JÉSSICA  SUBIRI

                                    ROSELLÓ  Nº 30   3º D                                                              

 

 

 

 

 

 

                                                  INDICE

 

 

 

1-     Sistema Periódico.

2-     Ley Periódica.

3-     Desarrollo  Histórico.

4-     Mendeléiev y Meyer,

5-     Mendeléiev, Dmitri  Ivánovich.

6-     Meyer, Julius  Lothar.

7-     Periodo  dos.

8-     Litio.

9-     Berilio.

10-  Boro.

11-  Carbono.

12-  Nitrógeno.

13-  Oxigeno.

14-  Flúor.

15-  Neón.

16-  Conclusión.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                       SISTEMA  PERIÓDICO

 

 

 

Después de los importantes trabajos de MEYER y de MENDELEIEV puede decirse que quedó establecida definitivamente la Clasificación Periódica de los elementos químicos.  Numerosos autores la han ido perfeccionando con ligeros retoques y la inclusión de nuevos elementos que se han ido descubriendo.  En la actualidad son diversas las formas de presentar el Sistema Periódico  (S. P) con el fin de hacerlo más útil posible, pero todas ellas son ligeras variantes  de las dos formas fundamentales llamadas corta o de ocho columnas  y larga o de dieciocho columnas, que es la que más se utiliza en la actualidad.

 

Como puede observarse, los periodos (excepto el primero, constituido únicamente por hidrógeno y helio), están formados por los elementos que van desde un metal alcalino hasta el próximo gas inerte.  El segundo y tercer periodo contienen, cada uno, ocho elementos, pertenecientes a las familias o grupos principales.  El cuarto y quinto periodos están formados por dieciocho elementos, es decir, diez más que los periodos segundo y tercero; estos diez elementos extra constituyen los llamados elementos de transición y pertenecen a las familias o grupos secundarios  (grupos b).  El periodo sexto contiene treinta y dos elementos, o sea, catorce más que el cuarto y quinto, que se denominan lantánidos (antiguamente se llamaban tierras raras o escasas)   por ser todos ellos muy parecidos al lantano y tener que colocarlos juntos en la misma casilla. El ultimo periodo  (séptimo) está  incompleto y los elementos  que lo forman son casi todos inestables  (se desintegran sus núcleos y la mayoría son radiactivos)  y no existen en la naturaleza, habiéndose obtenido casi todos por medios artificiales (reacciones nucleares). En este periodo aparece otra serie de elementos muy parecidos entre sí (lo mismo que los lantánidos) y que reciben el nombre  de actínidos.

 

La principal ventaja de la forma larga del Sistema Periódico es que no es necesario doblar en dos filas los periodos largos, con lo que no existe confusión entre los grupos a y b  y,  por otro lado,  resulta una clara separación entre metales y no-metales.  Estos últimos quedan agrupados en el extremo superior derecho por encima de la diagonal quebrada.

 

Como puede observarse,  en varios lugares del Sistema Periódico no se sigue el orden riguroso de pesos atómicos,  sino que se ha invertido en tres parejas de elementos (argón y potasio, yodo y teluro, cobalto y níquel) a fin

de conservar  la analogía de propiedades en los elementos de la misma columna (familia).  Hechas estas correcciones, el número de orden de cada elemento en el Sistema Periódico es lo que se llama número atómico.

 

Lo mismo que otros grandes descubrimientos científicos, la clasificación periódica, según acabamos de ver, surgió de forma totalmente empírica y antes de que se conociesen sus fundamentos.  Sus descubridores y los que contribuyeron a su primitivo desarrollo no tenían ningún conocimiento sobre la estructura electrónica de los átomos, que, como veremos después, es la base de la clasificación periódica.  Esto no fue inconveniente para la inmediata utilización del Sistema Periódico como guía en el descubrimiento de nuevos elementos desconocidos  (siguiendo el ejemplo de MENDELEIEV)  y sobre todo como sistema de ordenación lógica de la enorme variedad de hechos químicos.    

 

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras 'A' o 'B', en donde la 'B' se refiere a los elementos de transición. Actualmente está ganando popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del  1 al  18 a través del sistema periódico.

 

Ley periódica

Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1.

 

 

 

 

 

 

 

Desarrollo histórico

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX,  los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner.

El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una 'lista' consistente de los elementos.

Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.

                                 

 

         p                              TABLA  PERIODICA

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Mendeléiev y Meyer

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el físico británico John William Strutt y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.

 

 

 

 

 

 

 

Mendeléiev, Dmitri Ivánovich (1834-1907).

Químico ruso conocido sobre todo por haber elaborado la tabla periódica de los elementos químicos. Esta tabla expone una periodicidad (una cadencia regular) de las propiedades de los elementos cuando están dispuestos según la masa atómica.

Mendeléiev nació en Tobolsk (Siberia), estudió química en la Universidad de San Petersburgo y en 1859 fue enviado a estudiar a la Universidad de Heidelberg. Allí conoció al químico italiano Stanislao Cannizzaro, cuyos planteamientos sobre la masa atómica determinaron su opinión. Mendeléiev regresó a San Petersburgo y fue profesor de química en el Instituto Técnico en 1863 y profesor de química general en la Universidad de San Petersburgo en 1866. Escribió los dos volúmenes de Principios de química (1868-1870), uno de los primeros libros de texto sobre química, que se convirtió en un clásico.

