Loading presentation...

Present Remotely

Send the link below via email or IM

Copy

Present to your audience

Start remote presentation

  • Invited audience members will follow you as you navigate and present
  • People invited to a presentation do not need a Prezi account
  • This link expires 10 minutes after you close the presentation
  • A maximum of 30 users can follow your presentation
  • Learn more about this feature in our knowledge base article

Do you really want to delete this prezi?

Neither you, nor the coeditors you shared it with will be able to recover it again.

DeleteCancel

Make your likes visible on Facebook?

Connect your Facebook account to Prezi and let your likes appear on your timeline.
You can change this under Settings & Account at any time.

No, thanks

PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS

No description
by

on 11 September 2013

Comments (0)

Please log in to add your comment.

Report abuse

Transcript of PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS

Notes
Ideas
Ideas
Ideas
PRIMEROS INTENTOS DE CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849)
Químico alemán , fue profesor de la Universidad de Jena. Encontró que, para algunas familias, las masas atómicas de cualquier elemento eran aproximadamente iguales a la media aritmética de las masas de sus vecinos inmediatos.
En 1817 Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro, bromo y yodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro.
Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso atómico
CLASIFICACIÓN MAS COMPLETA
Periodos
Grupos

s
d
p
f
PROPIEDADES PERIÓDICAS

¿Qué son las propiedades periódicas?
Son las propiedades físicas y químicas de los elementos que varían con regularidad periódica cuando se ordenan estos por orden creciente de su número atómico.

Son propiedades periódicas: La configuración electrónica. La energía o potencial de ionización. La afinidad electrónica. La electro negatividad, etc

Carácter metálico:
Un elemento desde un punto de vista electrónico, se considera metálico, cuando cede fácilmente electrones.
Configuración electrónica:
Distribución de los electrones en los orbitales del átomo.
Potencial de ionización: energía necesaria para separar un electrón del nivel mas externo del atomo.
Electronegatividad:
Es la tendencia que tienen los átomos de ganar electrones. Los no metales son muy electronegativos al contrario de los metales.
Afinidad electrónica:
energía liberada al captar un electrón.
Número de oxidación:
Indica capacidad de combinación. El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana, cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo.

Numero de oxidación o valencia de acuerdo al grupo en la taba periódica.
Si el elemento es metálico y perteneciente al grupo I o II la valencia es la positiva correspondiente al grupo. Los metales tienden a donar sus electrones
Si el elemento es no metálico tienen la valencia negativa correspondiente al numero que falta para completar ocho. Los no metales tienden a aceptar electrones.

Los del grupo I tienen valencia 1
Los del grupo II tiene valencia 2
Los del grupo V tienen valencia -3
Los del grupo VI tienen valencia -2
Los del grupo VII tienen valencia -1

Metales alcalinos
Metales alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio y cesio.
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo, con lo que forman un ión monopositivo, M+. Los alcalinos son los del grupo I A y la configuración electrónica del grupo es ns¹. Por ello se dice que se encuentran en la zona "s" de la tabla
Propiedades.
Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y no en estado puro.
Son metales blandos (contrario a duros, pueden ser rayados; no confundir con frágil, contrario a tenaz "que puede romperse").Los metales alcalinos tienen un gran poder reductor
En disolución acuosa muestran propiedades básicas obteniendo protones del agua. En disolución con el amoniaco tiñen la disolución de azul muy intenso y son capaces de conducir corriente eléctrica.

Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio(Be), magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr), bario(Ba) y radio(Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto.
El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling.

Propiedades:
Tienen configuración electrónica ns2.
Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo.
A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos.
Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos.
Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un ión dipositivo, M2+.


Metaloide
Junto con los Metales y los No metales, los Metaloides o semimetales comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales. No hay una forma unívoca de distinguir los metaloides de los metales verdaderos, pero generalmente se diferencian en que los metaloides son semiconductores antes que conductores.
Son considerados metaloides los siguientes elementos:
Boro (B) , Silicio (Si) ,Germanio (Ge) y Arsénico (As)

Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su última órbita. El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos semiconductores para la industria electrónica, como rectificadores diodos, transistores, circuitos integrados, microprocesadores, etc.

