El sistema periódico de clasificación de elementos químicos se ha ido mejorando con el paso del tiempo

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- No todos los elementos formaban triadas y el descubrimiento de nuevos elementos con propiedades a veces similares a la de algunas triadas, aumentó el número de elementos en algunas series. Así por ejemplo, el rubidio y el cesio tienen propiedades alcalinas similares a las del litio, sodio y potasio.

- De este modo se desechó la idea de que los grupos de elementos afines fueran limitados a 3.

- La importancia de las triadas de Döbereiner, radica en que, por primera vez, se agrupa a aquellos elementos que tienen propiedades similares, anticipándose el concepto de “familias químicas” que vendría más tarde.

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- Newlands

John Alexander Reina Newlands fue un químico analítico inglés que preparó en 1864 una tabla periódica de los elementos establecida según sus masas atómicas, y que señaló la ley de las octavas

- En 1864, comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero.

- Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en grupos, con propiedades muy parecidas entre sí y en periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

- El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas. [pic 10]

- Mendeléiev

Dmitri Ivánovich Mendeléyev fue un químico ruso, célebre por haber descubierto el patrón subyacente en lo que ahora se conoce como la tabla periódica de los elementos.

- La tabla periódica de Mendeleiev, estaba bastante elaborada y contenía a todos los elementos conocidos hasta ese momento, ordenados en una tabla con entrada doble, teniendo en cuenta ciertos criterios:

- Masa atómica de orden creciente: los elementos se clasifican de izquierda a derecha, siguiendo líneas horizontales.

- Similitud entre las propiedades: Los elementos que tienen propiedades similares (como por ejemplo, la valencia), se colocan en columnas verticales.

- En 1869 ya se conocían 63 elementos, de los 90 que hay en la naturaleza.

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- Monseley

Henry Gwyn Jeffreys Moseley fue un físico y químico inglés. Su principal contribución a la ciencia fue la justificación cuantitativa del concepto de número atómico mediante la Ley de Moseley. [pic 12]

- Propone el criterio de los elementos químicos con base en el número atómico y enuncia la ley periódica moderna: Cuando los elementos se ordenan por sus números atómicos sus propiedades físicas y químicas muestran tendencias periódicas.

- Formulación precisa: Monseley realizó una serie de experimentos donde confirmaba el modelo de Bohr para energía de rayos X a partir de la medición de frecuencias que surgen de las transiciones electrónicas de átomos pesados.

- Relación con el modelo de Bohr: Moseley considera la energía que debe poseer un fotón al ser emitido en una transición de nivel energético mayor a uno menor. La energía la calcula a partir del modelo atómico de Bohr y tomando en cuenta el apantallamiento sufrido por el electrón (que va a realizar la transición) debido a la carga nuclear.

- Propiedades Periódicas

- El radio atómico

Es una medida del tamaño de los átomos de un elemento específico. Indica la distancia entre el núcleo de un átomo y el borde exterior de sus electrones, o la distancia entre dos núcleos atómicos. Un átomo no tiene una estructura fija, por lo que su radio atómico se mide dividiendo la distancia entre los núcleos de los átomos tocar en medio. El radio puede ser diferente para el mismo átomo de uno dependiendo de si está unido o justo al lado de otro átomo. Tamaño atómico disminuye aún más a lo largo de cada fila de la tabla periódica en la contabilización de los metales alcalinos a los gases nobles, y aumenta hacia abajo columnas.

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- Potencial de Iniciación

1° Potencial de ionización: Es la mínima energía requerida para extraer al electrón más débilmente unido a un átomo neutro y gaseoso en estado basal y convertirlo en un catión de carga (+1).

Q1erP.I. + M(g) → M+(g) + 1e-

2º Potencial de ionización: Es la energía requerida para extraer al segundo electrón más débilmente unido al catión formado anteriormente.

Q2erP.I. + M(g) → M2+(g) + 1e-

La energía de ionizacion es una medida de cuan fuertemente están unidos los electrones a un átomo. La ionización siempre requiere energía para separar al electrón de la fuerza atractiva del núcleo. El extraer electrones adicionales requiere de la adición de más energía, así:

E.I.(1)

- Afinidad Electrónica

Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un anión en estado gaseoso y convertirlo en un átomo neutro gaseoso, en condiciones de presión y temperatura estándar.

M(g) + 1e- → M- (g) + E.A.

- Con muy pocas excepciones, este proceso de captación de electrones es favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).

- Las segundas, terceras, etc afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables.

- La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.

- Electronegatividad

- La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

- La electronegatividad