Los nombres de las familias mas conocidas son:


IA Alcalinos

IIA Alcalinotérreos

IIIA Térreos o boroides

IVA Carbonoides

VA Nitrogenoides

VIA Anfígenos o Calcógenos

VIIA Halógenos

VIIIA Gases nobles

IB Metales de acuñar

IIB Elementos de Post transición
c) Entre las propiedades de algunas familias podemos citar:


  1. ALCALINOS.-

  • Sus átomos muestran la máxima tendencia a perder electrones.

  • Al aumentar el número de atómico aumenta la densidad, volumen atómico, radio atómico, Etc.

  • Son metales muy blandos.

  • Al aumentar el número atómico aumentan sus puntos de fusión.

  • Se conservan en petróleo o atmósfera inerte.

  • Los hidróxidos que forman sólidos blancos.




  1. ALCALINO TÉRREOS.-

    • Tienen tendencia a perder dos electrones y formar cationes divalentes.

    • Los metales de este grupo son más duros que los metales alcalinos.

    • Tiene puntos de fusión y ebullición mayores que los metales alcalinos.

    • Los metales de este grupo no forman iones complejos, ni sus óxidos se reducen fácilmente con carbón.

    • Estos metales se obtienen por electrólisis de sus sales fundidas.




  1. HALÓGENOS.-

  • A medida que aumenta el número atómico, es mayor el punto de fusión, ebullición, densidad, etc.

  • La estabilidad del ión haluro frente a la oxidación disminuye al aumentar el número atómico.

  • Las moléculas de los halógenos en estado gaseoso son diatómicas.

  • Su nombre halógenos significa formadores de sales.

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