Historia y Fundamentos de la Tabla Periódica y Enlaces Químicos

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HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA Periódicos= características que se repiten una y otra vez Johan Dobereiner (1817): Introdujo las triadas. Primer intento de clasificar elementos (clasifica los conocidos). Basado en pesos atómicos (masas atómicas). Primera triada: litio, sodio y potasio 1)Sacamos las masas atómicas de los elementos de los extremos (Li-K) 2) Li=6,94 K=39,098 3) Sacamos un promedio (39,098+6,94/2)=23,019 4)Comprobamos que la masa atómica del elemento del medio coincide (Na=22,990) 5)Casi coincide, pero al final todo son coincidencias no es real. Emile de Chancourtois (1862): Descubrió la periodicidad de los elementos y que los elementos son periódicos.

Mostró que las características se repetían. Usó un cilindro para alinear los pesos atómicos (caída de una canica). Canica va cayendo y representa la caída de los pesos atómicos. John Newlands (1864): Propuso las octavas. Notas musicales determinan la clasificación de elementos químicos Agrupó elementos cada 8, similar a las notas. Recibió la medalla de Davy. Dmitri Mendeléyev (1869): Padre de la tabla periódica. Formuló la ley periódica, organizando los elementos por peso atómico en forma vertical (columnas). Base de la tabla actual. Usó características químicas para la clasificación. Lothar Meyer (1870): Clasificó elementos por propiedades físicas.

Usó el punto de ebullición (líquido a gaseoso, medido por temperatura). Henry Moseley (1912): Establece estructura básica y orden de la T.P Definió 18 grupos (familias)-determinan características Dividió en 7 periodos-determinan niveles energéticos Dividió en bloques de subniveles: S, D, P, F (bloques) Bloque S: metales ligeros. Bloque D: metales de transición. Bloque P: no metales. Bloque F: tierras raras. Toma propiedades físicas y periódicas para clasificar. TABLA PERIÓDICA ACTUAL Periodicidad: Es la repetición regular de las propiedades de los elementos.

Elementos periódicos: Significa que, al ordenarse en la tabla periódica, sus propiedades se repiten en las columnas (grupos) y varían gradualmente a lo largo de las filas (periodos). Ley periódica Características de los elementos que varían gradualmente en la tabla. Propiedades periódicas: Las propiedades periódicas son aquellas que cambian según la posición de un elemento en la tabla. 1) Valencia: Número de electrones en el nivel más externo. Ejemplo: El calcio tiene valencia 2 (dos electrones en su último nivel). 2) Volumen: El volumen de los átomos aumenta al descender en los grupos. Aumenta de izquierda a derecha en los periodos. Ejemplo: el plomo tiene menor volumen que el francio.

3) Radio atómico: Distancia entre dos núcleos atómicos del mismo elemento. 4) Energía de ionización: Energía necesaria para que un átomo neutro pierda un electrón de valencia. Se pierde al formar compuestos. 5) Afinidad electrónica: Cambio de energía al agregar un electrón al átomo. Cada familia muestra cuántos electrones tiene en su último nivel. Los gases nobles no tienen afinidad electrónica ni energía de ionización (son no reactivos). Ejemplo: El bromo se convierte en anión (-1) y el potasio en catión (+1) porque potasio pierde un electrón más fácil (tiene uno en su último nivel) y bromo gana uno. 6) Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace.

Similar a la afinidad electrónica y energía de ionización. Ejemplo: Potasio = 0,82; bromo = 2,96. Diferencia de electronegatividad: 2,14 (compuesto iónico). Escala de Pauling: Covalente no polar: -diferencia 0,4. Covalente polar: diferencia 0,5 - 1,7. Iónico: diferencia > 1,7. Ejemplo: Potasio (0,82) y bromo (2,96). Diferencia: 2,14 (carácter iónico). 7) Carácter metálico y no metálico: Carácter metálico: tendencia a perder electrones (oxidación). Carácter no metálico: tendencia a ganar electrones (reducción). Más a la izquierda: carácter metálico. Más a la derecha: carácter no metálico. Oxidación y reducción: Oxidación: pérdida de electrones. Reducción: ganancia de electrones.