No metales
Se caracterizan por presentar una alta electronegatividad, por lo que es más fácil que ganen electrones a que los pierdan.
En orden de número atómico: Hidrógeno (H) ,Carbono (C), Nitrógeno (N) ,Oxígeno (O) , Flúor (F) , Fósforo (P) , Azufre (S) , Cloro (Cl) , Selenio (Se) , Bromo (Br) Yodo (I) Astato (At)
Un no metal suele ser aislante o semiconductor de la electricidad. Los no metales suelen formar enlaces iónicos con los metales, ganando electrones, o enlaces covalentes con otros no metales, compartiendo electrones.

No metales II
Algunas propiedades de los no metales :
No tienen lustre; diversos colores.
Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
Malos conductores del calor y la electricidad al compararlos con los metales.
Usualmente son menos densos que los metales.
No brillan

No metalaes III Halogenos
Halógenos
Los halógenos son los elementos no metales del grupo VIIA
Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br) ,Yodo (I) , Astato (At)
En forma natural se encuentran como moléculas diatómicas Para llenar por completo su último nivel energético necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este ion se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros.

Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron desestimados.
John A. R. Newlands
Publicó en 1864 una clasificación según un orden creciente de la masa atómica y en grupos de siete elementos, de manera que cada uno tenía propiedades similares al octavo elemento posterior. Las series eran:






Newlands llamó a estas series ley de las octavas porque simulaba la escala musical. No obstante la siguiente serie comenzaba con tres elementos (Cl, K y Ca) pero después había 12 más hasta llegar al más parecido que era el Br.
Alexander Emile Beguyer de Chancourtois
Geólogo y profesor de l'Ecole de Mines de Paris estudió la clasificación y sistematización en Mineralogia. Necesitaba un sistema de sustancias simples para estudios litológicos y por eso comenzó a trabajar en una clasificación basada en los principios entonces en uso: clase, orden, etc.
En 1862 envió a la Academie de Sciences de Paris un informe donde proponía una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superfície de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una linia diagonal formando un angulo de 45 º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línia vertical. Chancourtois fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico.
El químico ruso Dimitri Mendeleiev
El químico alemán Lothar Meyer.
Mendeleiev y meyer propusieron una ley periodica
Mendeleiev se basó principalmente en las propiedades químicas (tipos de óxidos, tipos de hidruros, valencia, etc..). Según Mendeleiev las propiedades de los elementos era una función periódica de su peso atómico lo que llamó “Ley periódica de los elementos”.
Descripción de la tabla de Mendeleiev:
Los 63 elementos conocidos hasta ese entonces fueron ordenados en funcion creciente a su peso atómico en filas horizontales y grupos (columnas).

Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades semejantes, por ejemplo forman óxidos e hidruros de fórmula idéntica. Los elementos de cada fila forman un “Periodo”, que indica el número de niveles de energía.

Los elementos de cada columna, que forman un “Grupo”, poseen propiedades semejantes y se subdividen en familias A y B; los grupos generalmente indican los electrones del último novel de energía.

Mendeleiev observó que para ordenar en grupos, era necesario dejar espacios o casilleros vacíos para nuevos elementos aún no descubiertos o incluso le puso nombre a cada uno de estos elementos no conocidos utilizando: eka = primero y dvi = segundo.
Ley periódica de Mendeleiev:
Mendeleiev observó que las propiedades de los elementos se repetían periódicamente; es por ello que la tabla periódica se conoce como “tabla periódica de los elementos” y enunció la siguiente Ley Periódica:
“Las propiedades de los elementos son función periódica a sus masas atómicas”
Ventajas de la tabla de Mendeleiev:
Permitió determinar nuevas propiedades de los elementos.
Permitió tener una idea mas general de la clasificación de los elementos.
Predijo la existencia de nuevos elementos , por ejemplo: Escandio, Germanio y Renio.