Durante la elaboración de este libro, Mendeléiev intentó clasificar los elementos según sus propiedades químicas. En 1869 publicó la primera versión de la tabla periódica. En 1871 publicó una versión corregida en la que dejaba huecos para elementos todavía desconocidos. Su tabla y sus teorías ganaron una mayor aceptación cuando posteriormente se descubrieron tres de estos elementos: el galio, el germanio y el escandio.

Entre las investigaciones de Mendeléiev también hay que mencionar el estudio de la teoría química de la disolución, la expansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo. En 1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un eclipse solar.

En 1890 abandonó la universidad como consecuencia de su postura política partidaria de reformas sociales. En 1893 fue director del  departamento de Pesas y Medidas de San Petersburgo, cargo que desempeñó hasta su muerte.

 

 

 

 

 

Meyer, Julius Lothar (1830-1895).

Químico alemán, conocido principalmente por su trabajo en la clasificación periódica de los elementos químicos. Nació en Varel y estudió en las universidades de Zurich, Würzburg, Heidelberg y Königsberg (actualmente Kaliningrado). A partir de 1876 fue profesor de química en la Universidad de Tübingen. En un artículo publicado en 1870 presentó su descubrimiento de la ley periódica que afirma que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de su masa atómica. Esta ley fundamental fue descubierta en 1869 por el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev, quien fue más reconocido por el hallazgo que su colega Meyer.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                           

 

 

 

                                            PERIODO  DOS

 

 

 

El principio de exclusión permite solamente que dos de los tres electrones del litio (z = 3) ocupen el estado  1s.  El tercero debe ir a la siguiente capa más alta (n= 2).  En un átomo de un electrón todos los estados n = 2  tienen la misma energía, pero en un átomo en el que la subcapa 1s está llena, los estados 2s tienen una energía ligeramente más baja que los estados 2p porque los electrones de la subcapa 1s neutralizan parcialmente la carga del núcleo para los electrones  que se hallan fuera de la nube 1s.  Un electrón 2p, que se halla completamente fuera de la distribución 1s (figura 1), es atraído por una carga efectiva de sólo  +e, mientras que un electrón 2s, que se halla parcialmente dentro de la distribución 1s, a veces es atraído por toda la carga +3e del núcleo.  Como consecuencia, el estado 2s tiene una energía más baja  (se halla más fuertemente ligado) 2que el estado 2p y, por lo tanto, el tercer electrón del litio se encuentra en el estado 2s.  El litio está colocado en el grupo  I porque puede perder fácilmente su electrón 2s para formar un ion de carga +e.

 

Los cuatro electrones del berilio (z = 4) llenan las subcapas 1s y 2s.  El berilio está en el grupo II porque puede perder fácilmente los dos electrones 2s.

 

Los seis elementos siguientes (z = 5  a z = 10) se forman añadiendo electrones a la subcapa 2p. La tabla 1 muestra cómo la subcapa 2p puede contener hasta seis electrones con spines convenientemente orientados.  El flúor (z = 9), al que falta un electrón para llenar la capa 2p, tiene una fuerte tendencia a llenar la última posición tomando un electrón adicional para formar un ion de carga –e. Por lo tanto, el flúor está en el grupo VII.  El gas inerte neón (z = 10) llena la capa 2p y completa el período 2.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Litio

De símbolo Li, es un elemento metálico, blanco plateado, químicamente reactivo, y el más ligero en peso de todos los metales. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 3.

El descubrimiento del elemento se le adjudica por lo general a Johann A. Arfvedson en 1817. Químicamente, el litio se asemeja al sodio en su comportamiento. Se obtiene por la electrólisis de una mezcla de cloruro de litio y potasio fundidos. Se oxida al instante y se corroe rápidamente al contacto con el aire; para almacenarlo, debe sumergirse en un líquido tal como la nafta. El litio ocupa el lugar 35 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe en la naturaleza en estado libre, sino sólo en compuestos, que están ampliamente distribuidos. El metal se usa como desoxidante y para extraer los gases no deseados durante la fabricación de fundiciones no ferrosas. El vapor del litio se usa para evitar que el dióxido de carbono y el oxígeno formen una capa de óxido en los hornos durante el tratamiento térmico del acero. Entre los compuestos importantes del litio están el hidróxido, utilizado para eliminar el dióxido de carbono en los sistemas de ventilación de naves espaciales y submarinos, y el hidruro, utilizado para inflar salvavidas; su equivalente de hidrógeno pesado (deuterio), se utiliza para fabricar la bomba de hidrógeno. El carbonato de litio, un mineral común, se usa en el tratamiento de las psicosis maníaco-depresivas.

El litio tiene un punto de fusión de 181 °C, un punto de ebullición de 1.342 °C y una densidad relativa de 0,53. Su masa atómica es 6,941.