Ambos procesos son complementarios (uno pierde, otro gana). Ejemplo: en sodio y cloro, el sodio es agente reductor (pierde un electrón) y cloro es agente oxidante (gana un electrón). 8) Reactividad: Capacidad de una sustancia de participar en reacciones químicas (transformarse o combinarse con otras). Ejemplo: Sodio: electronegatividad 0,93; valencia 1; alta reactividad. Cloro: electronegatividad 3,16; valencia 7; menor afinidad electrónica. Los gases nobles son poco reactivos, ya que tienen 8 electrones en su último nivel.

ENLACES QUÍMICOS CONCEPTOS DE MAPA CONCEPTUAL Enlaces químicos: Son las fuerzas electrostáticas que unen átomos, esta energía electrostática los mantiene unidos para formar un compuesto. Longitud del enlace: Es la distancia entre dos átomos unidos. Mientras más corta sea la distancia, más fuerte es el enlace. Formación Los enlaces se forman cuando los átomos comparten o intercambian electrones para volverse más estables. Energía del enlace: Es la cantidad de energía necesaria para romper un enlace químico. Cuanto mayor es la energía, más estable es el enlace. Electrones de valencia: Son los electrones en la última capa que participan en los enlaces.

Regla del octeto: Los átomos buscan tener 8 electrones en su última capa para volverse estables. Excepciones a la regla del octeto: Hidrógeno: solo necesita 2 electrones. Boro: puede tener menos de 8. Algunos elementos pueden tener más de 8 electrones. Estructura de Lewis: Es un dibujo que muestra los electrones de valencia y cómo se enlazan los átomos mediante puntos y rayas. TIPOS DE ENLACE ENLACE IÓNICO METAL + NO METAL Fuerza de atracción donde ceden y aceptan electrones para formar enlaces. Se hace configuración electrónica y la estructura de Lewis. ENLACE COVALENTE NO METAL + NO METAL Los electrones se comparten entre los átomos para completar el octeto.

ENLACE COVALENTE DATIVO - COORDINADO Los electrones compartidos provienen de un solo átomo. Se genera cuando un elemento sobrepasa su valencia en un enlace covalente. Enlace metálico: Los metales comparten electrones entre muchos átomos del mismo elemento.

EXCEPCIONES REGLA DEL OCTETO ESTABLES CON MENOS DE 8 PUEDEN TENER MÁS DE 8 H 2 e He 2 e Be 4 e B 6 e P hasta 10 S hasta 12 Cl más de 8 Br más de 8 I más de 8 ENLACES INTERMOLECULARES Son fuerzas electrostáticas que se encuentran entre moléculas Ejemplo:H2O (enlace químico covalente , simple ) ENLACE INTERMOLECULAR Tipos de enlaces Intermoleculares 1) Fuerzas ion-Dipolo Están presentes en soluciones acuosas donde participan sales y agua Ejemplo: Cloruro de potasio KCL + H2O (solucion) + metal (K) - no metal (Cl) 2 Fuerzas de Van der Waals 2.1 Fuerza de London o Dipolo- inducido Definición: Las fuerzas de London o dipolo inducido se originan por el movimiento de los electrones en la nube electrónica, lo que puede generar dipolos momentáneos y producir una atracción electrostática entre moléculas.

Características: A mayor masa, mayor intensidad de fuerzas de London y mayor Polarizabilidad Polarizabilidad (cambio de forma , es decir una nube de 7-e cambia a un cuadrado de 7-e, eso si los -e nunca cambian, la forma si puede ser cualquier cosa) Se presentan principalmente en moléculas no polares formadas por elementos no metálicos. Pueden provocar un aumento del punto de ebullición de las sustancias. Ejemplo: Entre moléculas de I2. Cada molécula tiene un enlace covalente interno (I–I), pero entre una molécula de I y otra actúan las fuerzas de London. Gráfico Ejemplos de moléculas no polares: O N F Cl I B Entre estas moléculas actúan fuerzas de London