En su época Mendeleiev clasificó a 63 elementos que conocía y para predecir las propiedades de los elementos no descubiertos, determinó que las propiedades de los elementos se encontraban relacionadas con los elementos que los circundaban.

Ejemplo:La masa atómica del Eka – Silicio, se obtenía mediante el promedio de las masas atómicas de sus elementos vecinos en cruz.
Posteriormente el alemán Winkler descubrió a dicho elemento y lo denominó Germanio; encontrando propiedades extraordinariamente semejantes que había pronosticado Mendeleiev.

En 1984, Ramsay descubrió un gas al que denominó Argón. Es mono atómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarían un grupo. En efecto, poco después se descubrieron los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero.
Todos los espacios que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendeleiev.
Desventajas de la tabla de Mendeleiev:
El hidrógeno no tiene lugar adecuado en la tabla (IA ó VIIA).

Como la Ley de Mendeleiev establecía que el ordenamiento de los elementos es en orden creciente a sus masas atómicas, esto se rompió en 4 oportunidades: el Ar precede al K, el Co al Ni, el Te al I, el Th al Pa.

Los elementos poseen una valencia, lo cual es falso.

Los metales y no metales, no siempre se encuentran claramente diferenciados. Así el Mn (metal) se halla en el mismo grupo del cloro (no metal).

Su clasificación era incompleta, pues no incluyó a los gases nobles (aún no se habían descubierto)

Es el número de protones presentes en el núcleo atómico de un elemento y es exactamente igual al número de electrones, cuando el átomo es neutro.

Cada elemento posee un número atómico característico (lo que permite su identificación) el cual define su comportamiento químico.
Numero Atómico o Carga Nuclear (Z)
En el caso de un átomo eléctricamente neutro se cumple:
Elemento Z Protones Electrones

Carbono (C) 6 6 6
Azufre (S) 16 16 16
Sodio (Na) 11 11 11
Arsénico (As) 33 33 33
Oro (Au) 79 79 79
¿ Cómo están distribuidos los electrones de un átomo entre sus niveles energéticos ?

Los Niveles de Energía
Los niveles energéticos en un átomo se pueden visualizar como un hotel en el cual las mejores habitaciones dobles están en el primer piso.
Distribución de Electrones por Niveles de Energía
Séptimo Nivel

Sexto Nivel
Quinto Nivel
Cuarto Nivel
Tercer Nivel
Segundo Nivel
Primer Nivel
Los electrones como los inquilinos tratarán de ocupar primero las mejores habitaciones del piso 1 y cuando se llene todo el piso, los demás inquilinos comenzarán a ocupar el segundo.
Definición de configuración electrónica:

Es la distribución de electrones a través de los orbitales de un átomo.
Niveles y subniveles
Los niveles de energía tienen ciertos subniveles como: s, p, d y f. EL primer nivel de energía consta de un solo subnivel(1s), el segundo nivel tiene dos subniveles (2s y 2p), el nivel 3 posee tres subniveles(3s,3p y 3d) y así sucesivamente.

Capacidad de electrones en cada subnivel
Subnivel Capacidad de electrones

s 2
p 6
d 10
f 14
El principio de exclusión de Pauli establece que un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico, pero si los electrones tienen espines opuestos.


El primer electrón se representa con una flecha hacia arriba , describiendo el giro del electrón a favor de las manecillas del reloj y el segundo se representa con una flecha hacia abajo, indicando que el espín del electrón es en contra de las manecillas del reloj.

Espín o giro para los dos electrones que ocupan un mismo orbital
Regla de Hund establece que electrones cuyo giro es igual deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía, antes de que electrones adicionales que tengan espines opuestos puedan ocupar los mismos orbitales.
Ejemplo:
Nitrógeno (Z=7)

Orden para llenar los orbitales según la Regla Diagonal:


1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
5f14 6d10 7p6

Ejercicios:
A. Identifica a que elemento pertenece cada una de las siguientes configuraciones:

1s2 2s2 2p1=
2. 1s2 2s2 2p4=
3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6=
4. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1=
Full transcript